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2026-07-26T16:56:11Z

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= Die Oktettregel - Chemie =

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= Einleitung =

Die '''Oktettregel''' ist ein einfaches Modell, mit dem Du viele [[Chemische Bindung|chemische Bindungen]] verstehen und [[Lewis-Formel|Lewis-Formeln]] prüfen kannst. Sie besagt: Viele Atome der Hauptgruppenelemente sind in stabilen Verbindungen von insgesamt acht Elektronen in ihrer Außenschale umgeben. Diese Anordnung ähnelt der Elektronenkonfiguration eines [[Edelgas|Edelgases]].

Atome „wollen“ dabei nicht bewusst acht Elektronen. Die Regel beschreibt vereinfacht, welche Elektronenanordnungen häufig energetisch günstig sind. Besonders zuverlässig ist sie für die Hauptgruppenelemente der zweiten Periode, etwa [[Kohlenstoff]], [[Stickstoff]], [[Sauerstoff]] und [[Fluor]].

[[Datei:Electron shell 010 Neon.svg|360px|rahmenlos|center]]

Neon besitzt acht Elektronen in seiner äußeren Schale. Diese voll besetzte Valenzschale ist das Vorbild für die Oktettregel.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=DOX82Lry8lc |500|center}}

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== Lernziele ==

Nach diesem aiMOOC kannst Du die Oktettregel erklären, Valenzelektronen bestimmen, einfache Lewis-Formeln aufstellen, Ionen- und Atombindungen mit der Regel deuten und wichtige Grenzen des Modells benennen.

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= Grundlagen =

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== Valenzelektronen ==

'''Valenzelektronen''' sind die Elektronen der äußersten besetzten Schale eines Atoms. Sie bestimmen wesentlich, wie ein Element chemische Bindungen eingeht. Bei vielen Hauptgruppenelementen kannst Du ihre Zahl aus der Hauptgruppe ableiten.

{| class="wikitable" style="margin:auto"
! Hauptgruppe
! Typische Zahl der Valenzelektronen
! Häufiges Verhalten
|-
| 1 || 1 || ein Elektron abgeben oder eine Bindung bilden
|-
| 2 || 2 || zwei Elektronen abgeben oder zwei Bindungen bilden
|-
| 13 || 3 || drei Bindungen; manchmal unvollständiges Oktett
|-
| 14 || 4 || meist vier Bindungen
|-
| 15 || 5 || meist drei Bindungen und ein freies Elektronenpaar
|-
| 16 || 6 || meist zwei Bindungen und zwei freie Elektronenpaare
|-
| 17 || 7 || meist eine Bindung oder Aufnahme eines Elektrons
|-
| 18 || 8 || meist reaktionsträge; Helium besitzt nur zwei
|}

[[Datei:Electron shell 006 Carbon.svg|300px|rahmenlos|center]]
[[Datei:Electron shell 008 Oxygen.svg|300px|rahmenlos|center]]

Kohlenstoff besitzt vier, Sauerstoff sechs Valenzelektronen. In vielen Molekülen erreicht Kohlenstoff deshalb vier Bindungen und Sauerstoff zwei Bindungen.

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== Edelgaskonfiguration und Duettregel ==

Eine voll besetzte Außenschale wird als '''Edelgaskonfiguration''' bezeichnet. Für die zweite Schale bedeutet das meist acht Außenelektronen. Für die erste Schale gilt dagegen die '''Duettregel''': Wasserstoff und Helium sind bereits mit zwei Elektronen in der ersten Schale vollständig besetzt.

'''Merksatz:''' Wasserstoff zählt bis zwei, viele Hauptgruppenelemente der zweiten Periode zählen bis acht.

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= Wege zum Oktett =

Atome können eine edelgasähnliche Elektronenanordnung auf zwei grundlegenden Wegen erreichen: durch Elektronenübertragung oder durch gemeinsame Nutzung von Elektronenpaaren.

