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Oktettregel
- Die Oktettregel in der Chemie
- Die Oktettregel – einfach erklärt
- Oktettregel – Beispiele
- Ausnahmen der Oktettregel
- Verletzung der Oktettregel durch zusätzliche Elektronen
- Verletzung der Oktettregel durch das Fehlen von Elektronen
- Echte Ausnahmen
- Zusammenfassung der Oktettregel
- Häufig gestellte Fragen zum Thema Oktettregel
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Grundlagen zum Thema Oktettregel
Die Oktettregel in der Chemie
Warum kommen Sauerstoff $\left( \ce{O2} \right)$ oder Stickstoff $ \left( \ce{N2} \right)$ molekular vor? Warum reagieren Atome miteinander und bilden Moleküle wie beispielsweise Methan $\left( \ce{CH4} \right)$, Ammoniak $\left( \ce{NH3} \right)$ oder Fluorwasserstoff $\left( \ce{HF} \right)$? Vergleichen wir die aufgezählten Moleküle, können wir beobachten, dass die Atome der chemischen Elemente Kohlenstoff $\left( \ce{C} \right)$, Stickstoff $\left( \ce{N} \right)$, Sauerstoff $\left( \ce{O} \right)$ und Fluor $\left( \ce{F} \right)$ in einer chemischen Bindung nach jeweils acht Valenzelektronen streben. Dieses Phänomen kann mit der Oktettregel erklärt werden. Was die Oktettregel ist und wie sie lautet, erfährst du in diesem Text.
Die Oktettregel – einfach erklärt
Die Oktettregel hat viele Namen: Acht-Elektronen-Regel, Edelgasregel oder auch Oktett-Theorie. Sie bezieht sich auf die Elektronenkonfiguration der Edelgase (Elemente der 8. Hauptgruppe), die eine Besonderheit darstellen: Alle Edelgase haben acht Elektronen in den Außenschalen ihrer Atome. Ein Ausnahme stellt Helium $\left( \ce{He} \right)$ dar, da dessen Atome nur Platz für zwei Elektronen haben. Eine mit acht Elektronen voll besetzte Außenschale, bzw. zwei bei $\left( \ce{He} \right)$, stellt einen besonders stabilen Zustand dar. Man spricht hier von der Edelgaskonfiguration. Auch alle anderen Elemente streben eine solche Edelgaskonfiguration an (also eine voll besetzte Außenschale) und gehen chemische Bindungen ein, um diese zu erreichen. Eine Definition der Oktettregel könnte demnach wie folgt lauten:
Definition der Oktettregel: Atome streben in der Regel eine Elektronenkonfiguration an, bei der die äußerste Schale mit acht Elektronen voll besetzt ist. Man spricht in diesem Fall von einem Elektronenoktett.
Da die Oktettregel streng genommen nur für Elemente gilt, die auch tatsächlich in der Lage sind, acht Elektronen aufzunehmen, stellt sie gewissermaßen einen Spezialfall der etwas allgemeiner formulierten Edelgasregel dar. Die Edelgasregel besagt, dass alle Atome die Elektronenkonfiguration des jeweils im Periodensystem am nächsten stehenden Edelgases anstreben. Diese Formulierung schließt beispielsweise Wasserstoff $\left( \ce{H} \right)$ mit ein, das ja nur zwei Elektronen in seiner (einzigen) Schale – und damit die Edelgaskonfiguration von Helium $\left( \ce{He} \right)$ – anstrebt.
Oktettregel – Beispiele
Kovalente Bindungen
Wasser: $\ce{H}-\underline{\overline{\ce{O}}}-\ce{H}$ Das Sauerstoffatom hat in dieser Verbindung acht Valenzelektronen und damit die Elektronenkonfiguration des Neons. Jedes Wasserstoffatom hat in dieser Verbindung zwei Valenzelektronen und damit die Elektronenkonfiguration des Heliums.
Ionenbindungen
Natriumchlorid: $\ce{Na}^{+}~{|\underline{\overline{\ce{Cl}}}|}^{-}$ Das Chloridion erreicht die Elektronenkonfiguration des Argons und besitzt acht Valenzelektronen. Natrium hat ein Elektron abgegeben und besitzt nun die Elektronenkonfiguration des Neons. Das heißt, die darunterliegende (nun äußerste) Schale hat ebenfalls acht Valenzelektronen.
