Edelgasregel

Kernidee der Edelgasregel

Die Edelgasregel besagt, dass Atome anderer Elemente eine Elektronenzahl wie ein Edelgas anstreben; diese Anordnung heißt Edelgaskonfiguration. Sie ist bedeutsam, weil sie erklärt, warum viele Atome chemische Bindungen eingehen und warum viele Verbindungen relativ stabil sind.

Fast alle Edelgase besitzen acht Elektronen in der Valenzschale, also der äußersten Elektronenschale. Helium ist die Ausnahme: Es besitzt zwei Elektronen. Diese Konfigurationen sind so stabil, dass die meisten Edelgase keine chemischen Reaktionen eingehen. Unter Standardbedingungen liegen sie deshalb atomar und nicht molekular vor.

Nach Lewis und Kossel (1916) können Atome die Edelgaskonfiguration durch chemische Reaktionen erreichen: Sie können Elektronen vollständig aufnehmen oder abgeben; dabei entsteht eine ionische Bindung. Oder sie verwenden Elektronen gemeinsam mit anderen Atomen; dies ist eine Molekülbindung beziehungsweise kovalente Bindung.

Anwendung im Periodensystem

In der ersten Periode hat Helium die Elektronenkonfiguration 1s². Wasserstoff kann diese Konfiguration formal auf zwei Arten erreichen: durch Aufnahme eines Elektrons und Bildung des negativ geladenen Hydrid-Ions oder durch Ausbildung einer Elektronenpaarbindung. Lithium, Beryllium und Bor können die Helium-Konfiguration durch Elektronenabgabe erreichen; sie werden dabei zu entsprechend geladenen Kationen oxidiert.

Bei den weiteren Elementen der zweiten Periode wird die Edelgaskonfiguration meist durch Elektronenaufnahme, also Reduktion, erreicht. Dadurch erhalten sie die Elektronenkonfiguration von Neon: 1s²2s²2p⁶.

Für die folgenden Perioden liegt bei Ionen und Atomen in Verbindungen formal eine Edelgaskonfiguration vor, wenn in der äußersten Schale acht Elektronen vorhanden sind oder zugeordnet werden können. Dies entspricht der Besetzung s²p⁶ und damit der Elektronenkonfiguration eines Edelgases.

Oktettregel, Ausnahmen und Übergangsmetalle

Besonders in der organischen Chemie entspricht die Edelgasregel häufig der Oktettregel. Diese besagt, dass Atome insgesamt acht Außenelektronen anstreben. Gezählt werden sowohl Bindungselektronen als auch nicht bindende Elektronen. Die meisten Verbindungen, die diese Regel erfüllen, sind relativ stabil.

Die Regel gilt jedoch nicht uneingeschränkt. In der ersten Periode sind zwei statt acht Elektronen entscheidend. Ab der dritten Periode gilt sie nicht mehr ausschließlich, ab der vierten Periode nur noch selten. Ab der dritten Periode können durch die Nutzung von d-Orbitalen stabile Konfigurationen mit mehr als acht Außen-, Bindungs- oder freien Elektronen entstehen. Deshalb ist es günstiger, die Edelgasregel nach Gruppen statt allein nach Perioden anzuwenden.

Für die Hauptgruppen gilt grundsätzlich die Oktettregel. Bei Nichtmetallen gibt es aber auch formale Oktettüberschreitungen, etwa bei Fluoridverbindungen von Elementen der 5., 6. und 7. Hauptgruppe. Für Nebengruppenelemente gilt die Achtzehn-Elektronen-Regel als andere mögliche Deutung der Edelgasregel. In Komplexverbindungen wie Ferrocen und Nickeltetracarbonyl erreicht das zentrale Metallatom dabei die Elektronenkonfiguration von Krypton.

Abweichungen gibt es auch bei Elektronenmangelbindungen, zum Beispiel bei Borwasserstoffen wie Diboran und anderen Boranen. Sie treten besonders bei elektropositiven, elektronenarmen Übergangsmetallen sowie bei Lanthanoiden und Actinoiden auf. Überschreitungen und Unterschreitungen des Oktetts lassen sich häufig durch Mehrzentrenbindungen erklären. Bei sehr schweren Elementen können relativistische Effekte abweichen lassen: In PbO besitzt Blei die Oxidationsstufe II statt IV; dies wird als Effekt des inerten Elektronenpaares genannt.