Die Oktettregel – Definition einfach und kurz erklärt

Der Begriff Edelgaskonfiguration oder Edelgaszustand beschreibt den Zustand einer vollen äußeren Valenzschale. Da alle Edelgasatome stets eine volle Valenzschale besitzen, wird diese Elektronenkonfiguration auch Edelgaskonfiguration genannt. Die Edelgaskonfiguration ist besonders stabil und damit der energetisch günstigste Zustand der Elektronenhülle.

Die Oktettregel in der Chemie ist ein Spezialfall der Edelgasregel und beschreibt das Streben von Atomen der Hauptgruppenelemente nach einer vollen äußeren Valenzschale. Sie möchten also die stabile Edelgaskonfiguration erreichen. Der Name der Oktettregel kommt davon, dass bei den Hauptgruppenelementen eine voll besetzte äußere Schale acht Elektronen, also ein Elektronenoktett, besitzt.

Die Edelgasregel in der Chemie leitet sich von der Besetzung der äußersten Schale der Edelgase ab. Zur Veranschaulichung kann das Schalenmodell der Edelgase Argon und Neon betrachtet werden. Neon steht in der zweiten Periode und hat damit zwei Schalen, die von Elektronen besetzt werden können. Außerdem hat es laut seiner Ordnungszahl insgesamt zehn Elektronen. Die erste Schale des Neons ist mit zwei Elektronen besetzt und damit voll. Die zweite Schale (Valenzschale) kann insgesamt acht Elektronen aufnehmen und ist beim Neon ebenfalls voll besetzt (Edelgaskonfiguration).

Argon hat insgesamt 18 Elektronen, die auf die verschiedenen Schalen aufgeteilt werden müssen. Die zwei inneren Schalen sind identisch zu den beiden Schalen des Neons. Da Argon aber eine Periode höher als Neon steht, hat es noch eine dritte Schale. Diese ist ebenfalls mit acht Elektronen gefüllt. Somit folgt auch Argon mit seiner Außenschale der Oktettregel. Die Elektronenkonfigurationen aller Edelgasatome sind in der folgenden Tabelle zusammengefasst. 

Die erste Schale wird mit eins bezeichnet. Die Schalen der Elektronenhülle können außerdem auch in Orbitale unterteilt werden, die dann mit Buchstaben (s, p, d, f) gekennzeichnet werden. Die unterschiedlich gekennzeichneten Orbitale können unterschiedlich viele Elektronen aufnehmen. Mit einer hochgestellten Zahl wird die Anzahl der Elektronen in diesem Orbital angegeben. Für Helium wäre es also 1s² , da hier die erste Schale nur ein Orbital (s) enthält, das mit zwei Elektronen besetzt ist. Für weitere Elektronenkonfigurationen wird 1s² mit [He] abgekürzt, da es der Elektronenkonfiguration des Heliums gleicht. Die äußerste Schale des Neons ist von innen heraus gezählt die zweite Schale. Sie ist in ein s- und ein p-Orbital unterteilt. Das s-Orbital kann zwei Elektronen aufnehmen und das p-Orbital sechs. Damit befinden sich insgesamt acht Elektronen in der äußersten Schale des Neons.

Atome, die durch ihre eigene Elektronenkonfiguration kein Oktett erreichen, können sich über kovalente Bindungen die Elektronen mit einem anderen Atom teilen. Dies ist die Grundlage zur Entstehung von Molekülen. An den folgenden Beispielen soll das Erreichen des Elektronenoktetts durch kovalente Bindungen veranschaulicht werden.

