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Oktettregel
Sie besagt, dass die Elektronenkonfiguration von Atomen der Hauptgruppenelemente ab der zweiten Periode des Periodensystems in Molekülen maximal acht äußere …
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Grundidee und Bedeutung
Die Oktettregel oder Acht-Elektronen-Regel ist eine klassische chemische Regel für Atome der Hauptgruppenelemente ab der zweiten Periode des Periodensystems. Sie besagt, dass diese Atome in Molekülen maximal acht äußere Elektronen, sogenannte Valenzelektronen, beziehungsweise vier Elektronenpaare besitzen. Damit streben sie die Elektronenkonfiguration eines Edelgases an. Die Oktettregel ist ein Spezialfall der umfassenderen Edelgasregel.
Besonders häufig gilt sie für die Hauptgruppenelemente der zweiten Periode: Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und Fluor. Diese erreichen in den meisten Verbindungen die Elektronenkonfiguration des Edelgases Neon. Auch in elementaren Stoffen kann diese Konfiguration vorliegen, etwa bei Kohlenstoff als Diamant oder Fulleren, bei Distickstoff N₂, Ozon O₃ und Difluor F₂. Die genannten Atome können zwar von weniger als acht Elektronen umgeben sein, beispielsweise Kohlenstoff in einem Carbokation R₃C⁺, aber niemals von mehr als acht.
Geltungsbereich und formale Ausnahmen
Die Regel beschreibt die meisten stabilen Verbindungen von Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und Fluor gut. Bei Elementen höherer Perioden gibt es deutlich mehr Abweichungen. Zinn und Blei können zum Beispiel zweiwertige Kationen mit einem einsamen Elektronenpaar bilden. Dieses Verhalten wird als Effekt des inerten Elektronenpaares bezeichnet.
Wasserstoff sowie die leichten Kationen Li⁺, Be²⁺ und B³⁺ erfüllen die Oktettregel nicht, weil sie zu wenige Elektronen besitzen. In Verbindungen erreichen sie jedoch die Heliumkonfiguration mit nur zwei Elektronen und erfüllen damit die allgemeinere Edelgasregel. Ihre Einordnung als Ausnahme von der Oktettregel ist daher vor allem formal.
Scheinbare Oktetterweiterungen
Bei manchen Molekülen wird das Oktett nur formal überschritten. Typische Beispiele sind Phosphorpentafluorid PF₅, Schwefelhexafluorid SF₆ und Iodheptafluorid IF₇. Früher erklärte man die zusätzlichen Bindungselektronen häufig mit energetisch höherliegenden, unbesetzten d-Orbitalen. Genauere quantenmechanische Betrachtungen zeigen jedoch, dass diese wegen ihres sehr großen Energieunterschieds zu den s- und p-Valenzorbitalen keine wesentliche Rolle spielen sollten.
Alternative Darstellungen verwenden Mehrzentrenbindungen, bei denen eine Bindung mehr als zwei Atome umfasst, oder teilweise ionische Formulierungen wie PF₄⁺F⁻, SF₄²⁺(F⁻)₂ und IF₄³⁺(F⁻)₃. Moleküle sollten außerdem nicht als echte Ausnahmen gelten, wenn sich für sie Lewis-Formeln mit regelgerechtem Oktett zeichnen lassen, obwohl häufig Schreibweisen mit mehr als vier Bindungsstrichen verwendet werden. Beispiele dafür sind Schwefelsäure und Schwefeltrioxid.
Radikale bei Stickstoff und Sauerstoff
Stickstoffmonoxid NO und Stickstoffdioxid NO₂ sind beständige Radikale. Ein Radikal ist ein Teilchen mit mindestens einem ungepaarten Elektron. Diese Moleküle besitzen eine ungerade Gesamtzahl an Elektronen und sind deshalb grundsätzlich nicht mit der Oktettregel vereinbar.
Auch Disauerstoff O₂ bildet eine Ausnahme: Messungen zeigen, dass sein Molekül zwei ungepaarte Elektronen enthält, während die Edelgaskonfiguration gepaarte Elektronen verlangt. Bei Reaktionen von Kalium, Rubidium und Caesium mit Luft kann O₂ in das Hyperoxid-Ion O₂⁻ übergehen. Dabei entstehen die Hyperoxide KO₂, RbO₂ und CsO₂. Auch O₂⁻ hat eine ungerade Elektronenzahl und damit kein Oktett.
Instabile Zwischenprodukte und Übergangsmetalle
Die Oktettregel gilt vor allem für isolierbare, also als Stoffe gewinnbare Verbindungen. Bei chemischen Reaktionen können dagegen instabile, aber nachweisbare Zwischenprodukte entstehen, die ihr nicht gehorchen. Dazu gehören Radikale wie das Chlorradikal sowie Carbokationen. In einem Carbokation ist der Kohlenstoff teilweise nur von sechs Elektronen umgeben, beispielsweise bei der Umsetzung von Butylchlorid. Auch Nitrene und Carbene sind solche Ausnahmen.
Für Verbindungen der Übergangsmetalle gibt es als ähnliche Orientierung die 18-Elektronen-Regel. Sie ist jedoch höchstens für Komplexe mit überwiegend kovalent gebundenen Liganden hinlänglich gut erfüllt; selbst in diesem Bereich existieren zahlreiche Ausnahmen.
