4.5. Zählregeln für Elektronen
Im Lauf der Zeit hat es sich als sinnvoll erwiesen, Regeln aufzustellen, die Hinweise geben, ob eine Verbindung wohl stabil sein wird oder nicht. Allen diesen Regeln ist gemeinsam, dass man die Elektronen zählt, die einem Atom in einer Verbindung zugeordnet werden.
4.5.1. Welche Elektronen werden einem Atom zugeordnet ?
Es sind alle Bindungselektronen, die zu Bindungen gehören, die von diesem Atom ausgehen (man kann auch sagen, an denen das Atom beteiligt ist). Dazu kommen alle einsamen (freien) Valenzelektronen oder Valenzelektronenpaare dieses Atoms.
Einige Beispiele bringen Klarheit.
Bild 1 : Natrium–Atom (oben) und Chlor–Atom (unten), entsprechend dem Bohr–Modell gezeichnet.
Bild 1 zeigt im oberen Teil ein Natrium–Atom, so wie man es nach dem Bohrschen Atommodell (→ Kapitel 3.5.6.) zeichnet. Im Zentrum ist der Atomkern (schwarz gezeichnet). Nach außen folgen 3 Ringe, die die Elektronenschalen symbolisieren sollen. In der innersten (sie heißt K–Schale) sind 2 Elektronen (rot gezeichnet). Es sind keine Valenzelektronen, zählen also hier nicht mit. Auch die Elektronen auf der mittleren gezeichneten Schale (8 Elektronen auf der L–Schale) sind keine Valenzelektronen. Nur das einzelne Elektron auf der äußersten Schale (M–Schale) ist ein Valenzelektron. Dem Natrium–Atom wird nur ein Elektron zugeordnet. Es ist sein Valenzelektron.
Für das Chlor–Atom im unteren Teil von Bild 1 gilt Analoges. Die 2 + 8 Elektronen auf der innersten und der mittleren Schale sind keine Valenzelektronen. Auf der äußersten Schale sind 7 Elektronen. Es sind die Valenzelektronen des Chlor–Atoms. Das Chlor–Atom hat 7 Valenzelektronen, ihm werden 7 Elektronen zugeordnet.
Die Zeichnungen in Bild 1 sehen schön aus, sind aber aufwendig zu zeichnen. Etwas Einfacheres sollte her. Und das gibt es.
Beispiel mit Atomen. – Bild 2 zeigt wieder ein Natrium– und ein Chlor–Atom, in einer Darstellung, die weit verbreitet ist. In der Mitte steht das Elementsymbol, Na oder Cl. Die Elektronen der innneren Schalen, die ja keine Valenzelektronen sind, sind weggelassen. Nur die Valenzelektronen sind gezeichnet. Ein einzelnes Elektron wird als dicker Punkt gezeichnet, ein Elektronenpaar als Strich. Diese Formeln heißen Valenzstrichformeln. Mehr über Formeln und über die Einordnung der Valenzstrichformeln in das Universum aller Formeln erfahren Sie in Kapitel 3.8.
Beispiel mit Ionen. – Natrium ist ein sehr reaktiver Stoff. Natrium–Atome versuchen, mit anderen Atomen zu reagieren, und dabei verändern sie sich. Jedes Natrium–Atom gibt ein Elektron ab und wird dabei zu einem (positiv geladenen) Natrium–Ion. Das Natrium–Ion hat nun kein Valenzelektron mehr (es hat es ja gerade abgegeben). Oft sagt man, auf seiner äußersten Schale (die auch Valenzschale heißt) hat es keine Elektronen. Bild 3 zeigt die Situation. Solche Natrium–Ionen sind sehr stabil und reagieren so gut wie gar nicht.
Bild 2 : Natrium–Atom und Chlor–Atom als Valenzstrichformeln.
Bild 3 : Natrium–Ion und Chlor–Ion als Valenzstrichformeln.
Sie können sich auch Bild 1 ansehen. Die äußerste Schale ist nun (nach Abgabe des Elektrons) leer. Denken Sie sie einfach weg. Die vorher mittlere Schale ist nun die äußerste, und sie enthält 8 Elektronen.
Das Chlor–Atom hat ein Elektron aufgenommen und ist zu einem Chlor–Ion geworden. Chlor–Ionen sind stabil und reagieren so gut wie gar nicht. Sie haben 8 Elektronen auf der äußersten Schale. Die Valenzstrichformel eines solchen Chlor–Ions können Sie wieder in Bild 3 sehen.
Beispiele mit Verbindungen. – Dazu betrachten wir zuerst die Valenzstrichformel von Methan in Bild 4. Vom Kohlenstoff–Atom gehen 4 Bindungen aus. Da jede aus 2 Elektronen gebildet wird, sind es 8 Elektronen, die dem Kohlenstoff–Atom zugeordnet werden. Von jedem der 4 Wasserstoff–Atome geht eine Bindung aus. Sie besteht aus 2 Elektronen, die dem entsprechendem Wasserstoff–Atom zugeordnet werden. Sie sehen, dass Bindungselektronen mehrmals zugeordnet werden. Die Bindungen verlaufen ja auch immer zwischen 2 Atomen.
