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Oktettregel

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Die Autor*innen
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André Otto
Oktettregel
lernst du in der Unterstufe 3. Klasse - 4. Klasse - Oberstufe 5. Klasse

Grundlagen zum Thema Oktettregel

Inhalt

Oktettregel – Chemie

Warum kommen Sauerstoff $\ce{O2}$ oder Stickstoff $\ce{N2}$ molekular vor? Warum reagieren Atome miteinander und bilden Moleküle wie beispielsweise Methan $\ce{CH4}$, Ammoniak $\ce{NH3}$ oder Fluorwasserstoff $\ce{HF}$? Vergleicht man einmal die aufgezählten Moleküle, können wir beobachten, dass die Atome der chemischen Elemente Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und Fluor in einer chemischen Bindung nach jeweils acht Valenzelektronen streben. Dieses Phänomen wird in der Oktettregel zusammengefasst. Was die Oktettregel ist und wie sie lautet, erfährst du im folgenden Text.

Die Oktettregel einfach erklärt

Die Oktettregel hat viele Namen: Acht-Elektronen-Regel, Edelgasregel oder auch Oktett-Theorie. Sie beschreibt einen Spezialfall jener Elektronenkonfiguration, die der Elektronenkonfiguration der Edelgase (Elemente der 8. Hauptgruppe) entspricht. Man spricht daher auch von Edelgaskonfiguration. Sie gilt hauptsächlich für Hauptgruppenelemente der 2. Periode. Eine Definition für die Oktettregel könnte wie folgt lauten:
Atome streben stets eine Elektronenkonfiguration an, bei der die äußerste Schale mit acht Elektronen voll besetzt ist. Man spricht dann auch von einem Elektronenoktett. Die Oktettregel ist ein Spezialfall innerhalb der Regel der Edelgaskonfiguration.

Oktettregel – Beispiele

Es gibt zwei Bindungen in der Chemie, bei denen die Oktettregel breit angewendet werden kann: die kovalente Bindung und die Ionenbindung. Schauen wir dazu je ein Beispiel an.

Kovalente Bindungen

Wasser: $H-\underline{\overline{O}}-H$
Das Sauerstoffatom hat in der Verbindung acht Valenzelektronen und damit die Elektronenkonfiguration des Neons. Jedes Wasserstoffatom hat in der Verbindung zwei Valenzelektronen und damit die Elektronenkonfiguration des Heliums.


Ionenbindungen

Natriumchlorid (aqua): $Na^+$ |$\underline{\overline{Cl}}^-$|
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 acht Valenzelektronen.

Merke: Die Oktettregel ist anwendbar auf die einzelnen Atome innerhalb von Molekülen, nicht jedoch auf ganze Moleküle oder molekulare Systeme.

Hierzu ein Beispiel: Das Benzol-Molekül besitzt sechs frei bewegliche Elektronen und würde somit die Oktettregel verletzen. Das Benzol-Molekül selbst setzt sich jedoch aus sechs Kohlenstoffatomen zusammen. Betrachten wir nun ein einzelnes Kohlenstoffatom, so erkennen wir, dass dieses acht Valenzelektronen besitzt und somit die Oktettregel erfüllt.

Ausnahmen der Oktettregel

Wie heißt es immer so schön: „Ausnahmen bestätigen die Regel!“. Auch die Oktettregel hat ihre Limitierungen und ist nicht unbegrenzt anwendbar. Schauen wir uns verschiedene Ausnahmefälle an:


Verletzung der Regel durch zusätzliche Elektronen

Ein Beispiel dafür ist das Schwefelsäure-Molekül. Das Schwefelatom nutzt insgesamt 12 Valenzelektronen. Durch eine geeignete Grenzstruktur kann man die Oktettregel aber dennoch erfüllen. Grenzstrukturen treten bei mesomeren Verbindungen auf und stellen mögliche Bindungsverhältnisse in einem Molekül dar. Durch Ladungsseparierung im Schwefelsäure‑Molekül befindet sich dann jeweils eine negative Ladung an zwei der beiden Sauerstoffatome. Eine doppelt positive Ladung sitzt dann am Schwefelatom. Im Ergebnis besitzt das Schwefelatom acht Valenzelektronen.

