AlCh1 2.2.2 bis 2.2.2.9

2.2.2.1 LEWIS-Formel und Oktettprinzip
Wir hatten schon besprochen, dass die Edelgase mit ihrer Elektronenkonfiguration von 1s2 (He) bzw. ns2p6 (alle anderen Edelgase) einen außerordentlich stabilen (energiearmen) Zustand einnehmen, der erklärt, dass diese Elemente inert (chemisch nicht reaktiv) sind. Im Umkehrschluss folgt daraus, dass Elemente, die
diese Konfiguration nicht haben, bestrebt sind, diese zu erreichen. Es gilt die sog.
Oktettregel (Oktettprinzip):

Betrachten wir einmal die Hauptgruppenchemie unter diesem ( Edelgaskonfiguration) Aspekt.
Die Alkalimetalle besitzen die Konfiguration ns1. Gegenüber dem vorhergehenden Edelgas haben sie ein Elektron zu viel, gegenüber dem folgenden sieben Elektronen zu wenig. Es gäbe also zwei Wege zur Edelgaskonfiguration; aus energetischen
Gründen kommt ausschließlich die Abgabe des s1-Elektrons in Frage.
Ähnlich ist die Situation bei den IIa- und IIIa-Elementen. Die Chemie der Elemente
der drei ersten Hauptgruppen wird durch das Bestreben bestimmt, die Valenzelektronen abzugeben und entsprechende einfach, zweifach bzw. dreifach positiv geladene Ionen zu bilden. Dieses Verhalten ist typisch für unedle Metalle. Damit sind die Elemente der Gruppen Ia – IIIa ??? Metalle (außer
Bor) und sehr starke ???

Edelgaskonfiguration im vergleich zu HG1-3 ist:

Ganz anders ist die Situation in der 6. (ns2p6) und 7. HG (ns2p7). Sie zeigen ein starkes Bestreben, zwei bzw. ein Elektron zum Oktett aufzunehmen und einfach (Halogenide) bzw. zweifach negative Ionen (Chalkogenide) zu bilden. Dieses Verhalten
ist typisch für ???

Bei der Bildung von einatomigen Ionen aus Atomen ist natürlich sehr einfach zu
erkennen, dass die Elemente Edelgaskonfiguration erreicht haben. Wie aber überprüft
man die Oktettregel an Teilchen mit Atombindung, den sog. Molekülen?

Es existieren grundsätzlich zwei Möglichkeiten, wie ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet werden kann. Wir wollen sie am Beispiel des H2-Moleküls diskutieren. Haben H-Atome keinen anderen Reaktionspartner als sich selbst, reagieren sie
mit ihresgleichen. Sie bilden ein gemeinsames Elektronenpaar, zu dem jedes H Atom ein Elektron beiträgt. Man spricht auch vom 1+1-Typ:

Ein Wasserstoffmolekül H2 kann aber auch gebildet werden, indem man Protonen
H+ mit Hydrid-Ionen H– zur Reaktion bringt:

Es ist völlig gleich, ob Sie bei der Entwicklung von Valenzstrichformeln
(LEWIS-Formeln, Strukturformeln) eine Bindung nach 1+1 oder 0+2 bilden.

Im Wassermolekül H2O mit der Lewis-Formel H-O-H, die wir auch gleich noch
ableiten wollen, verfügt das Sauerstoffatom über zwei freie Elektronenpaare, die
nur ihm zugerechnet werden dürfen. Bei der Bilanzierung nach der Oktettregel
werden den H-Atomen je ein Bindungselektronenpaar zugerechnet, sie haben also
Heliumkonfiguration. Auch dem Sauerstoffatom werden die Bindungselektronenpaare
voll zugerechnet. Mit den freien Elektronenpaaren verfügt er also über das
Elektronenoktett des Neons.