Elektronenkonfiguration

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1 Um die chemischen Eigenschaften von Elementen zu verstehen, muss man deren Elektronenkonfiguration kennen. Als Elektronenkonfiguration bezeichnet man die Verteilung der Elektronen auf Schalen um den Kern herum. Man kann sie durch das Bohrschen Atommodell veranschaulichen. Dieses Modell ist zwar nicht ganz korrekt, aber es hilft, um das Prinzip zu verstehen. Beim Blick auf das Periodensystem erkennt man an der Ordnungszahl, wie viele Elektronen jedes Element besitzt. Auf der linken Seite sieht man einen Ausschnitt aus dem Periodensystem. Die Elemente der 8. Hauptgruppe ganz rechts auf dem Bild werden auch als Edelgase bezeichnet. Bei ihnen sind alle Schalen voll besetzt. 1. Helium: Helium steht in der 1. Periode. Das bedeutet, es gibt nur eine einzige Schale um den Kern herum. Auf dieser Schale haben offenbar 2 Elektronen Platz. Das wird an der Ordnungszahl (=2) deutlich. 1 / 5

2 2. Neon: Neon als Element der 2. Periode hat die Ordnungszahl 10. Damit müssen 10 Elektronen auf insgesamt 2 Schalen untergebracht werden. Da auf der ersten Schale nur 2 e Platz haben, muss die 2. Schale demnach für die restlichen 8 e ausgelegt sein. 3. Argon: Argon ist ein Element in der 3. Periode. Die Ordnungszahl lautet 18. Dabei wurden siehe Helium und Neon bereits 10 e von den 18 e untergebracht. Die 3. Schale sollte also erneut Platz für 8 e bieten, damit alle Schalen mit den 18 e voll besetzt sind. Leider ist das jetzt nicht mehr so einfach, denn die dritte Schale bietet sogar allein schon Platz für insgesamt 18 Elektronen. Beim Blick auf Krypton wird die Problematik deutlicher. 4. Krypton: Krypton als Element der 4. Periode hat laut Ordnungszahl 36 e. 18 Elektronen wurden bei Argon insgesamt auf die drei Schalen verteilt und eigentlich müssten dann dort alle 3 vorhandenen Schalen voll besetzt gewesen sein (sonst wäre es ja kein Edelgas). Dummerweise war die dritte Schale wohl doch noch nicht ganz besetzt. Sie bietet Platz für weitere 10 e. Im Verlauf des Auffüllens der 4. Schale wird auch dieser "Rest" der 3. Schale noch aufgefüllt. Und nein, die 4. Schale hat nicht nur Platz für 8 e, wie es das Periodensystem nahe legt. Wer sich nun über die Chemie ärgert, der darf das gerne tun. Zum besseren Verständnis kommt man leider nicht umhin, sich das Orbitalmodell anzuschauen. Orbitale Als Orbital bezeichnet man ganz abstrakt den Raum um einen Kern, in dem man mit hoher Wahrscheinlichkeit Elektronen antreffen kann. 2 / 5

3 Ein verschiedene Das maximale Orbitalen Elektron gefüllt. der Jedes grundsätzlich findet die Periodensystem) Reihenfolge rechten das porbital man Vor aufgefüllt Besetzung könnte in Seite mit ihr. besitzt lässt dieser kann Orbitaltyp ederen Folgende werden finden man und besetzt. sich damit werden Schubladen drei ein an Besetzung wenn auch sagen: Elektronen anderes ist Orbitale. einige bis (z.b. Abbildung Das (z.b: diese als Je "s") jeder Orbitalmodell sechs wichtige Schublade "3s" zusammen. Energieniveau. mit weiter Energieniveaus/Orbitale Dabei schreibt eingezeichnet. dieser Elektronen. = zeigt das eine passen Orbitaltypen die Schubladen bezeichnen. man sorbital Das Schale verfeinert Verteilung noch Ausgehend sorbital fassen. Ein jedes vom der vorgestellt eine porbital die eines Je 3. der Kern Zuerst entsprechend Zahl, z.b. Vorstellung nach Schale). vom Orbitaltypen drin entfernt hat besteht jeweils und welche wird WasserstoffAtom ist, nur mit jedes werden der ein ist, zwei beispielsweise die roter ihrer auf einziges desto Schalen. (s,p,d,f) Orbital Elektronen. Farbe diese energetischen mehr Schalen mit setzen angibt, Orbital. komplett (links die Aber einem Orbitale aus Auf oben und sich drei nämlich Das besetzt. Auf auszurechnen, Schalennummer "Übergangselemente" "Edelgase" 1. der Schlingemuster 4sOrbital äußerste vorhanden rechten nicht Mit dieser automatisch ist Schale geht Seite mal energetisch sein verwirrenden man sollte zwei können. folgendermaßen Gruppe und eine man Abbildung H günstiger käme Gruppe Besetzung sich Um Tatsache 8 Elemente unbedingt von damit steht 12 der muss vor: mit auf besetzen Elemente die 8. Elektronen mögliche merken. 2 Schale Anzahl man x 8 x und leider 8. die an Leider "Nebengruppe" 128 Man wird in mögliche Elektronen, klar der nimmt deshalb bedeutet kommen. 3. Schale. Elektronenkapazität die noch die beispielsweise quadrierte in theoretisch der Ganz vor 8. dem im Schale. Gegenteil. 3dOrbital pro "3d" 3 / 5