Bild 4 : Methanmolekül.
Bild 5 : Wassermolekül.
Ähnlich ist die Situation im Wasser–Molekül (Bild 5). Vom Sauerstoff–Atom gehen 2 Bindungen aus, macht 4 Elektronen. Es besitzt 2 freie (einsame) Elektronenpaare, macht weitere 4 Elektronen. Dem Sauerstoff–Atom werden 8 Elektronen zugeordnet. Den beiden Wasserstoff–Atomen werden, mit derselben Argumentation wie oben, wieder je 2 Elektronen zugeordnet.
4.5.2. Oktettregel
Werden einem Atom oder Ion eines Hauptgruppenelements genau 8 Elektronen zugeordnet, gilt dieses Atom oder Ion (oder seine Umgebung in einer Verbindung) als besonders stabil. Oft wird argumentiert, dass diese Atome oder Ionen dieselbe Elektronenkonfiguration wie ein Edelgas haben, und die sind ja extrem stabil. Doch dieses Argument ist schwach, denn warum sind Edelgase so wenig reaktiv ? Weil sie 8 Elektronen in ihrer äußersten Schale haben.
Die Zuordnung von 8 Elektronen kann auf 2 Arten realisiert werden.
- einzelne Atome oder Ionen. –
Wenn ein Atom oder Ion in seiner äußersten Schale (man nennt sie Valenzschale) 8 Elektronen (oder null
Elektronen) besitzt, ist dieses Atom oder Ion besonders stabil.
Beispiel : Das Chloridion hat in seiner äußersten Schale 8 Elektronen. 7 davon hatte schon das Chloratom, das Ion hat noch eines aufgenommen und hat nun 8. Es ist sehr stabil, viel stabiler als das Chloratom. Das Natriumion hat in seiner äußersten Schale kein Elektron. Als Natriumatom hatte es noch eines, das es aber abgegeben hat, um zum Ion zu werden (siehe Bilder 2 und 3). Sowohl Chloridionen als auch Natriumionen sind im Kochsalz enthalten, das so gut wie gar nicht reagiert, im Gegensatz zu Natriummetall und Chlorgas. - kovalent oder polar gebundene Atome oder Ionen. –
Wenn einem Atom oder Ion genau 8 Bindungselektronen und freie Elektronen zugeordnet werden können,
ist diese Konfiguration stabiler als andere.
Beispiel : Im Wassermolekül hat das Sauerstoffatom 4 Bindungselektronen (aus den 2 Bindungen, die von ihm ausgehen) und 4 freie Elektronen (aus den 2 einsamen Elektronenpaaren). Das Wassermolekül ist nicht allzu reaktiv. - Wasserstoff. – Eine Ausnahme ist das Wasserstoff–Atom. Auf seine einzige Schale (es ist die K–Schale) passen nur 2 Elektronen. Für Wasserstoff–Atome ist die Oktettregel erfüllt, wenn ihm 2 Elektronen zugeordnet sind.
In den meisten Fällen gehrochen die Atome und Ionen der Oktettregel, das heißt, sie bilden eine Achterschale.
Vorsicht Falle ! Ein verbreiteter Irrtum ist, das Atome versuchen, durch Abgabe oder Aufnahme von Elektronen eine volle Schale zu erreichen. Das ist falsch.
Edelgaskonfiguration
Die Edelgase erfüllen die Oktettregel immer. Oft sagt man daher, wenn ein Atom oder Ion die Oktettregel erfüllt, dass es eine Edelgaskonfiguration hat. Wieder gilt hier die Ausnahme, dass bei Helium (es besitzt nur eine K–Schale) die Edelgaskonfiguration schon bei 2 Elektronen erreicht ist.
4.5.3. Die 18–Elektronen–Regel
Werden einem Atom oder Ion eines Nebengruppenelements genau 18 Elektronen zugeordnet, gilt die Umgebung dieses Atoms oder Ions in einer Verbindung als besonders stabil.
In welchen Schalen befinden sich die 18 Elektronen ? – Wie bei der Oktettregel sind 8 Elektronen in der äußersten Schale (Valenzschale), und zwar 2 im s–Orbital und 6 in den p–Orbitalen. Dazu kommen 10 Elektronen in den d–Orbitalen der zweitäußersten Schale. Die Atome haben dann wieder dieselbe Elektronenkonfiguration wie ein Edelgas, und wie vorhin kann man diese Tatsache als Zeichen, jedoch nicht als Begründung für Stabilität sehen.
Bild 6 : Molekül von Nickeltetracarbonyl.
Beispiel. – Im Nickeltetracarbonyl (Ni(CO)4) (Bild 6) gehen vom zentralen Nickelatom 4 Bindungen (bestehend aus 8 Elektronen) zu den Carbonylgruppen. Das Nickelatom hat in seinen 3d–Orbitalen 8 Elektronen und im 4s–Orbital 2 Elektronen. Zusammen (8 + 8 + 2) kommt man auf 18 Elektronen.
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