Oktettregel Lewis-Formeln der Schwefelsäure


Verletzung der Regel durch Fehlen von Elektronen

Doch es gibt auch den entgegengesetzten Fall: In der Verbindung Boran $\ce{BH3}$ tritt Elektronenmangel auf. Das Boratom 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.

Lewis-Formel Diboran


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 Grenzstrukturen mehr. Bei diesen Verbindungen ist die Oktettregel nicht anwendbar:

  • Triplett-Sauerstoff: $\cdot\underline{\overline{O}}-\underline{\overline{O}}\cdot $
    Diese Form scheint dir vielleicht nicht so geläufig zu sein, jedoch ist diese Form des Sauerstoffmoleküls energetisch günstiger als die dir bekannte Form des Singulett-Sauerstoffs: $\underline{\overline{O}}=\underline{\overline{O}}$. Die Sauerstoffatome haben in der Form des Triplett-Sauerstoffs nur sieben Valenzelektronen.

  • Stickstoffmonoxid: $\cdot\overline{N}=\underline{\overline{O}}$
    Auch in diesem Molekül besitzt das Stickstoffatom nur sieben Valenzelektronen.

  • Metallbindung:
    In einer Metallbindung bewegen sich zwischen den positiv geladenen Metallionenrümpfen frei bewegliche Elektronen. Die Oktettregel ist hier nicht anwendbar.

Oktettregel – Zusammenfassung

Was besagt die Oktettregel? Wann kann man die Oktettregel anwenden und was sind ihre Grenzen? Dieses Video gibt dir eine einfache Erklärung der Oktettregel anhand von Beispielen. Als Vorkenntnisse solltest du grundlegendes Wissen über das Atom, den Atomaufbau, Elektronen und Valenzelektronen mitbringen.
Festige dein neues Wissen zur Oktettregel und löse die interaktiven Übungsaufgaben. Ein Arbeitsblatt steht dir auch zur Verfügung!

Transkript Oktettregel

Guten Tag und herzlich willkommen!

