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B978-3-437-42836-4.00005-9

10.1016/B978-3-437-42836-4.00005-9

978-3-437-42836-4

Abb. 5.1

[L253]

Elektronegativitäten der wichtigsten Elemente

Periodensystem und Orbitalmodell

PeriodensystemOrbitalmodellUm die unterschiedlichen Elemente systematisch betrachten zu können, ist es hilfreich, sie zu gruppieren. Diese Systematik ist im Periodensystem der Elemente (PSE) verwirklicht (Anhang, Abb. 53.1).

Prinzipien der Ordnung

Grundsätzlich sind die Elemente nach aufsteigender Ordnungszahl geordnet. Dazu sollte man wissen, dass v. a. die ValenzelektronenValenzelektronen (die Elektronen, die bei einem Atom auf der äußersten Schale liegen) die chemischen Eigenschaften des Elements bestimmen. In einer Gruppe des PSE (Spalte, von oben nach unten) haben alle Elemente die gleiche Anzahl an Valenzelektronen und zeigen somit ein ähnliches Verhalten (man gibt Gruppen deshalb zusätzlich zu ihrer Nummer auch noch Namen, z. B. Gruppe 8 – die Edelgase).
Da die Protonenzahl der Elektronenzahl entspricht, hat z. B. Kohlenstoff (OZ: 6) auch ein Elektron mehr als Bor (OZ: 5). Wo kommt dieses zusätzliche Elektron hin? Grundsätzlich werden die Schalen von innen nach außen mit Elektronen besetzt. Sobald eine Schale vollständig ist (Wie lässt sich noch gleich die maximale Anzahl berechnen?), wird die nächste gefüllt. Allerdings gibt es auch Elemente, bei denen dies nicht zutrifft. So wird z. B. die 3. Schale erst vollständig besetzt, nachdem bereits 2 Elektronen in der 4. Schale platziert wurden. Elemente, bei denen nicht die äußerste Schale besetzt wird, bezeichnet man als Nebengruppenelemente. Sie haben alle 1 oder 2 Valenzelektronen und werden euch v. a. als Spurenelemente im menschlichen Körper begegnen.
Bei den Hauptgruppen entspricht die Zahl der Valenzelektronen der Nummer der Gruppe. Man sieht bereits: Ein Element strebt i. d. R. nach 8 Valenzelektronen.
Die Zeilen von rechts nach links bezeichnet man als Periode. Innerhalb einer Periode verändern sich die chemischen Eigenschaften, da sich die Zahl der Valenzelektronen ändert. Die Elemente einer Periode besitzen alle die gleiche Anzahl an Schalen. So haben die Elemente der 4. Periode alle 4 Schalen.
Diese Inhalte werden i. d. R. nicht gezielt abgefragt, allerdings sind sie als Grundlage essenziell. Also lohnt sich gründliches Lesen. In diesem Sinne könnt ihr mal ins Periodensystem (Anhang, Abb. 53.1) schauen und überlegen:
  • Wie viele Valenzelektronen hat Sauerstoff?

  • Welche Elemente haben die meisten Valenzelektronen?

  • Warum befinden sich in der ersten Periode nur zwei Elemente?

Oktettregel

OktettregelWarum streben Elemente nach 8 Valenzelektronen? Weil ein Atom mit 8 Valenzelektronen sich in einem Zustand befindet, der energetisch sehr günstig ist. Da ein Atom immer bestrebt ist, einen energetisch günstigen Zustand zu erreichen, ist es nun stabil und reagiert nicht weiter. Daraus ergibt sich zudem, dass die Elemente der 8. Hauptgruppe, die Edelgase, äußerst reaktionsträge sind.

Das Bestreben, 8 Valenzelektronen zu bekommen, also Edelgaskonfiguration zu erreichen, bestimmt das Verhalten eines Stoffes in chemischen Reaktionen.

So werden die Elemente der 6. und 7. Hauptgruppe versuchen, 2 bzw. 1 Elektron für sich zu beanspruchen, um Edelgaskonfiguration zu erreichen. Da es für die Elemente der 1. und 2. Hauptgruppe und der Nebengruppen (alles, was links im PSE steht) zu schwer wäre, bis zu 7 Elektronen aufzunehmen, verfolgen diese eine andere Strategie: Sie geben alle Elektronen ihrer äußeren Schale ab, sodass die nächst-innere nun zur äußersten Schale wird. Da diese i. d. R. mit 8 Elektronen besetzt ist, ist nun Edelgaskonfiguration erreicht. Dies gilt allerdings nicht für Lithium oder Wasserstoff (OZ: 1 bzw. 3), sie streben nach der Edelgaskonfiguration des Helium, also 2 Elektronen auf der innersten (und dann auch einzigen) Schale.
Alle Elemente ab der 3. Periode können als Bestandteil chemischer Verbindungen sogar mehr als 8 Valenzelektronen für sich beanspruchen, man spricht von einer Oktettaufweitung ab der 3. Periode.
Sauerstoff befindet sich in der 6. Hauptgruppe, hat also 6 Valenzelektronen. Könnte er also 2 Elektronen „aufnehmen“, hätte es Edelgaskonfiguration.
Selbstverständlich ist das Streben nach Edelgaskonfiguration kein bewusster Vorgang, sondern beruht auf den physikalischen Gesetzmäßigkeiten, denen die Atome unterworfen sind.

