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B978-3-437-41103-8.00002-8

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978-3-437-41103-8

Abb. 2.1

Elektronegativitäten der wichtigsten Elemente

Abb. 2.2

Form der p- und s-Orbitale

Abb. 2.3

Energieniveaus der Orbitale

Periodensystem und Orbitalmodell

  • 2.1

    Prinzipien der Ordnung5

  • 2.2

    Oktettregel6

  • 2.3

    Atomradien6

  • 2.4

    Elektronegativität6

  • 2.5

    Orbitalmodell7

  • 2.6

    Übungen9

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

Prinzipien der Ordnung

Grundsätzlich sind die Elemente nach aufsteigender Ordnungszahl geordnet. Um aber den genauen Aufbau zu verstehen, muss man wissen, dass vor allem die Valenzelektronen (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 dritte Schale erst vollständig besetzt, nachdem bereits zwei Elektronen in der vierten Schale platziert wurden. Elemente, bei denen nicht die äußerste Schale besetzt wird, bezeichnet man als Nebengruppenelemente. Sie haben alle zwei Valenzelektronen und werden euch vor allem als Spurenelemente im menschlichen Körper begegnen.
Bei den Hauptgruppen entspricht die Zahl der Valenzelektronen der Nummer der Gruppe. Man sieht bereits: Ein Element strebt in der Regel nach acht 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 vierten Periode alle vier Schalen.

Für die Klausur

Es bietet sich in der Regel nicht an, diese Inhalte gezielt abzufragen, allerdings sind sie als Grundlage essenziell. Also lohnt sich gründliches Lesen. In diesem Sinne könnt ihr mal ins Periodensystem 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

Warum 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 dabei auch das Verhalten eines Stoffes in chemischen Reaktionen. So werden die Elemente der 6. und 7. Hauptgruppe versuchen, zwei bzw. ein 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 sieben 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 in der Regel mit acht 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 zwei 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 sogenannten Oktettaufweitung ab der 3. Periode.

Für Ahnungslose

Sauerstoff befindet sich in der sechsten Hauptgruppe, hat also sechs Valenzelektronen. Könnte er also zwei 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

Für Ahnungslose

Der 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

Elektronegativität (Abb. 2.1) ist das Vermögen eines Atoms, Elektronen (auch die benachbarter Atome) an sich zu ziehen. Euch sollte klar sein, dass die Atome eines Elements, das weit rechts im PSE steht, Elektronen stark an sich ziehen, um Edelgaskonfiguration erreichen zu können, während die auf der linken Seite eher Elektronen abgeben wollen (Kap. 2.2).
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. Im Periodensystem nimmt somit die Elektronegativität von rechts nach links zu, während der Atomradius abnimmt und umgekehrt.

Für die Klausur

Da es vor allem in mündlichen Prüfungen wichtig ist, sein Wissen schön zu verpacken, 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.

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.

Lerntipp

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 glaubt, die Herleitung unter Stress nicht hinzubekommen:

Wenn ihr ein Periodensystem vor euch liegen habt und mit der linken Hand salutiert, zeigen die Finger in Richtung zunehmender Elektronegativität und abnehmender Atomradien.

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 jedes Orbital mit maximal zwei Elektronen besetzt werden kann, kann man ausrechnen, wie viele Orbitale jede Schale enthält.
Grundsätzlich kann es auf jeder Schale 1 s-Orbital, 3 p-Orbitale, 5 d-Orbitale und 7 f.-Orbitale geben. Natürlich gibt es auf „kleinen“ Schalen nicht alle Orbitale. So kann die 2. Schale nur 8 Elektronen aufnehmen, die dann in einem s-Orbital und 3 p-Orbitalen unterkommen (denn das sind 4 Orbitale, die je zwei Elektronen aufnehmen können). Auf der ersten Schale finden sogar nur 2 Elektronen Platz, dementsprechend gibt es hier nur ein s-Orbital.

Für Ahnungslose

Man muss einfach die Anzahl der Elektronen, die auf der Schale Platz finden, berechnen und diese dann durch 2 dividieren, also für die dritte Schale:

32=1818:2=9

Folglich gibt es 9 mögliche Orbitale auf der dritten Schale.

Lerntipp

Für die Benennung der Schalen: s, p, d und f.

Das s-Orbital ist am energieärmsten und wird folglich als erstes besetzt.

Es ist nicht das Ziel, sich ein Atom perfekt räumlich vorstellen zu können! Dafür liefern die Lehrbücher der Chemie ohnehin zu wenige Informationen. Allerdings solltet ihr euch vielleicht merken, dass die s-Orbitale kugelförmig und die p-Orbitale hantelförmig sind (Abb. 2.2).

Man sollte in der Lage sein, eine Elektronenkonfiguration (also die Verteilung der Elektronen) mittels des Orbitalmodells schreiben zu können. Das wird hier am Beispiel des Elements Chlor demonstriert. Da die Ordnungszahl 17 ist, weiß man, dass 17 Elektronen vorliegen.
Die ersten beiden Elektronen finden auf der ersten Schale Platz und zwar im s-Orbital. Man schreibt 1s2.