In diesem Video geht es um die Oktettregel. Als Vorkenntnisse solltet ihr grundlegendes Wissen über Atom, Atomaufbau, Elektronen und Valenzelektronen mitbringen. Ziel des Videos ist es, euch Anwendungsbereich und Grenzen der Oktettregel nahe zu bringen. Das Video habe ich in 9 Abschnitte unterteilt: 1. Situation 2. Erklärung 3. Verschiedene Bindungstypen 4. Verletzung der Regel durch zusätzliche Elektronen 5. Verletzung der Regel durch Fehlen von Elektronen 6. Falsche Verwendung 7. Echte Grenzen 8. Anwendungsbereich 9. Zusammenfassung   1. Situation Nehmen wir z. B. das Methanmolekül und die Bindungselektronen des Kohlenstoffatoms. Oder wir betrachten dieses Molekül und die Elektronen, die zum Stickstoffatom gehören. Das hier ist das Ammoniakmolekül. Ein weiteres Beispiel ist dieses Molekül und die Elektronen, die zum Sauerstoffatom gehören. Es handelt sich hier um das Wassermolekül. Als letztes Beispiel betrachten wir ein Molekül, das aus den Atomen Wasserstoff und Fluor besteht. Die rot gekennzeichneten Striche sind die Elektronenpaare, die zum Fluoratom gehören. Es handelt sich um ein Molekül der Verbindung Fluorwasserstoff. Wir beobachten: Die Atome der chemischen Elemente Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und Fluor streben in einer chemischen Bindung nach jeweils 8 Außenelektronen. Verallgemeinerung: Atome streben 8 Außenelektronen, man sagt auch Valenzelektronen oder eine Achterschale, an. Man spricht dann auch von einem Elektronenoktett. Diese immer wiederkehrende Beobachtung wird zur Regel erhoben. Man bezeichnet sie als Oktettregel.   2. Erklärung Die Erklärung offenbart sich, wenn man die Anzahl der Außenelektronen nimmt, in den Elementen Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und Fluor betrachtet. Schauen wir uns die Anzahl der Valenzelektronen einmal an. Sie betragen entsprechend 4, 5, 6 und 7. Durch das Eingehen chemischer Bindungen werden entsprechend 4, 3, 2 und 1 Elektron aufgenommen. Man erhält jeweils Elektronenkonfigurationen, die der Elektronenkonfiguration des Edelgases Neon identisch sind. Man spricht daher auch von Edelgaskonfiguration.   3. Verschiedene Bindungstypen Ich möchte hier kurz mitteilen, wie bei den verschiedenen Bindungstypen die Oktettregel angewendet werden kann. Wir betrachten hierbei die kovalente Bindung, die Ionenbindung und die Metallbindung hinsichtlich der Anwendbarkeit der Oktettregel. Bei kovalenten Bindungen kann die Oktettregel sehr breit angewendet werden, wie wir am Beispiel des Wassermoleküls gesehen haben. Ist das auch bei der Ionenbindung möglich? Wie sieht es z. B. aus bei Natriumchlorid? Das Chloridion erreicht eine Argonstruktur, eine Edelgaskonfiguration. Es besitzt 8 Außenelektronen. Aber Natrium hat doch schon alle Elektronen verloren? Nein, es besitzt Neonstruktur. Das heißt, die darunter liegende Schale hat auch 8 Außenelektronen. Auch für die Ionenbindung ist die Oktettregel anwendbar. Wie sieht es bei der Metallbindung aus? Wir haben positiv geladene Ionenrümpfe, zwischen denen sich frei bewegliche Elektronen herumtummeln. Die Oktettregel ist hier nicht anwendbar.   4. Kommen wir nun zur Verletzung der Oktettregel für den Fall, dass in einer Verbindung mehr als 8 Elektronen von einem Atom genutzt werden. Ein Beispiel dafür ist das Schwefelsäuremolekül. Das Schwefelatom nutzt im Ganzen 10 Außenelektronen. Durch die Wahl einer geeigneten Grenzstruktur kann man erreichen, dass es zu einer Ladungsseparierung kommt. Es befindet sich dann jeweils eine negative Ladung an 2 der beiden Sauerstoffatome. Eine doppelte positive Ladung sitzt dann am Schwefelatom. Im Ergebnis besitzt das Schwefelatom im Ganzen 8 Valenzelektronen, was wir angestrebt haben. Wie man sieht, wird im Schwefelsäuremolekül die Oktettregel verletzt, aber durch einen kleinen Trick stimmt es dann wieder. Nehmen wir das Molekül des Phosphorpentafluorids. Das Phosphoratom verfügt im Ganzen über 10 Valenzelektronen. Auch hier wollen wir wieder tricksen, mit einer geeigneten Grenzstruktur. Wir schaffen uns ein negativ geladenes Ion, ein Fluoridion, oben, F-. Die anderen Bindungsverhältnisse bleiben erhalten. Natürlich erhält nun das Phosphoratom eine positive Ladung, wird zum Ion. Im Ganzen verfügen wir über 5 Fluoratome, also über 5 Möglichkeiten, derartige Strukturen aufzuschreiben. Von ursprünglich 10 Valenzelektronen des Phosphoratoms blieben im Ganzen 8 zurück. Das heißt, die Oktettregel konnte durch diesen Trick erfüllt werden.   