Um die Entstehung des Wassermoleküls zu verstehen, müssen zunächst die Elektronenkonfigurationen der einzelnen Atome betrachtet werden. Wasserstoff (H) hat nur ein Elektron. Da er aber auch nur eine Schale hat, die insgesamt zwei Elektronen tragen kann, fehlt ihm nur noch ein weiteres Elektron, um die Edelgaskonfiguration des Heliums zu erreichen. Wasserstoff und Helium bilden die Ausnahmen von der Oktettregel. Sauerstoff (O) hat als einzelnes Atom insgesamt acht Elektronen, von denen sechs in der Valenzschale liegen. Es fehlen dem Sauerstoff also insgesamt zwei Elektronen, um die Edelgaskonfiguration des Neons zu erreichen. Eine kovalente Bindung enthält formal zwei Elektronen: je eins von jedem Bindungspartner. Die Elektronen in der Bindung werden dann von den beteiligten Atomen geteilt. Durch die Ausbildung von zwei kovalenten Bindungen zu Wasserstoffatomen werden dem Sauerstoff seine fehlenden zwei Elektronen zur Verfügung gestellt. Zusätzlich bekommt auch jedes Wasserstoffatom je ein Elektron vom Sauerstoff geteilt. So erreichen sowohl die beiden Wasserstoffatome als auch das Sauerstoffatom die Edelgaskonfiguration.

Kohlenstoff besitzt insgesamt sechs Elektronen, von denen vier in der äußeren Schale sitzen. Es fehlen ihm also noch vier Elektronen zum Erreichen der Edelgaskonfiguration. Diese vier Elektronen können dem Kohlenstoff durch das Ausbilden von vier kovalenten Bindungen zur Verfügung gestellt werden. Bei der Ausbildung von vier kovalenten Einzelbindungen zu Wasserstoffatomen kann das Erfüllen der Oktettregel zum Methan führen. Es können aber auch Mehrfachbindungen gebildet werden. Die Erfüllung der Oktettregel des Ethens kommt durch die Ausbildung einer Doppelbindung zwischen zwei Kohlenstoffatomen und je zwei Einzelbindungen zu Wasserstoffatomen zustande.

Zum Erreichen der Edelgaskonfiguration müssen nicht immer verschiedene Partner eine kovalente Bindung miteinander eingehen. Einige Elemente kommen natürlich nur als zweiatomige Moleküle vor. Hierzu zählen zum Beispiel die Halogene, Wasserstoff, Sauerstoff und Stickstoff. Am Beispiel des Fluors soll dies erklärt werden. Ein einzelnes Fluoratom besitzt insgesamt neun Elektronen, von denen sich sieben in der äußeren Schale befinden. Es fehlt also nur ein weiteres Elektron zum Erreichen der Edelgaskonfiguration. Durch eine kovalente Bindung können sich zwei Fluoratome zwei Elektronen teilen, wodurch jedes insgesamt acht Außenelektronen besitzt.

Auf eine ähnliche Weise wie beim Fluor führt die Oktettregel auch bei Wasserstoff zu einem zweiatomigen Molekül.

Ionenbindungen sind ein Extremfall des Elektronenaustauschs. Hier werden die Elektronen nicht wie in einer kovalenten Bindung geteilt, sondern permanent an den Bindungspartner abgegeben. Ein bekanntes Beispiel hierfür ist das Natriumchlorid. Chlor hat wie Fluor auch sieben Elektronen in seiner äußersten Schale. Es fehlt somit nur noch ein Elektron zum Erreichen der Edelgaskonfiguration. Natrium hat nur ein Elektron in seiner äußersten Schale. Für Natrium ist es jedoch ungünstig, sieben weitere Elektronen aufzunehmen. Stattdessen gibt es ein Elektron aus der äußersten Schale an Chlor ab. Dadurch entsteht das Chloridion mit einer voll besetzten äußeren Schale. Durch die Abgabe des Elektrons aus seiner äußersten Schale ist beim Natrium nun die darunterliegende volle Schale die neue Valenzschale.

Die Oktettregel gilt nicht für alle Atome des Periodensystems. Es gibt einige Ausnahmen. Die Oktettregel wird zum Beispiel beim Triplett-Sauerstoff, Stickstoffmonoxid und bei Metallen nicht befolgt. Auch für Zwischenprodukte und Intermediate von Reaktionen muss die Oktettregel nicht streng gelten, da diese meist keine isolierbaren Verbindungen sind. 

Für die Übergangsmetalle gilt die Oktettregel ebenfalls nicht. Allerdings gibt es für Übergangsmetallkomplexe die 18-Valenzelektronen-Regel.