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== Elektronenübertragung und Ionenbindung ==

Bei einer [[Ionenbindung]] werden Elektronen von einem Atom auf ein anderes übertragen. Aus den Atomen entstehen positiv und negativ geladene [[Ion|Ionen]], die sich elektrostatisch anziehen.

Ein Natriumatom besitzt ein Valenzelektron, ein Chloratom sieben. Natrium kann sein Außenelektron abgeben; Chlor kann es aufnehmen:

<math>\mathrm{Na \longrightarrow Na^+ + e^-}</math>

<math>\mathrm{Cl + e^- \longrightarrow Cl^-}</math>

Danach besitzen beide Ionen eine edelgasähnliche Elektronenkonfiguration.

[[Datei:Electron shell 011 Sodium.svg|280px|rahmenlos|center]]
[[Datei:Electron shell 017 Chlorine.svg|280px|rahmenlos|center]]
[[Datei:NaCl Formation Lewis.svg|500px|rahmenlos|center]]

Die Oktettregel erklärt hier die Bildung der Ionen. Die feste Struktur eines Salzes entsteht anschließend durch die Anziehung vieler Ionen.

[[Datei:207 Ionic Bonding-01.jpg|500px|rahmenlos|center]]
[[Datei:NaCl octahedra.svg|500px|rahmenlos|center]]

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== Gemeinsame Elektronenpaare und Atombindung ==

Bei einer [[Kovalente Bindung|Atombindung]] oder kovalenten Bindung teilen sich Atome Elektronenpaare. Ein gemeinsam genutztes Elektronenpaar wird in der Lewis-Formel als Bindungsstrich dargestellt. Für die Oktettzählung wird das Bindungspaar beiden beteiligten Atomen zugerechnet.

<math>\text{ein Bindungsstrich} = \text{zwei Bindungselektronen}</math>

Eine Einfachbindung umfasst ein gemeinsames Elektronenpaar, eine Doppelbindung zwei und eine Dreifachbindung drei gemeinsame Elektronenpaare.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=UtV1wMaLEYs |500|center}}

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= Lewis-Formeln anwenden =

Die [[Lewis-Schreibweise]] zeigt Valenzelektronen als Punkte oder Striche. Bindungsstriche stehen zwischen Atomen; freie Elektronenpaare stehen am jeweiligen Atom.

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== Vorgehen in fünf Schritten ==

# '''Valenzelektronen zählen''': Addiere die Valenzelektronen aller Atome. Bei einem Anion kommt pro negativer Ladung ein Elektron hinzu, bei einem Kation wird pro positiver Ladung eines abgezogen.
# '''Grundgerüst zeichnen''': Setze meist das am wenigsten elektronegative Atom in die Mitte; Wasserstoff steht nie im Zentrum.
# '''Einfachbindungen eintragen''': Verbinde die Atome zunächst mit Einfachbindungen.
# '''Außenschalen auffüllen''': Ergänze zuerst freie Elektronenpaare an den äußeren Atomen, danach am Zentralatom.
# '''Oktett prüfen''': Fehlen dem Zentralatom Elektronen, bilde gegebenenfalls Doppel- oder Dreifachbindungen.

Für ein neutrales Molekül gilt als Startrechnung:

<math>N_\mathrm{gesamt}=\sum N_\mathrm{Valenzelektronen}</math>

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=xGXvRcj27fg |500|center}}

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== Beispiel Methan ==

Im Methanmolekül <math>\mathrm{CH_4}</math> besitzt Kohlenstoff vier Valenzelektronen. Vier Wasserstoffatome bringen je ein Elektron mit. Kohlenstoff bildet vier Einfachbindungen. Dadurch wird Kohlenstoff von acht Bindungselektronen umgeben; jedes Wasserstoffatom erreicht zwei.

[[Datei:Drawing a lewis structure for methane.svg|500px|rahmenlos|center]]

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== Beispiel Wasser ==

Im Wassermolekül <math>\mathrm{H_2O}</math> bildet Sauerstoff zwei Einfachbindungen zu Wasserstoff. Zusätzlich besitzt Sauerstoff zwei freie Elektronenpaare. Um Sauerstoff liegen damit vier Elektronenpaare: zwei bindende und zwei freie.