Beachte: Die Oktettregel ist anwendbar auf die einzelnen Atome innerhalb von Molekülen, nicht jedoch auf ein Molekül als Ganzes oder auf ganze molekulare Systeme.
Dazu noch ein Beispiel: Das Benzol-Molekül besitzt sechs frei bewegliche Elektronen und würde somit als Ganzes gesehen die Oktettregel verletzen. Der Benzolring des Moleküls setzt sich jedoch aus sechs Kohlenstoffatomen zusammen. Betrachten wir nun die einzelnen Kohlenstoffatome, so erkennen wir, dass diese für sich genommen acht Valenzelektronen besitzen und somit die Oktettregel erfüllt ist.
Die freien Elektronen werden also auf die im Molekül gebundenen Kohlenstoffatome aufgeteilt.
Ausnahmen der Oktettregel
Wie heißt es immer so schön: „Ausnahmen bestätigen die Regel!“ Auch die Oktettregel hat ihre Grenzen und ist nicht uneingeschränkt anwendbar. Schauen wir uns verschiedene Ausnahmefälle an:
Verletzung der Oktettregel durch zusätzliche Elektronen
Ein Beispiel ist das Schwefelsäure-Molekül $\left( \ce{H2SO4} \right)$. Das Schwefelatom hat hier insgesamt 12 Valenzelektronen, es herrscht also ein Elektronenüberschuss. Durch das Bilden einer sogenannten mesomeren Grenzstruktur lässt sich die Oktettregel aber dennoch erfüllen. Solche Grenzstrukturen treten bei Verbindungen auf, in denen verschiedenen Bindungsverhältnisse innerhalb des Moleküls möglich sind. Das nennt man Mesomerie.
Durch die andere Zuteilung der Elektronenpaare im Schwefelsäure-Molekül befindet sich nun jeweils eine negative Ladung an zwei der beiden Sauerstoffatome $\left( \ce{O} \right)$. Eine zweifach positive Ladung sitzt am Schwefelatom $\left( \ce{S} \right)$. Es liegt nun eine sogenannte Ladungsseparierung vor, wobei das Molekül als Ganzes nach außen immer noch ungeladen ist, da die Ladungen sich ausgleichen. Im Ergebnis erlangt das Schwefelatom auf diese Weise die gewünschten acht Valenzelektronen.
Verletzung der Oktettregel durch das Fehlen von Elektronen
Es gibt auch den entgegengesetzten Fall: In der Verbindung Boran $\left( \ce{BH3} \right)$ tritt ein Elektronenmangel auf. Das Boratom $\left( \ce{B} \right)$ verfügt nur über sechs Valenzelektronen. Es ist daher sehr instabil. Um den Elektronenmangel auszugleichen, reagieren zwei Bor-Moleküle miteinander, es entsteht Diboran:
Die beiden Boratome verfügen nun formal über acht Valenzelektronen und erfüllen so die Oktettregel.
Echte Ausnahmen
Bisher konnten wir durch die Anwendung von Grenzstrukturen die Oktettregel trotz vermeintlicher Widersprüche dennoch erfüllen. Es gibt jedoch Moleküle, da helfen auch keine mesomeren Grenzstrukturen mehr. Bei manchen Verbindungen ist die Oktettregel schlicht nicht anwendbar, wie folgende Beispiel zeigen:
Triplett-Sauerstoff: $\cdot\,\underline{\overline{\ce{O}}}-\underline{\overline{\ce{O}}}\,\cdot$ Diese Form des Sauerstoffs ist dir vielleicht nicht so geläufig, jedoch ist diese Variante des Sauerstoff-Moleküls tatsächlich energetisch günstiger als der bekannte Singulett-Sauerstoff $\left( \underline{\overline{\ce{O}}}=\underline{\overline{\ce{O}}} \right)$. Die Sauerstoffatome haben in der Form des Triplett-Sauerstoffs allerdings nur sieben Valenzelektronen.
Stickstoffmonoxid: $\cdot\,\overline{\ce{N}}=\underline{\overline{\ce{O}}}$ Auch in diesem Molekül besitzt das Stickstoffatom nur sieben Valenzelektronen.