Atomradien

AtomRadienDer Atomradius bezeichnet die Distanz vom Kern eines Atoms bis zu einem beliebigen, möglichst weit entfernten Punkt in seiner Hülle.
Wie verhalten sich die Atomradien im Periodensystem? Man sollte meinen, dass die Atomradien mit zunehmender Masse des Atoms (also auch mit steigender Ordnungszahl) zunehmen. Dies ist aber nicht zwingend der Fall. Grundsätzlich sind Atome einer Periode größer als die der vorhergehenden und kleiner als die der nachfolgenden, einfach weil die hinzukommende Schale „mehr Platz braucht“. Somit nehmen die Atomradien im PSE von oben nach unten zu.
Innerhalb einer Periode sieht die Sache anders aus: Da keine zusätzlichen Schalen besetzt werden, aber die Anzahl der negativen Ladungen (Elektronen) sowie die der positiven Ladungen (Protonen) zunimmt, werden die Elektronen aufgrund der stärkeren elektrostatischen Anziehungskräfte näher zum Kern gezogen. Dies äußert sich in einer Abnahme der Atomradien innerhalb einer Periode (von links nach rechts).

Elektronegativität

ElektronegativitätElektronegativität ist das Vermögen eines Atoms, Elektronen (auch die benachbarter Atome) an sich zu ziehen.

Atome eines Elements, das weit rechts im PSE steht (Anhang, Abb. 53.1), ziehen Elektronen stark an sich, um Edelgaskonfiguration erreichen zu können, während die auf der linken Seite eher Elektronen abgeben wollen.

Die Elektronegativität nimmt also von links nach rechts zu. Außerdem nimmt die Elektronegativität im PSE von oben nach unten ab, da durch die Zunahme des Atomradius die Elektronen benachbarter Atome nicht so nah an den Kern herankommen können und damit nicht so stark angezogen werden (Abb. 5.1). Im Periodensystem nimmt somit die Elektronegativität von links nach rechts zu, während der Atomradius abnimmt und umgekehrt. Die größte Elektronegativität hat das Fluor (4,0), die kleinste das Francium. Die Edelgase haben bereits ihr Oktett, also auch kein Bestreben, andere Elektronen zu binden. Ihr braucht sie folglich bei den Elektronegativitäten nicht zu beachten.
Vielleicht müsst ihr im Praktikum ein paar Elektronegativitäten kennen. Dann solltet ihr euch merken, dass die Elektronegativitäten vom Fluor nach links in 0,5er-Schritten abnehmen (Sauerstoff 3,5, Stickstoff 3 etc.).
Da es mit Sicherheit wichtig ist zu wissen, wie sich Elektronegativität und Atomradien im PSE entwickeln, könnt ihr euch Folgendes merken: Wenn ihr ein Periodensystem vor euch liegen habt und mit der linken Hand salutiert, zeigen die Finger in Richtung zunehmender Elektronegativität und abnehmender Atomradien (Anhang, Abb. 53.1).
Da man v. a. in mündlichen Prüfungen sein Wissen schön verpacken sollte, sollte man einige Fachbegriffe in sein Repertoire aufnehmen. Wenn z. B. die Zunahme einer Größe mit der Abnahme einer anderen einhergeht (wie hier Atomradius und Elektronegativität), so bezeichnet man diese beiden als antikorreliert.

Orbitalmodell

Das Atommodell, mit dem hier die Grundlagen des Periodensystems hergeleitet wurden, wurde über die Jahre weiter verbessert. Man beschreibt dabei Orte, an denen ein Elektron mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit anzutreffen ist, und spricht von Orbitalen. Erfreulich ist, dass das Schalenmodell nicht verworfen, sondern vielmehr in das Orbitalmodell integriert wurde.
Man kann nämlich auch innerhalb einer Schale noch genauere Angaben zur Lage eines Elektrons machen.
Da das Orbitalmodell normalerweise in der Schule eher selten behandelt wird, seid ihr auch ohne umfassende Kenntnisse für das Studium gerüstet. Merkt euch vielleicht an dieser Stelle schon mal, dass in einem Orbital maximal 2 Elektronen Platz finden.

Zusammenfassung

  • Elemente streben nach 8 Valenzelektronen (Oktettregel).

  • Die Elektronegativität nimmt im Periodensystem von links nach rechts zu und von oben nach unten ab.

  • Die Atomradien nehmen im Periodensystem von links nach rechts ab und von oben nach unten zu.

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