[[Datei:Freie Elektronenpaare Wasser V3.svg|420px|rahmenlos|center]]

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== Beispiel Ammoniak ==

Im Ammoniakmolekül <math>\mathrm{NH_3}</math> bildet Stickstoff drei Einfachbindungen und besitzt ein freies Elektronenpaar. Drei Bindungspaare plus ein freies Paar ergeben das Oktett am Stickstoff.

[[Datei:Ammonia Lewis structure.svg|450px|rahmenlos|center]]

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== Beispiel Kohlenstoffdioxid ==

Für <math>\mathrm{CO_2}</math> reichen zwei Einfachbindungen nicht aus, damit Kohlenstoff und beide Sauerstoffatome ein Oktett erhalten. Deshalb werden zwei Doppelbindungen eingezeichnet:

<math>\mathrm{O=C=O}</math>

[[Datei:Lewis CO2.svg|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=QI7q5p_b7ig |500|center}}

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== Oktettkontrolle ==

Bei der Kontrolle zählt jeder Bindungsstrich als zwei Elektronen für jedes gebundene Atom. Freie Elektronenpaare zählen nur für das Atom, an dem sie eingezeichnet sind.

{| class="wikitable" style="margin:auto"
! Teilchen
! Typische Bindungen
! Freie Elektronenpaare am Zentralatom
! Oktett erfüllt?
|-
| <math>\mathrm{CH_4}</math> || vier Einfachbindungen || keine || ja
|-
| <math>\mathrm{NH_3}</math> || drei Einfachbindungen || eines || ja
|-
| <math>\mathrm{H_2O}</math> || zwei Einfachbindungen || zwei || ja
|-
| <math>\mathrm{CO_2}</math> || zwei Doppelbindungen || keine || ja
|}

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= Bedeutung und Grenzen =

Die Oktettregel ist eine '''Faustregel''', kein universelles Naturgesetz. Sie ist besonders nützlich für einfache Verbindungen von Hauptgruppenelementen, vor allem aus der zweiten Periode. Sie erklärt jedoch weder allein die räumliche Molekülgestalt noch alle Bindungsverhältnisse.

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== Wichtige Ausnahmen ==

# '''Duett statt Oktett''': Wasserstoff und Helium werden durch zwei Elektronen stabil beschrieben.
# '''Elektronenmangelverbindungen''': In <math>\mathrm{BF_3}</math> besitzt Bor in der üblichen Lewis-Formel nur sechs Elektronen.
# '''Ungerade Elektronenzahl''': Radikale wie <math>\mathrm{NO}</math> können nicht allen Atomen ein vollständiges Oktett geben.
# '''Mehr als acht Elektronen''': Bei Verbindungen höherer Perioden, etwa <math>\mathrm{PF_5}</math> oder <math>\mathrm{SF_6}</math>, erscheinen in einfachen Lewis-Darstellungen mehr als acht Elektronen am Zentralatom.
# '''Übergangsmetalle''': Für viele ihrer Verbindungen ist die Oktettregel ungeeignet; dort werden andere Modelle benötigt.

Die Bezeichnung '''Oktetterweiterung''' ist im Schulmodell nützlich. Moderne quantenchemische Beschreibungen erklären hypervalente Moleküle jedoch differenzierter, etwa mit Mehrzentrenbindungen und ionischen Anteilen.

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== Modellkritik ==

Eine Lewis-Formel ist eine zweidimensionale Darstellung. Sie zeigt Elektronenpaare übersichtlich, sagt aber nicht automatisch, welchen räumlichen Winkel Bindungen haben. Auch magnetische Eigenschaften, delokalisierte Elektronen und reale Ladungsverteilungen können zusätzliche Modelle erfordern. In der Chemie werden daher unter anderem das [[VSEPR-Modell]], die [[Mesomerie]] und die [[Molekülorbitaltheorie]] verwendet.