4 (1s) Das 1sOrbital (Orbital = 1 Die Kasten) dschalen ist einfach existieren besetzt. noch He nicht (siehe oben das Schlingenmuster). Bei Da 2. die Helium Schale äußerste ist das Schale 1sOrbital nun Li voll doppelt besetzt besetzt. ist, kann man Helium als ein Edelgas bezeichnen. Be (2s, Lithium Die Ne dorbitale 2p) hat zwar existieren auch das noch 1sOrbital nicht (siehe voll besetzt, oben das ist Schlingenmuster). aber kein Edelmetall, da die äußerste Schale aus d Bei Da 3. die Neon Schale äußerste sind das (=2.) 2sOrbital Schale Na und nun die voll 2pOrbitale besetzt ist, voll kann besetzt. auch Neon als Edelgas bezeichnet werden. Mg (3s, 3p) Zwar (+3d) gibt es hier bereits die Ar 3dOrbitale, doch werden sie noch nicht besetzt. Zwar sind die 3dOrbital de facto noch nicht besetzt, trotzdem ist auch Argon ein Edelgas. Die äußere H 4. Schale K Ca (4s, 4p) Zn Nun (+3d) werden auch die 3dOrbitale Kr besetzt. Bei einem Blick auf das Periodensystem sieht man, dass 10 E Um übrigens Kr:[Ar]3d "Krypton dem Anstatt Theoretisch die 4pOrbital noch Elektronenkonfiguration 10 ähnelt folgende 4ssind extra 2 4p6 Argon 6 in Schreibweise: hinzuschreiben der und vierten hat mehr." zusätzlich Schale einfacher 1s 2 2s die 2 auf 2p darzustellen 4dOrbitale 6 3s den 2 3p 3dOrbitalen 6 und als mit 4fOrbitale solchen 10, auf nicht dem Kästen, 4sOrbital besetzt. verwendet Aber 2 und wie man auf schon zuvo würde man belegt somit wurden. "Xe:[Kr]" und dahinter die zusätzlichen schreibt Orbitale man schreiben, einfach [AR]. die Bei im Vergleich Xenon zu Aus Größe sich Anziehung Elektronen Beim Allerdings liegt dem bezüglich daran, > Ionenradius, Je des mit die weiter Schalenmodell werden Atoms, durch um dass jeder Protonenanzahl des unten rechts ab den Periode die also wenn Atomradius Kern diesem positiv Radien man den lässt man bewegen, steigt im Radien Punkt steigt geladenen irgendwann es sich Periodensystem festhalten: sich je die auf kleiner. geladener Anzahl weiter als Atome die Kern Kugel auf Atomradien der man wieder größer Atome Schalen schaut, vorstellen nach rechten eher und (=Ionen), schließen. desto dadurch würde. Elektronen Seite geht, größer kleiner ist plötzlich Zwei Der deshalb der das wird auf Atomradius Radius, übrigens Kernaussagen wieder anstatt wird Atomradius mit auch sehr größer. abgeben. ist dem die quasi ähnlich. lassen sich Das die die Edelgaskonfiguration Ob ein Element reaktionsfreudig oder reaktionsträge ist, lässt sich anhand seiner Elektronenkonfiguration feststellen. So ist die äußerste Schale der Edelgase voll besetzt, sie wollen weder Elektronen ab noch aufnehmen. Alle Elemente des Periodensystems haben grundsätzlich die Tendenz, eine Edelgaskonfiguration (äußerste, benutzte Schale besetzt) zu erreichen. Oktettregel: Durch Reaktion 2 mit anderen Bindungspartnern p versuchen Atome 6 oft, die energetisch ). ba Elemente die eher links im Periodensystem stehen, geben lieber Elektronen ab, Elemente die rechts stehen nehmen sie lieber auf. 4 / 5

5 Magnesium beispielsweise hat zwei Möglichkeiten: 1. Es gibt 2 Elektronen der äußersten Schale ab (also die beiden im 3sOrbital) und hat damit keine Elektronen in der 3. Schale mehr. Die äußerste, benutzte Schale ist also die voll besetze 2. Schale. 2. Es nimmt 6 Elektronen in seine äußerste Schale auf (also füllen die 3pOrbitale). Damit hat es ebenfalls Edelgaskonfiguration erreicht. Was ist nun einfacher? Mg fällt es natürlich leichter, lediglich 2 e abzugeben, als 6 aufzunehmen. Dieses ganz logische Prinzip lässt sich normalerweise auf andere Elemente übertragen. Für Chlor (Cl) beispielsweise ist es einfacher, 1 e aufzunehmen als 7 abzugeben usw. {slide=beispiel für das Aufstellen einer Strukturformel} Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) ist deshalb eine relativ stabile chemische Verbindung, weil alle daran beteiligten Elemente/Moleküle "glücklich" sind. Das heißt, sie haben in der Verbindung selbst ihre Edelgaskonfiguration erreicht. Schwefel und Sauerstoff brauchen auf ihrer äußeren Schale 8 Elektronen (siehe Oktettregel), Wasserstoff nur 2. {/slide} 5 / 5

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