Betrachten wir nun die Verletzung der Oktettregel bei Elektronenmangel. Bei dieser Borwasserstoffverbindung tritt Elektronenmangel auf. Das Boratom verfügt nur über 6 Valenzelektronen. Die Verbindung heißt Boran. Um den Elektronenmangel auszugleichen, reagieren 2 Bormoleküle miteinander. Aus 2 Molekülen Boran bildet sich ein Molekül Diboran. Die beiden Boratome verfügen formal jetzt über 8 Außenelektronen. Die 8 habe ich in eine Klammer gesetzt, weil die Elektronen der Wasserstoffatome in der Mitte eigentlich gar nicht zwischen den beiden Boratomen hin und her flanieren können. Das haben wir noch nicht gelernt. Das wollen und können wir auch gar nicht verstehen.  Es ist, wie es ist. Es handelt sich um eine Elektronenmangelverbindung.   6. Falsche Verwendung der Oktettregel Ein Lithiumion kann beispielsweise ein Elektron abgeben. Diesen Vorgang bezeichnet man als Ionisierung. Im Ergebnis erhält man ein positiv geladenes Lithiumion. Dieses Lithiumion hat die Elektronenkonfiguration des Edelgases Helium. Beide Teilchen verfügen über 2 Außenelektronen. Die Oktettregel wird hier verletzt. Man kann allerdings sagen, dass die Oktettregel ein Spezialfall für die Regel der Edelgaskonfiguration ist, so zusagen die Edelgaskonfigurationsregel die Oktettregel einschließt. Wir werden in Zukunft diese Verbindung kennenlernen. Das ist ein Benzolmolekül. Es hat 6 frei bewegliche Elektronen, hier mit roter Farbe gekennzeichnet. Wir erhalten ein Elektronensextett. Nicht schön, denn es erfüllt nicht die Oktettregel. Aber kann man eigentlich die Oktettregel auf dieses Elektronensextett verwenden? Schauen wir einmal, wobei es sich bei dem Benzolmolekül eigentlich handelt. Ich zeichne jetzt einmal die ausführliche Strukturformel auf. Die Oktettregel gilt eigentlich nur für den Bereich, den ich hier rot gekennzeichnet habe, natürlich an jedem Kohlenstoffatom. Und dort besitzt unser Kohlenstoffatom, unten, genau 8 Außenelektronen. Das heißt, die Oktettregel wird erfüllt, man muss sie nur richtig anwenden. Wir stellen fest: Die Oktettregel ist anwendbar auf Atome, nicht jedoch auf Moleküle oder molekulare Systeme.   Kommen wir nun zu Punkt 7, zu den echten Grenzen der Oktettregel. Dieses Molekül stellt den Singulett-Sauerstoff dar. Alles in Butter glaubt ihr? Nun, weit gefehlt. Darunter zeichne ich eine alternative Variante des Sauerstoffmoleküls. Die sieht nun gar nicht vertraut aus. Außerdem glauben wir, dass sie energetisch viel, viel, über der oberen liegt. Unten, das ist Triplett-Sauerstoff. An jedem Sauerstoffatom befinden sich nur 7 Außenelektronen und nichtsdestotrotz ist Triplett-Sauerstoff energetisch stabiler als Singulett-Sauerstoff, und zwar um einen erheblichen Betrag. Die Oktettregel hat hier vollständig versagt und da helfen auch keine Tricks mehr. Das Gleiche gilt für diese Verbindung. Das Stickstoffatom verfügt über 7 Außenelektronen. Die Verbindung heißt Monostickstoffmonoxid.   8. Anwendungsbereich Soll man die Oktettregel trotz der genannten Mängel denn eigentlich noch anwenden? Ich denke ja, in der organischen Chemie auf alle Fälle. Ich glaube, dass in über 95 Prozent der Fälle die Oktettregel dort voll und ganz berechtigt ist. In der anorganischen Chemie sieht es nicht so günstig aus. Ich denke aber, dass in der Mehrzahl der Fälle auch hier die Oktettregel verwendet werden kann.   9. Zusammenfassung Im Video haben wir die Einsatzweite und die Grenzen der Oktettregel besprochen. Für Moleküle, wie Methan, Ammoniak, Wasser und Fluorwasserstoff ist die Oktettregel gut anwendbar. Alle nicht Wasserstoffatome besitzen hier 8 Valenzelektronen. Wir haben gezeigt, dass das Konzept der Oktettregel eingeschlossen wird, vom Konzept der Edelgaskonfiguration. Die Oktettregel wird auf 2 Arten verletzt. Einmal können zu viele Elektronen an einem Atom vorhanden sein, wie im Fall des Phosohorpentafluorids. In solchen Fällen behilft man sich mit Tricks, wie mesomeren Grenzstrukturen. Wenn zu wenig Elektronen vorhanden sind, wie beim Boran, kann ich ein Dimer bilden. Dann erhält man 8 Elektronen. Die Struktur dieses Moleküls ist uns aber bisher nicht vertraut und wir sollten ihr gegenüber skeptisch mit der Erklärung sein. Auf alle Fälle ist es falsch, die Oktettregel für die Erklärung der Stabilität des Lithiumions, oder für die Erklärung des Elektronensextetts im Benzol, heranzuziehen. Die Oktettregel ist gedacht für Atome und nur für Atome, nicht jedoch für Moleküle oder molekulare Systeme. An echte Grenzen stößt man, wenn man die Oktettregel für die Erklärung des Triplettzustands beim Sauerstoffmolekül heranziehen möchte. Auch bei der Erklärung der Bindungsverhältnisse im Monostickstoffmonoxid erleidet man Schiffbruch. Trotz der genannten Nachteile halte ich in mehr als 95 Prozent der Fälle der organischen Chemie und in mehr als 50 Prozent der Fälle der anorganischen Chemie die Oktettregel für ein nützliches Hilfsmittel in der Strukturchemie. Ich danke für die Aufmerksamkeit, alles Gute, auf Wiedersehen.