Für Ahnungslose

1 = 1. Schale

s = s-Orbital

2 = 2 Elektronen

Damit ist die erste Schale gefüllt. Auf der zweiten Schale finden insgesamt acht Elektronen Platz. Die ersten beiden gelangen ins s-Orbital der zweiten Schale. Man schreibt 2s2.
Nun passen noch 6 Elektronen auf die zweite Schale. Sie verteilen sich auf die 3 p-Orbitale. Ihr solltet euch außerdem merken, dass energetisch gleichwertige Orbitale (alle p-Orbitale sind energetische gleich, deshalb haben sie denselben Namen), zunächst einfach, dann doppelt besetzt werden (Abb. 2.3) (Elektronen stoßen sich schließlich ab). Man schreibt 2p6.
In der dritten Schale können 18 Elektronen Platz finden, allerdings hat Chlor nur 17, wobei wir 10 bereits verteilt haben. Also müssen nur noch 7 Elektronen in die 3. Schale. Die ersten beiden wandern in das s-Orbital, die übrigen fünf in die p-Orbitale. Zwei der p-Orbitale sind also doppelt, eins einfach besetzt. Man schreibt 3s2 3p5. Die Elektronenkonfiguration für Chlor lautet also:
1s22s22p63s23p5

Für die Klausur

Wie könnet ihr kontrollieren, ob ihr richtig gearbeitet habt? Addiert die hochgestellten Zahlen, dann solltet ihr wieder auf die Ordnungszahl des Elements kommen!

Auf diese Weise könnt ihr für jedes Element die Elektronenkonfiguration bestimmen! Man muss aber wissen, dass, bevor die d-Orbitale besetzt werden, erst das s-Orbital der nächsthöheren Schale besetzt wird (also: 3p6 4s2 3d10).
Man kann nun zu einem Element die Elektronenkonfiguration schreiben (Übungsaufgaben gibt es am Ende dieses Kapitels). Kann man auch aus der Elektronenkonfiguration ablesen, um welchen Stoff es sich handelt?
Nein, denn Atome können auch Elektronen aufnehmen oder abgeben. So kann z. B. Natrium ein Elektron abgeben (Na+) und hat dann die Elektronenkonfiguration 1s2 2s2 2p6 (wie das Edelgas Neon). Nimmt Fluor ein Elektron auf (F), hat es ebenfalls die Konfiguration 1s2 2s2 2p6.
Man nennt diese Atome dann isoelektronisch, weil sie die gleiche Elektronenkonfiguration haben.
Man kann nun natürlich auch die Position eines einzelnen Elektrons charakterisieren. Dies sollte für die meisten Klausuren aber weit weniger relevant sein als der vorherige Abschnitt. Man nutzt dazu die 4 Quantenzahlen:
Hauptquantenzahl (n): Sie sagt aus, in welcher Schale sich das Elektron befindet. Dementsprechend hat ein Elektron in der zweiten Schale die Hauptquantenzahl 2.
Nebenquantenzahl (l): Sie sagt aus, in welchem Orbital das Elektron sitzt. Jedem der Orbitaltypen (s, s, d oder f) ist dabei eine Zahl zugewiesen (0, 1, 2 oder 3).
Magnetquantenzahl (m): Wenn man durch die Nebenquantenzahl 1 erfahren hat, dass das Elektron in einem p-Orbital sitzt, weiß man noch nicht in welchem (es gibt schließlich drei). Dafür zuständig ist die Magnetquantenzahl. Bei den p-Orbitalen gibt es −1, 0, 1, bei den d-Orbitalen −2, −1, 0, 1, 2. Es werden also so viele Zahlen verwendet wie Orbitale dieses Typs existieren.
Spinquantenzahl: Wenn man weiß, dass das Elektron auf der Schale zwei im p-Orbital mit der Nummer 0 sitzt, gibt es immer noch zwei Elektronen zur Auswahl, da ja in jedem Orbital zwei Elektronen Platz finden. Die Spinquantenzahl (entweder +½ oder −½) sagt aus, welches der beiden Elektronen gemeint ist.

Merke

Das Pauli-Prinzip besagt, dass in einem Atom kein Elektron mit einem anderen in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen kann.

Übungen

  • 1.

    Ordne diese Elemente nach steigender Elektronegativität (PSE erlaubt): K, F, Rb, Cl, Fr

  • 2.

    Ordne diese Elemente nach abnehmendem Atomradius (PSE erlaubt): Na, Al, P, F, Mg

  • 3.

    Wie lautet die Elektronenkonfiguration von Fluor?

  • 4.

    Wie lautet die Elektronenkonfiguration von Cl? Mit welcher Konfiguration stimmt sie überein?

  • 5.

    Was besagt das Pauli-Prinzip?

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