Metallbindungen: In einer Metallbindung bewegen sich zwischen den positiv geladenen Metallionen (den Atomrümpfen) frei bewegliche Elektronen. Die Oktettregel ist hier nicht anwendbar.
Zusammenfassung der Oktettregel
- Die Oktettregel besagt, dass alle Atome danach streben, eine mit acht Valenzelektronen voll besetzte Außenschale zu erlangen. Ausgenommen sind die Elemente, deren Außenschale bereits mit zwei Elektronen voll besetzt ist, z. B. Wasserstoff $\left( \ce{H} \right)$.
- Um die Oktettregel zu erfüllen, gehen Elemente Ionen- oder Atombindungen ein. So lassen sich mithilfe der Oktettregel mögliche Summen- und Molekülformeln aufstellen. Die Oktettregel gilt dabei jedoch immer nur für einzelne Atome innerhalb eines Moleküls, nicht für Moleküle als Ganzes.
- Die Oktettregel lässt einige Ausnahmen zu, wobei auftretende Widersprüche teilweise durch die Bildung mesomerer Grenzstrukturen, teilweise aber auch gar nicht aufgelöst werden können.
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Häufig gestellte Fragen zum Thema Oktettregel
Die Oktettregel ist ein Hilfsmittel, das in Form einer Merkregel verdeutlicht, dass alle Atome in der Regel danach streben, eine stabile Elektronenkonfiguration mit acht Außenelektronen zu erreichen.
Die Oktettregel gilt für alle Elemente außer Wasserstoff $\left( \ce{H} \right)$ und Helium $\left( \ce{He} \right)$, sowie ebenfalls nicht für die Metalle der zweiten Periode, Lithium $\left( \ce{Li} \right)$ und Beryllium $\left( \ce{Be} \right)$, da diese durch die Abgabe ihrer Außenelektronen ja ebenfalls auf die Edelgaskonfiguration des Heliums $\left( \ce{He} \right)$, also eine Außenschale mit zwei Elektronen, zurückfallen. Darüber hinaus gibt es einige Elemente, die oft auch von der Oktettregel abweichende Zustände einnehmen können, z. B. Bor $\left( \ce{B} \right)$ und Schwefel $\left( \ce{S} \right)$.
Die Oktettregel gilt nicht für die Elemente Wasserstoff $\left( \ce{H} \right)$, Helium $\left( \ce{He} \right)$, Lithium $\left( \ce{Li} \right)$ und Beryllium $\left( \ce{Be} \right)$, da diese allesamt die Edelgaskonfiguration des Heliums $\left( \ce{He} \right)$ anstreben, also lediglich zwei Außenelektronen.
Die Oktettregel kann in einigen Fällen verletzt werden, wenn diese Verletzung durch die Bildung einer mesomeren Grenzstruktur ausgeglichen werden kann, wie das beispielsweise bei der Schwefelsäure $\left( \ce{H2SO4} \right)$ und dem Boran-Molekül $\left( \ce{BH3} \right)$ möglich ist. In manchen Molekülen, wie dem Triplett-Sauerstoff $\left( \cdot\,\underline{\overline{\ce{O}}}-\underline{\overline{\ce{O}}}\,\cdot \right)$ oder Stickstoffmonoxid $\left( \cdot\,\overline{\ce{N}}=\underline{\overline{\ce{O}}} \right)$, kann der Widerspruch zur Oktettregel jedoch nicht aufgelöst werden.
Metallatome können Kationen bilden, indem sie ihre Außenelektronen abgeben. Sie leeren damit ihre äußerste Schale, wodurch die darunterliegende Schale zur neuen Außenschale wird, die bei den meisten Metallen bereits mit acht Elektronen voll besetzt ist. Als Kationen können die Metalle mit anderen Stoffen eine Ionenbindung eingehen. Für ein reines Metall, also den elementaren Stoff, gilt die Oktettregel jedoch nicht. Die Metallatome liegen hier in Form positiv geladener Atomrümpfe vor, während die Außenelektronen der Atome innerhalb des Metalls frei beweglich sind. So teilen gewissermaßen alle Atome im Metall auch alle ihre Außenelektronen miteinander.