17 Kommentare

17 Kommentare
  1. Hallo,

    bei 8:30 habe ich mir notiert, dass die Oktettregel nur auf Atome, nicht jedoch auf Moleküle angewendet werden kann. Später in der Zusammenfassung wird es gegenteilig beschrieben. Welche ''Version'' stimmt denn nun?

    Besten Dank im Voraus

    Von Linda S., vor etwa 2 Jahren
  2. Hallo Christa,
    leider geht das nicht in drei Sätzen.

    Die Erwähnung der Ausnahmen, soll die Grenzen der Oktettregel aufzeigen und auch formale Lösungen für das Problem bieten.

    Es gibt eine Vielzahl von Verbindungen bei denen die Oktettregel verletzt wird. Das typische Beispiel ist das Schwefelsäuremolekül, hier besitzt das Schwefelatom ganze 12 Bindungselektronen.

    Bei einigen Lewisformeln lässt sich die Verletzung der Oktettregel durch Ladungsverschiebungen ausgleichen. Dies ist im Video zu sehen. Dadurch bekommen die Moleküle aber einen partiell ionischen Charakter. Da es jedoch mehrere Darstellungen der Ladungsverteilung bei den Molekülen gibt, würden die Moleküle formal durch Mesomerie stabilisiert werden. Die Ladungen verteilen sich also formal auf das gesamte Molekül.

    Liebe Grüße aus der Redaktion.

    Von Karsten S., vor etwa 3 Jahren
  3. Kannst du mir die Ausnahmen von der Oktetregel in 3 Sätzen beschreiben

    Von Christa Majewski, vor etwa 3 Jahren
  4. Die Oktettregel hilft dir, die Bindungen in einem Molekül zu verstehen. Atome streben immer einen stabilen Zustand an, wenn sie Bindungen eingehen. Ein stabiler Zustand ist erreicht, wenn sie 8 Valenzelektronen besitzen.
    Wenn du das weißt, kannst du nun zum Beispiel abschätzen, mit wie vielen Wasserstoffatomen ein Kohlenstoffatom Bindungen eingehen wird. Kohlenstoff hat 4 Valenzelektronen, hätte aber gern 8. Jedes Wasserstoffatom bietet 1 Valenzelektron. Also geht Kohlenstoff mit vier Wasserstoffatomen eine Bindung ein, um 8 Elektronen um sich zu haben. Es bildet sich also Methan (CH₄).

    Von Bianca Blankschein, vor etwa 4 Jahren
  5. Ich habe das Video geschaut und jedoch noch nicht heraus gefunden, für was ich diese Regel gebracht wird?

    Von Luca Thomann, vor etwa 4 Jahren
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Oktettregel Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Oktettregel kannst du es wiederholen und üben.
  • Ermittle die Bindung, die in folgenden Molekülen vorliegt.

    Tipps

    Überlege dir, woraus die Moleküle aufgebaut sind.

    Lösung

    Da sich die Oktettregel nicht bei allen Bindungsarten anwenden lässt, solltest du vorher wissen, welche Bindung in einer Verbindung vorliegt. Dabei hilft dir, wenn du dir die Verbindung und ihre Komponenten etwas genauer anschaust. Natriumchlorid ist ein Salz und besteht aus Ionen. Die Bindung wird daher als Ionenbindung bezeichnet. Natrium ist ein Metall, deshalb liegt hier eine Metallbindung vor. Im Wassermolekül und auch im Chlormolekül liegt eine kovalente Bindung vor. Allerdings ist die im Wasser polar, da die Atome Wasserstoff und Sauerstoff unterschiedliche Elektronegativitäten haben. Die Bindung im Chlormolekül ist unpolar. Bei der Metallbindung lässt sich die Oktettregel nicht anwenden.