{{BR}}
= Zusammenfassung =

Die Oktettregel verbindet [[Atombau]], [[Periodensystem]], [[Ionenbindung]] und [[Kovalente Bindung|Atombindung]]. Viele Atome erreichen eine voll besetzte Valenzschale, indem sie Elektronen übertragen oder Bindungspaare gemeinsam nutzen. Lewis-Formeln machen diese Elektronenverteilung sichtbar. Für einfache Moleküle ist die Regel sehr hilfreich, bei Radikalen, elektronenarmen und hypervalenten Verbindungen sowie Übergangsmetallen hat sie Grenzen.

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= Interaktive Aufgaben =

{{BR}}
== Quiz: Teste Dein Wissen ==

{{MC}}

'''Was beschreibt die Oktettregel?'''
(Viele Atome sind in stabilen Verbindungen von acht Außenelektronen umgeben)
(!Jedes Atom besitzt insgesamt genau acht Elektronen)
(!Jedes Molekül besteht aus acht Atomen)
(!Alle Elemente bilden acht Bindungen)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Für welche Elemente ist die Oktettregel besonders zuverlässig?'''
(Für Hauptgruppenelemente der zweiten Periode)
(!Für alle Übergangsmetalle)
(!Nur für Edelgase)
(!Nur für radioaktive Elemente)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wo befinden sich Valenzelektronen?'''
(In der äußersten besetzten Elektronenschale)
(!Im Atomkern)
(!Nur zwischen zwei Molekülen)
(!In der innersten Elektronenschale)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie viele Elektronen stellt ein Bindungsstrich dar?'''
(Zwei Elektronen)
(!Ein Elektron)
(!Vier Elektronen)
(!Acht Elektronen)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was geschieht bei der Bildung von Natriumchlorid?'''
(Natrium gibt ein Elektron ab und Chlor nimmt es auf)
(!Chlor gibt sieben Elektronen an Natrium ab)
(!Beide Atome verlieren ihren Atomkern)
(!Natrium und Chlor teilen vier Elektronenpaare)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie viele freie Elektronenpaare besitzt Sauerstoff in der Lewis-Formel von Wasser?'''
(Zwei)
(!Keines)
(!Eines)
(!Vier)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Bindungen enthält die übliche Lewis-Formel von Kohlenstoffdioxid?'''
(Zwei Doppelbindungen)
(!Vier Einfachbindungen)
(!Eine Dreifachbindung)
(!Nur Ionenbindungen)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Regel gilt für Wasserstoff?'''
(Die Duettregel)
(!Die Achtzehn-Elektronen-Regel)
(!Die Metallregel)
(!Die Radikalregel)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Warum ist Stickstoffmonoxid eine Ausnahme von der Oktettregel?'''
(Es besitzt eine ungerade Zahl an Valenzelektronen)
(!Es enthält ein Edelgas)
(!Es besteht aus acht Atomen)
(!Es ist ein Ionenkristall)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie ist die Oktettregel fachlich einzuordnen?'''
(Als nützliche Faustregel mit Grenzen)
(!Als ausnahmsloses Naturgesetz)
(!Als Regel nur für Atomkerne)
(!Als Methode zur Messung der Temperatur)

{{E}}
<br>

{{BR}}
== Memory ==

<div class="memo-quiz">
{|
|-
| Oktettregel || acht Außenelektronen
|-
| Valenzelektron || Elektron der Außenschale
|-
| Bindungspaar || gemeinsam genutztes Elektronenpaar
|-
| freies Elektronenpaar || nicht an einer Bindung beteiligt
|-
| Ionenbindung || Anziehung entgegengesetzt geladener Ionen
|-
| Edelgaskonfiguration || voll besetzte Valenzschale
|-
| Duettregel || zwei Elektronen in der ersten Schale
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== Drag and Drop ==