Transkript Oktettregel
Sie streben danach, sich zu acht aufzuhalten. So klingen sie am Besten, fühlen sich am Wohlsten, sind einfach stabil! Genau wie Valenzelektronen. Bitte was? In diesem Video geht es um eine der wichtigsten Regeln in der Chemie, die "Oktettregel". Bevor wir aber so richtig ins Thema einsteigen: Was waren noch einmal Valenzelektronen? Das sind die Außenelektronen eines Atoms, sie befinden sich also in der äußersten Schale. Von allen Elektronen eines Atoms sind das eigentlich die Interessantesten. Valenzelektronen sind für das chemische Verhalten eines Atoms verantwortlich. Die Anzahl an Valenzelektronen eines Elements kannst du aus dem Periodensystem entnehmen. Die Nummer der Hauptgruppe entspricht der Anzahl an Valenzelektronen. Das heißt also alle Elemente in der ersten Hauptgruppe haben EIN Valenzelektron, die in der zweiten zwei, in der dritten drei, und so weiter. Einzige Ausnahme ist Helium. Trotz der Position in der achten Hauptgruppe, hat Helium nur zwei Außenelektronen, was an der Anzahl an Schalen liegt. Vielleicht erinnerst du dich: Pro Periode kommt eine Schale um den Atomkern dazu. Da sich Wasserstoff und Helium in der ersten Periode befinden, haben diese Elemente nur eine Schale und auf dieser ist lediglich Platz für maximal zwei Valenzelektronen. Bei allen anderen Perioden kommt von links nach rechts EIN Valenzelektron auf der äußersten Schale hinzu, bis wir in der achten Hauptgruppe und dem achten Valenzelektron angekommen sind. Dann ist die Schale komplett gefüllt. Und genau hier kommt nun die Oktettregel ins Spiel! Generell beschränkt sich die Oktettregel, die auch Acht-Elektronen-Regel genannt wird, auf die Elemente der Hauptgruppen, ab der zweiten Periode. Es geht hierbei also um die Verteilung der Elektronen in der Elektronenhülle, also die "Elektronenkonfiguration". Ist die äußerste Schale voll besetzt, ist dies energetisch besonders stabil und wird daher angestrebt. Das ist die Edelgaskonfiguration. Edelgase sind die Elemente in der achten Hauptgruppe. Diese haben generell eine voll besetzte Außenschale. Das macht Edelgase sehr stabil. Sie reagieren daher quasi gar nicht und gehen mit anderen Elementen keine Verbindungen ein. Edelgase sind "reaktionsträge". Fast wie dieser kleine Kumpel hier. Ist die Oktettregel dann eigentlich das Gleiche wie die Edelgasregel? Ein ganz klares "Jein" ist die Antwort. Die Oktettregel ist spezieller, die Edelgasregel allgemeingültiger. Grundsätzlich gilt die Oktettregel als Sonderform der Edelgasregel. Die Edelgasregel besagt ganz allgemein, dass Atome danach bestrebt sind, die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Also ist bei der Edelgasregel die erste Periode mit einbezogen. Bei der Oktettregel nicht, denn hier geht es tatsächlich NUR um das Erreichen der acht Außenelektronen. Dieser Zustand kann durch bilden ionischer oder kovalenter Bindungen erreicht werden. Sehen wir uns das zuerst anhand der ionischen Bindung an. Im Prinzip geht es darum, dass Elemente der ersten bis dritten Hauptgruppe eher ihre Außenelektronen ABgeben und die Elemente der fünften bis siebten welche AUFnehmen. Nehmen wir als Beispiel mal wieder unser geliebtes Kochsalz: Natriumchlorid. Natrium, in der ersten Hauptgruppe ansässig, hat EIN Außenelektron. Es muss also nur dieses Außenelektron abgeben, dann wird die Schale darunter zur neuen Außenschale – und die ist ja bereits vollbesetzt. Bingo! Natrium wird also, durch die Elektronenabgabe, zu einem positiv geladenen Kation und erhält so die Edelgaskonfiguration von Neon. Chlor befindet sich in der siebten Hauptgruppe und möchte mit seinen sieben Außenelektronen liebend gerne EIN Elektron aufnehmen, um so als negativ geladenes Anion die Edelgaskonfiguration von Argon zu erreichen. Du siehst vermutlich schon wohin das führt: Die Bildung von Natriumchlorid ist ein super Deal für