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2024-06-09T13:45:22Z

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Die '''Edelgasregel''' besagt, dass die Atome anderer [[Chemisches Element|Elemente]] die gleiche Anzahl an [[Elektron]]en anstreben wie bei einem [[Edelgas]] ([[Edelgaskonfiguration]]).

== Allgemeine Gesetzmäßigkeiten ==
Fast alle Edelgase haben acht Elektronen auf der [[Valenzschale]]. Die einzige Ausnahme ist [[Helium]] mit zwei Elektronen. Diese Elektronenkonfigurationen sind so stabil, dass die meisten [[Edelgase]] keine [[chemische Reaktion]] eingehen. Das führt dazu, dass Edelgase bei [[Standardbedingungen]] nur [[atomar]] und nicht [[molekular]] vorkommen. [[Gilbert Newton Lewis|Lewis]] und [[Albrecht Kossel|Kossel]] (1916) entwickelten unter dieser Vorgabe die Edelgasregel:

:„Atome anderer Elemente als der Edelgase können die Edelgaskonfiguration erreichen und erfüllen damit die Edelgasregel, indem sie chemische Reaktionen eingehen und dadurch Elektronen vollständig aufnehmen oder abgeben ([[Ionische Bindung]]) oder mit anderen Atomen gemeinsam verwenden ([[Molekül]]bindung bzw. [[kovalente Bindung]]).“

== Gesetzmäßigkeiten zum Periodensystem der Elemente ==
In der ersten [[Periode des Periodensystems]] besitzt das Edelgas Helium die Elektronenkonfiguration 1s2. [[Wasserstoff]] kann die Edelgaskonfiguration von Helium rein formal durch Aufnahme eines Elektrons, also [[Ionisation]] zum negativ geladenen [[Hydrid]]-Ion (vgl. [[Metallhydrid]]e) oder durch Ausbildung einer [[Kovalente Bindung|Elektronenpaarbindung]] erreichen. [[Lithium]], [[Beryllium]] und [[Bor]] können durch Elektronenabgabe ([[Oxidation]] zu den entsprechend geladenen [[Kation]]en) ebenfalls die Elektronenkonfiguration des Heliums bekommen.

Die weiteren Elemente der zweiten Periode erreichen die Edelgaskonfiguration meist unter Elektronenaufnahme ([[Reduktion (Chemie)|Reduktion]]). Sie erhalten dadurch die Elektronenkonfiguration von [[Neon]] (1s22s22p6).

Auch allen folgenden Perioden liegt für Ionen und Atome in Verbindungen die Edelgaskonfiguration dann vor, wenn formal in der äußersten Schale acht Elektronen (s2p6) vorhanden oder zuzuordnen sind, wodurch sich die Elektronenkonfiguration eines Edelgases ergibt.

== Vergleich mit der Oktettregel ==
In vielen Verbindungen, besonders in der [[Organische Chemie|Organischen Chemie]], ist die Edelgasregel gleich der [[Oktettregel]]. Diese besagt, dass Atome insgesamt acht Außenelektronen (einschließlich Bindungselektronen und nicht bindende Elektronen) anstreben. Die meisten solchen [[Chemische Verbindung|Verbindungen]] sind relativ stabil. Sie gilt wie oben gezeigt jedoch nicht für die erste Periode (zwei Elektronen), ab der dritten Periode nicht mehr ausschließlich und ab der vierten Periode nur noch selten. Ab der dritten Periode können sich aufgrund der Nutzung von [[d-Orbital]]en stabile Elektronenkonfigurationen mit mehr als acht Außen-, Bindungs- bzw. freien Elektronen ergeben. Daher ist es vorteilhaft, die Edelgasregel nicht nach Perioden, sondern nach Gruppen anzuwenden. Für die Hauptgruppen gilt die Oktettregel, solange es sich nicht um eine [[Elektronenmangelverbindung]] oder einen Fall des [[Relativistischer Effekt in der Chemie|relativistischen Effekts]] handelt. Für die Nebengruppen gilt die [[18-Elektronen-Regel|Achtzehn-Elektronen-Regel]], die andere mögliche Interpretation der Edelgasregel. Dies zeigt sich in [[Komplexverbindung]]en wie dem [[Ferrocen]] oder dem [[Nickeltetracarbonyl]], in denen das zentrale Metallatom die Elektronenkonfiguration des [[Krypton]]s erreicht.

== Gültigkeitsbereich ==
Die Frage, wann zwei, acht oder achtzehn Außenelektronen angestrebt werden, kann an der Zugehörigkeit zu den Perioden oder Gruppen erkannt werden. Nur für die erste Periode und die ersten Metalle der zweiten Periode gilt die Zwei-Elektronen-Regel. Die meisten anderen Hauptgruppenelemente streben das Erreichen des Oktetts an. In den Nebengruppen gilt meistens die Achtzehn-Elektronen-Regel, obwohl die Edelgasregel für mehr Verbindungen Gültigkeit erlangt als die Oktettregel.

Unter Nichtmetallen findet man Verbindungen, die das Oktett (formal) überschreiten. Dazu zählen Verbindungen von Fluoriden mit Elementen der [[Stickstoffgruppe|5.]], [[Chalkogene|6.]] und [[Halogene|7. Hauptgruppe]]. Auch bei [[Hauptgruppe]]nmetallen treten Ausnahmen auf. Ein Beispiel hierfür ist Blei(II)oxid. Es sind auch [[Elektronenmangelbindung]]en möglich. Typische Beispiele sind die Borwasserstoffe (siehe [[Diboran]], [[Borane]]). Vor allem treten diese jedoch bei elektropositiven (elektronenarmen) Übergangsmetalle sowie den [[Lanthanoide]]n und [[Actinoide]]n auf. Die Oktett-Überschreitung und die Oktett-Unterschreitung sind in vielen Fällen durch die Formulierung von [[Mehrzentrenbindung]]en erklärbar. Für Verbindungen der [[Komplexchemie|Komplexe]] der [[Übergangsmetalle]] gilt oft die [[18-Elektronen-Regel]]. Besonders bei den [[Nebengruppe]]nmetallen finden sich Ausnahmen zu allen hier genannten Regeln.

[[Kategorie:Chemische Bindung]]

Edelgasregel - Versionsgeschichte

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