<div class="lueckentext-quiz">

{| class="wikitable"
! Ordne die richtigen Begriffe zu.
! Typisches Verhalten im einfachen Oktettmodell
|-
| '''Natrium'''
| gibt ein Außenelektron ab
|-
| '''Chlor'''
| nimmt ein Elektron auf
|-
| '''Kohlenstoff'''
| bildet meist vier Bindungen
|-
| '''Sauerstoff'''
| bildet meist zwei Bindungen
|-
| '''Stickstoff'''
| bildet meist drei Bindungen

|}
{{E}}

<br>
...
<br />

{{BR}}
== Kreuzworträtsel ==

<div class="kreuzwort-quiz">
{|
|-
| Valenzschale || Wie heißt die äußerste besetzte Elektronenschale?
|-
| Oktett || Wie nennt man eine Gruppe aus acht Außenelektronen?
|-
| Lewis || Welcher Chemiker gab der Elektronenstrichformel seinen Namen?
|-
| Atombindung || Wie heißt der Bindungstyp mit gemeinsam genutzten Elektronenpaaren?
|-
| Edelgas || Welche Elementgruppe besitzt meist eine voll besetzte Außenschale?
|-
| Radikal || Wie heißt ein Teilchen mit mindestens einem ungepaarten Elektron?
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== LearningApps ==

<iframe> https://learningapps.org/index.php?s=Die+Oktettregel+Chemie </iframe>

{{BR}}
== Lückentext ==

<quiz display=simple>
{'''Vervollständige den Text.'''<br>
|type="{}"}
Elektronen in der äußersten besetzten Schale heißen { Valenzelektronen }. Viele Hauptgruppenelemente der zweiten Periode werden in stabilen Verbindungen von { acht } Außenelektronen umgeben. Eine voll besetzte Außenschale wird als { Edelgaskonfiguration } bezeichnet. Ein gemeinsam genutztes Elektronenpaar heißt { Bindungspaar }. In der { Lewis-Formel } wird ein Bindungspaar meist als Strich dargestellt. Bei der { Ionenbindung } werden Elektronen zwischen Atomen übertragen. Ein { Natriumatom } gibt bei der Bildung von Natriumchlorid ein Elektron ab. Für Wasserstoff gilt die { Duettregel }. Teilchen mit ungepaarten Elektronen heißen { Radikale }. Die Oktettregel ist eine nützliche { Faustregel } mit Grenzen.
</quiz>

<br>

{{BR}}
= Offene Aufgaben =

{{BR}}
=== Leicht ===
# [[Valenzelektronen-Karten]]: Gestalte Karten für acht Hauptgruppenelemente. Zeige Elementsymbol, Hauptgruppe und Zahl der Valenzelektronen.
# [[Edelgasvergleich]]: Vergleiche die Schalenmodelle von Neon, Natrium und Chlor und erkläre in einem kurzen Text, wie Natrium und Chlor eine edelgasähnliche Konfiguration erreichen.
# [[Molekülposter]]: Zeichne ein Poster mit den Lewis-Formeln von Wasser, Methan, Ammoniak und Kohlenstoffdioxid.
# [[Fehlerdetektiv]]: Erfinde drei fehlerhafte Lewis-Formeln und markiere anschließend, wie die Fehler durch eine Oktettkontrolle gefunden werden.

{{BR}}
=== Standard ===
# [[Lewis-Werkstatt]]: Entwickle eine Schritt-für-Schritt-Anleitung und erprobe sie an mindestens fünf Molekülen.
# [[Salzmodell]]: Baue ein Modell der Elektronenübertragung zwischen Natrium und Chlor und fotografiere die einzelnen Schritte.
# [[Erklärvideo]]: Produziere ein Video von höchstens drei Minuten, in dem Du den Unterschied zwischen Ionenbindung und Atombindung erklärst.
# [[Molekülvergleich]]: Vergleiche Wasser, Ammoniak und Methan hinsichtlich Bindungspaaren, freien Elektronenpaaren und räumlicher Gestalt.