beide, da durch die Elektronenabgabe beziehungsweise -aufnahme sowohl bei Natrium, als auch bei Chlor die Edelgaskonfiguration erreicht wird. So, sehen wir uns jetzt noch an, was bei der Ausbildung von kovalenten Bindungen beziehungsweise Atombindungen passiert. Anders als bei den Ionenbindungen teilen sich die Atome in einer Atombindung ihre Außenelektronen. Dies ist vor allem der Fall, wenn Nichtmetalle untereinander Bindungen eingehen. Nehmen wir hier Kohlenstoffdioxid als Beispiel. Hier haben wir ein Kohlenstoffatom mit vier Außenelektronen und zwei Sauerstoffatome mit jeweils sechs Außenelektronen. Gehen diese nun eine Bindung ein, kommen alle Bindungspartner auf acht Elektronen. Die "geteilten" Elektronen, also die Bindungselektronen, gehören nun jeweils beiden Partnern einer Bindung. Was wäre eine Regel in der Chemie ohne Ausnahmen? Darauf ist auch bei der Oktettregel Verlass. Grundsätzlich gilt die Oktettregel in erster Linie für stabile Verbindungen. Zwischenprodukte bilden also meist eine Ausnahme. Bei Elementen der höheren Perioden gibt es deutlich mehr Ausnahmen und die Oktettregel wird häufig nicht erfüllt, wie beispielsweise bei Zinn und Blei. Ebenso Radikale, also Atome mit mindestens einem ungepaarten Elektron in der Außenschale, weisen meist weniger als acht Valenzelektronen auf. Apropos radikal: wir kommen jetzt knallhart zum Ende und damit zur Zusammenfassung. Die Oktettregel als Sonderform der Edelgasregel besagt, dass alle Elemente des Periodensystems ab der zweiten Periode nach acht Elektronen und damit nach einer vollbesetzten Außenschale streben. Wasserstoff und Helium in der ersten Periode streben nach der Edelgasregel nach zwei Außenelektronen. Um die Oktettregel zu erfüllen, können Außenelektronen abgegeben und aufgenommen werden, wie bei der Ionenbindung, oder geteilt werden, wie es bei der Atombindung der Fall ist. Ein Geben und Nehmen wie bei den Valenzelektronen, sag' ich doch! Einfach stabil und edel die Jungs!
Oktettregel Übung
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Beschreibe, was Valenzelektronen sind.Tipps
Von allen Elektronen eines Atoms sind die Valenzelektronen die interessantesten.Lösung
Atome bestehen aus sogenannten Elementarteilchen. Im Atomkern befinden sich Protonen und Neutronen, in der Atomhülle befinden sich die Elektronen. Dabei gibt es eine bestimmte Gruppe von Elektronen, die besonders wichtig ist, wenn es um chemische Verbindungen geht. Dabei handelt es sich um die Valenzelektronen:
- Valenzelektronen sind die Außenelektronen eines Atoms. Sie befinden sich auf der Valenzschale, also auf der äußersten Schale, eines Atoms.
- Von allen Elektronen eines Atoms sind das die interessantesten, denn Valenzelektronen sind für das chemische Verhalten eines Atoms verantwortlich.
- Die Anzahl an Valenzelektronen eines Elements kannst du dem Periodensystem der Elemente entnehmen. Die Nummer der Hauptgruppe entspricht der Anzahl an Valenzelektronen. Das heißt also, dass alle Elemente in der ersten Hauptgruppe ein Valenzelektron haben, die in der zweiten zwei, in der dritten drei und so weiter.
- Eine Ausnahme ist Helium: Trotz der Position in der achten Hauptgruppe hat Helium nur zwei Außenelektronen. Dies liegt daran, dass sich Helium in der ersten Periode befindet und nur eine Schale besitzt.
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Gib die Anzahl der Valenzelektronen an.Tipps
Valenzelektronen sind die Außenelektronen.
Die Außenelektronen befinden sich auf der Valenzschale. Das ist die äußerste Schale eines Atoms.Lösung
Die Anzahl an Valenzelektronen eines Elements kannst du dem Periodensystem der Elemente entnehmen. Die Nummer der Hauptgruppe entspricht der Anzahl an Valenzelektronen. Das heißt also, dass alle Elemente in der ersten Hauptgruppe ein Valenzelektron haben, die in der zweiten zwei, in der dritten drei und so weiter.