  • Bestimme, wie viele Elektronen folgende Elemente in Verbindungen aufnehmen.

    Tipps

    Überlege dir, in welcher Hauptgruppe die Elemente stehen.

    Die Hauptgruppe gibt dir die Anzahl der Außenelektronen an.

    Atome streben in Vebindungen eine Edelgaskonfiguration an.

    Lösung

    Atome versuchen, in Verbindungen eine Edelgaskonfiguration zu erreichen. Sie streben also eine vollbesetzte Achterschale an. Kohlenstoff steht in der vierten Hauptgruppe, er besitzt also vier Außenelektronen. Um nun eine vollbesetzte Schale mit acht Elektronen zu erlangen, muss er in einer Verbindung noch vier Außenelektronen aufnehmen. Fluor steht in der siebten Hauptgruppe, hat also sieben Außenelektronen und wird daher noch ein Elektron aufnehmen. Sauerstoff steht in der sechsten Hauptgruppe und nimmt daher noch zwei Elektronen auf und Stickstoff steht in der fünften Hauptgruppe und nimmt daher noch drei Elektronen auf.

  • Entscheide, welche Edelgaskonfiguration folgende Elemente anstreben.

    Tipps

    Schau dir an, in welcher Periode das gegebene Element steht.

    Das Edelgas mit der angestrebten Konfiguration steht in der gleichen Periode.

    Lösung

    Wenn Elemente die Edelgaskonfiguration anstreben, bedeutet das, dass sie die Außenschale mit Elektronen füllen wollen. Sie erreichen somit natürlich die Konfiguration des Edelgases, welches sich in der gleichen Periode befindet wie das jeweilige Element. Silicium strebt daher die Konfiguration von Argon an. Sauerstoff strebt die von Neon an und Zinn die von Xenon.

  • Erkläre schrittweise, wie die Strukturformel zu Formaldehyd erstellt wird.

    Tipps

    Die Valenzelektronen eines Atoms können Bindungen eingehen.

    Lösung

    Wenn du eine Strukturformel zu einer Verbindung aufstellen willst, schaust du dir zunächst die Summenformel an. Im Formaldehyd hast du ein Kohlenstoffatom, ein Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatome. Anschließend trägst du die Außenelektronen für jedes Element ein. Der Wasserstoff hat jeweils ein Außenelektron, der Kohlenstoff vier und der Sauerstoff sechs. Anschließend werden die Atome räumlich so zueinander gebracht, dass sie Bindungen ausbilden können. Der Kohlenstoff steht dabei in der Mitte und die Wasserstoffatome und der Sauerstoff sind außen herum. Die Bindung aus zwei Valenzelektronen zweier Atome wird nun als Bindungsstrich dargestellt und auch die freien Elektronenpaare am Sauerstoff werden als Strich dargestellt.

  • Erkläre, wovon sich die Oktettregel ableiten lässt.

    Tipps

    Wie viele Elektronen besitzt eine vollbesetzte Schale?

    Lösung

    Atome sind immer bestrebt, eine möglichst stabile Außenschale zu besitzen. Daher gehen sie Verbindungen mit andere Atomen ein. Vollbesetzt ist die Schale mit 8 Außenelektronen, denn dann besitzen sie eine Edelgaskonfiguration. Das bedeutet, sie besitzen dann auch, wie die Edelgase, acht Außenelektronen. Dass so eine vollbesetzte Schale sehr stabil ist, kannst du daran erkennen, dass die Edelgase kaum Reaktionen eingehen und sehr reaktionsträge sind.

  • Entscheide, ob folgende Strukturformeln korrekt sind.

    Tipps

    Beachte die Oktettregel.

    Lösung

    Der Kohlenstoff steht in der vierten Hauptgruppe. Damit hat er vier Außenelektronen. Um eine Edelgaskonfiguration zu erreichen, muss er in Verbindungen noch vier weitere Elektronen aufnehmen. Der Kohlenstoff geht also vier Bindungen ein. Das ist im Ethanmolekül der Fall, wo er eine Bindung zum Kohlenstoff und drei zu Wasserstoffatomen eingeht und bei Ethen, wo er zwei Bindungen zum Kohlenstoffatom und zwei Bindungen zu je einem Wasserstoffatom eingeht.

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