{{BR}}
=== Schwer ===
# [[Ausnahmen-Forschungsplakat]]: Recherchiere zu Bortrifluorid, Stickstoffmonoxid und Schwefelhexafluorid und ordne jede Verbindung einer Art von Ausnahme zu.
# [[Modellkritik]]: Schreibe eine begründete Bewertung der Aussage „Die Oktettregel erklärt alle chemischen Bindungen“.
# [[Kristallprojekt]]: Züchte unter Beachtung der Sicherheitsregeln einen geeigneten Salzkristall, dokumentiere die Beobachtungen und verknüpfe die Kristallform mit dem Aufbau aus Ionen.
# [[Fachinterview]]: Befrage eine Chemielehrkraft, eine Laborfachkraft oder eine studierende Person dazu, wann die Oktettregel hilfreich ist und wann andere Modelle nötig werden.

{{:Offene Aufgabe - MOOC erstellen}}

{{BR}}
= Lernkontrolle =

# [[Unbekanntes Hauptgruppenelement]]: Ein Element besitzt sieben Valenzelektronen. Leite ab, welche Ionenladung oder Bindungszahl im einfachen Oktettmodell wahrscheinlich ist, und begründe Deine Vorhersage.
# [[Lewis-Formeln bewerten]]: Prüfe zwei vorgegebene Strukturvorschläge für Kohlenstoffdioxid. Entscheide, welcher das Oktett an allen Atomen erfüllt, und erkläre Deine Zählung.
# [[Bindungsart übertragen]]: Vergleiche die Bildung von Natriumchlorid mit der Bildung von Chlorwasserstoff. Erkläre, warum das Oktett in beiden Fällen auf unterschiedliche Weise erreicht wird.
# [[Mehrfachbindung erklären]]: Begründe, warum in der Lewis-Formel von Kohlenstoffdioxid Doppelbindungen nötig sind.
# [[Modellgrenze untersuchen]]: Erkläre anhand von Stickstoffmonoxid, warum eine ungerade Zahl an Valenzelektronen die vollständige Erfüllung der Oktettregel verhindert.
# [[Chemisches Modell beurteilen]]: Entwickle Kriterien dafür, wann die Oktettregel als Erklärung ausreicht und wann Du ein weiterführendes Modell einsetzen würdest.

<br>
<br>

{{BR}}
= Lernnachweis =

Für einen Lernnachweis solltest Du zeigen, dass Du Valenzelektronen aus dem Periodensystem ableiten, Elektronenübertragungen beschreiben, Bindungs- und freie Elektronenpaare unterscheiden sowie einfache Lewis-Formeln erstellen und prüfen kannst. Wichtig ist außerdem, dass Du die Duettregel kennst, typische Ausnahmen einordnest und die Oktettregel als Modell mit begrenztem Gültigkeitsbereich beurteilst.

Ein überzeugender Lernnachweis verbindet korrekte Fachsprache mit nachvollziehbaren Elektronenzählungen, gut lesbaren Strukturformeln und begründeten Aussagen über Bindungsarten und Modellgrenzen.

<br>
<br>

{{BR}}
= OERs zum Thema =

<iframe> https://de.m.wikipedia.org/wiki/Oktettregel </iframe>

<br>

{{BR}}
= Verknüpfte Lernbereiche =

{| align=center
{{:D-Tab}}
'''[[Die Oktettregel - Chemie]]'''
# [[Atombau]]
# [[Valenzelektron]]
# [[Periodensystem]]
# [[Edelgasregel]]
# [[Lewis-Formel]]
# [[Ionenbindung]]
# [[Kovalente Bindung]]
# [[Chemische Bindung]]
# [[VSEPR-Modell]]
|}

[[Kategorie:Chemie]]
[[Kategorie:Anorganische Chemie]]
[[Kategorie:Chemische Bindung]]
[[Kategorie:Atombau]]
[[Kategorie:Klasse 8-10]]
[[Kategorie:Sekundarstufe I]]
[[Kategorie:Schule]]

{{BR}}
= aiMOOC-Projekte =
[[Kategorie:AI_MOOC]] [[Kategorie:GPT aiMOOC]]
{{MT}}

Die Oktettregel - Chemie - Versionsgeschichte

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