- Das Alkalimetall Natrium befindet sich in der ersten Hauptgruppe. Somit hat das Natriumatom nur ein Valenzelektron auf der Valenzschale.
- Chlor steht in der siebten Hauptgruppe, daher besitzt es sieben Valenzelektronen. Elemente der siebten Hauptgruppe gehören zu den Halogenen und gehen gern Verbindungen mit Elementen der ersten Hauptgruppe ein, um deren abgegebenes Elektron aufzunehmen.
- Sauerstoff befindet sich in der sechsten Hauptgruppe. Deshalb wissen wir, dass ein Sauerstoffatom sechs Valenzelektronen auf der äußersten Schale hat.
- Das Metall Aluminium steht in der dritten Hauptgruppe. Somit sind drei Valenzelektronen auf der äußersten Schale, die abgegeben werden können.
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Vergleiche die Edelgasregel mit der Oktettregel.Tipps
Drei Antwortmöglichkeiten bleiben übrig.
Edelgase sind energetisch stabil.
Auf der ersten Schale ist lediglich Platz für maximal zwei Valenzelektronen.Lösung
Die Edelgasregel besagt ganz allgemein, dass Atome danach bestrebt sind, die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Edelgase sind die Elemente in der achten Hauptgruppe, die eine voll besetzte Außenschale haben und somit sehr stabil sind. Sie reagieren deshalb quasi gar nicht und gehen mit anderen Elementen keine Verbindungen ein. Sie sind also reaktionsträge.
Die Oktettregel ist spezieller, denn sie gilt als Sonderform der Edelgasregel und wird auch Acht-Elektronen-Regel genannt. Sie beschränkt sich auf die Elemente der Hauptgruppen ab der zweiten Periode. Es geht hierbei also um die Verteilung der Elektronen in der Elektronenhülle: die Elektronenkonfiguration. Ist die äußerste Schale voll besetzt, ist dies energetisch besonders stabil und wird daher angestrebt.
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Charakterisiere die Bindungsarten der beiden Beispiele.Tipps
Jedem Beispiel werden fünf Elemente zugeordnet.
Metalle und Nichtmetalle gehen eine Ionenbindung ein.
Eine andere Bezeichnung für „Atombindung“ ist „kovalente Bindung“.Lösung
Natriumchlorid $(\ce{NaCl})$ ist ein Beispiel für eine Ionenbindung. In der Regel entstehen Ionenbindungen, wenn ein Nichtmetall und ein Metall miteinander eine Verbindung eingehen. Dabei gibt ein Bindungspartner ein oder mehrere Elektronen ab, der andere wiederum nimmt diese Elektronen auf.
Natrium ist in der ersten Hauptgruppe ansässig und hat ein Außenelektron. Es muss also nur dieses Außenelektron abgeben, dann wird die Schale darunter zur neuen Außenschale – und die ist ja bereits voll besetzt. Natrium wird durch die Elektronenabgabe zu einem positiv geladenen Kation $(\ce{Na+})$ und erhält so die Edelgaskonfiguration von Neon.
Chlor befindet sich in der siebten Hauptgruppe und möchte mit seinen sieben Außenelektronen sozusagen liebend gerne ein Elektron aufnehmen, um als negativ geladenes Anion $(\ce{Cl-})$ die Edelgaskonfiguration von Argon zu erreichen.
Die Bildung von Natriumchlorid ist daher „ein super Deal“ für beide, da durch die Elektronenabgabe beziehungsweise Elektronenaufnahme sowohl bei Natrium als auch bei Chlor die Edelgaskonfiguration erreicht wird.
Kohlenstoffdioxid $(\ce{CO2})$ ist ein Beispiel für eine Atombindung beziehungsweise kovalente Bindung. Diese Bindungsart entsteht, wenn Nichtmetalle miteinander reagieren.
Hier haben wir ein Kohlenstoffatom mit vier Außenelektronen und zwei Sauerstoffatome mit jeweils sechs Außenelektronen. Diese Bindungspartner gehen eine Bindung ein, indem sie sich die Elektronen teilen, um auf die acht Außenelektronen zu kommen und somit die Oktettregel zu erfüllen. Die geteilten Elektronen, also die Bindungselektronen, gehören nun jeweils beiden Partnern einer Bindung.
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Bestimme die jeweilige Bindungsart.Tipps
In einer Atombindung werden Elektronen geteilt.
In einer Ionenbindung gibt ein Atom ein oder mehrere Elektronen an ein anderes Atom ab. So werden beide zu Ionen.Lösung
$\ce{NaCl}$ (Natriumchlorid) ist ein Beispiel für eine Ionenbindung.
Natrium ist in der ersten Hauptgruppe ansässig und hat somit ein Außenelektron. Es muss also nur dieses Außenelektron abgeben, dann wird die Schale darunter zur neuen Außenschale – und die ist ja bereits voll besetzt. Natrium wird durch die Elektronenabgabe zu einem positiv geladenen Kation $(\ce{Na+})$ und erhält so die Edelgaskonfiguration von Neon.
Chlor befindet sich in der siebten Hauptgruppe und möchte mit seinen sieben Außenelektronen sozusagen liebend gerne ein Elektron aufnehmen, um als negativ geladenes Anion $(\ce{Cl-})$ die Edelgaskonfiguration von Argon zu erreichen.
Die Bildung von Natriumchlorid ist daher „ein super Deal“ für beide, da durch die Elektronenabgabe beziehungsweise Elektronenaufnahme sowohl bei Natrium als auch bei Chlor die Edelgaskonfiguration erreicht wird.
$\ce{CO2}$ (Kohlenstoffdioxid) ist ein Beispiel für eine Atombindung beziehungsweise kovalente Bindung.
Hier haben wir ein Kohlenstoffatom mit vier Außenelektronen und zwei Sauerstoffatome mit jeweils sechs Außenelektronen. Gehen diese eine Bindung ein, kommen alle Bindungspartner auf acht Elektronen. Die geteilten Elektronen, also die Bindungselektronen, gehören nun jeweils beiden Partnern einer Bindung.
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Bestimme die Bindungsart von Wasser.Tipps
Es gibt zwei richtige Antworten.
Die Verbindung Wasser besteht aus den Elementen Wasserstoff ($\ce{H}$) und Sauerstoff ($\ce{O}$).
Nimm das Periodensystem der Elemente zur Hilfe, um nachzuschauen, welche Eigenschaften Wasserstoff und Sauerstoff haben.
Die Summenformel von Wasser lautet $\ce{H2O}$.
Wasserstoff und Sauerstoff sind beide Nichtmetalle.Lösung
Wasser ist eine Verbindung aus Wasserstoff und Sauerstoff. Beide Elemente des Periodensystems sind Nichtmetalle. Sie gehen also eine Atombindung ein. Das heißt, sie teilen sich die Außenelektronen.
Wasserstoff befindet sich in der ersten Hauptgruppe und hat darum ein Außenelektron. Sauerstoff steht in der sechsten Hauptgruppe. Das bedeutet, auf der äußersten Schale befinden sich sechs Außenelektronen.
Würden die beiden Bindungspartner eine Verbindung eingehen, wäre die Edelgasregel für Sauerstoff noch nicht erfüllt, da ein Wasserstoffatom nur ein Außenelektron anbieten kann, Sauerstoff aber zwei benötigt, um eine voll besetzte Schale zu haben. Daher wird ein zweites Wasserstoffatom benötigt. So sind alle „zufrieden“: Sauerstoff hat durch die Verbindung mit zwei Wasserstoffatomen (mit jeweils einem Außenelektron) acht Außenelektronen, die beiden Wasserstoffatome haben durch die Verbindung jeweils zwei Außenelektronen und somit auch eine voll besetzte Schale. Die Summenformel von Wasser lautet also $\ce{H2O}$.
Wasserstoff benötigt anstatt acht nur zwei Außenelektronen, weil es nur eine Valenzschale besitzt. Die innerste aller Schalen hat lediglich Platz für maximal zwei Elektronen. Deshalb ist für Helium und Wasserstoff die Edelgasregel bereits bei zwei Außenelektronen erfüllt.
Valenzelektronen – ihre Bedeutung für chemische Bindungen
Elektronegativität
Oktettregel
Ionenbindung – Bindung der Salze
Polare Atombindung
Kovalente und ionische Bindungen
Wasserstoffbrückenbindung
Dipole
Metallbindung
Van-der-Waals-Kräfte
Kovalente Bindungen
Unpolare Atombindung
Die Metallbindung
Intermolekulare Kräfte
Elektronegativität