Edelgaskonfiguration

Edelgaskonfiguration

Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität und Bindungen

Gefüllte Schalen sind besonders stabil, auch halbbesetzte Schalen sind energetisch begünstigt. Wenn alle Orbitale vollständig gefüllt sind, spricht man von einer Edelgaskonfiguration. Diese ist besonders stabil und wird deshalb von allen Elementen angestrebt. Es gibt mehrere Möglichkeiten, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen:

Elektronenabgabe

Es entsteht ein Kation. ( A → a+ + e-)

Zum Beispiel gelingt es Natrium als Element in der ersten Gruppe sehr leicht, ein Elektron anzugeben. Es wird in einer chemischen Reaktion sein einziges Valenzelektron abgeben und wird zu einem positiv geladenen Kation (Na+).

Um Elektronen aus einem Atom zu entfernen, wird Energie benötigt, die Ionisierungsenergie IE. Die 1. Ionisierungsenergie (z.B. bei Na) ist die Energie, die aufgebracht werden muss, um das erste Elektron aus einem neutralen Atom zu entfernen. Die 2. Ionisierungsenergie ist die Energie, die aufgebracht werden muss, um das zweite Elektron aus einem einfach positiv geladenen Ion zu entfernen, usw. Die Ionisierungsenergie nimmt im PSE von links nach rechts und von unten nach oben zu. Grund dafür ist, dass von oben nach unten der Abstand des Elektrons vom Kern und somit die Anziehungskraft abnimmt. Da von links nach rechts die Kernladungszahl zunimmt, werden die Elektronen aber in dieselbe Schale (gleiche Periode!) mit ähnlicher Größe eingebaut.

Es wird deutlich, dass sich bei den Edelgasen Maxima bilden, da sie besonders stabil sind. Die Alkalimetalle sind in Minima vorzufinden, da sie sehr reaktiv sind. Deutlich werden auch die Abweichungen im Diagramm, wie bei Be und B bzw. N und O. Die Erklärung hierfür liefert die Orbitaltheorie. Bei Beryllium sind zwei Elektronen vorzufinden, die das s-Orbital vollständig besetzen, somit ist es stabil. Bei Bor kommt noch ein einzelnes p-Elektron hinzu, welches relativ leicht abgegeben werden kann. Auch bei Stickstoff und Sauerstoff lässt sich dieses Muster erkennen. Stickstoff besitzt ein halb besetztes 2p-Orbital, welches energetisch bevorzugt wird. Sauerstoff hingegen besitzt 4 Elektronen im 2p-Orbital, weshalb sich ein Elektron leicht entfernen lässt, um ein stabiles halbgefülltes 2p-Orbital zu bilden.

Die 2. Ionisierungsenergie ist immer größer als die 1. Ionisierungsenergie. Es ist somit einfacher das erste Elektron zu entfernen. Element A wird bei Abgabe eines Elektrons zu a+ . Hierfür wird IE1 benötigt. Für eine weitere Abgabe eines Elektrons wird A+ zu A2+ und IE2 wird benötigt. Durch das positive Vorzeichen wird deutlich, dass Energie aufgebracht werden muss. Mithilfe dieser Tabelle wird klar, dass Na2+ in chemischen Reaktionen nicht vorkommt, weil eine Energie von 5059 kJ/mol (= 496 kJ/mol + 4563 kJ/mol) nicht aufgebracht werden kann. Allerdings kann eine Energie von 2188 kJ/mol (= 738 kJ/mol + 1450 kJ/mol) in chemischen Reaktionen aufgebracht werden, sodass Mg2+ als ein typisches bekanntes Ion gebildet werden kann.

Elektronenaufnahme

Es entsteht ein Anion. (A + e- → A-) Fluor braucht nur ein Elektron aufzunehmen, um ein stabiles Anion zu werden. Es erreicht leicht die Edelgaskonfiguration. Hierbei ist die Elektronenaffinität EA von Bedeutung, also die Fähigkeit, Elektronen anzuziehen. Sie hat meist ein negatives Vorzeichen, es wird also Energie frei. Die Elektronenaffinität ist bei den Elementen rechts im PSE (Chalkogene, Halogene) besonders groß, da diese durch die Aufnahme von ein bzw. zwei Elektronen ganz leicht die Edelgaskonfiguration erreichen können. Die Radien der Halogenatome sind die kleinsten der jeweiligen Periode und die Anziehung durch den Kern ist damit am größten. Halogenatome besitzen außerdem die Elektronenkonfiguration s2p5. Es fehlt ihnen also ein Elektron, um die Elektronenkonfiguration s2p6 (ebenfalls Elektronenkonfiguration des im Periodensystem nachfolgenden Edelgases) zu erreichen. Die im Anion erreichte gefüllte Schale macht das Anion stabil und die Elektronenaffinität der Halogene damit groß. Im Vergleich haben die Elektronenaffinitäten deutlich kleinere Beträge als die Ionisierungsenergien. Um einem Anion A- ein weiteres Elektron unter Bildung von A2- aufzuerlegen, ist immer Energie notwendig. Dies ist zum Beispiel bei Sauerstoff und Schwefel nötig, die nur in ionischen Festkörpern stabil vorkommen. Durch ionische Bindungen können die Elemente ebenfalls die Edelgaskonfiguration erreichen. Als Beispiel kann Natriumchlorid angenommen werden. Das Element Natrium gibt mit einer Ionisierungsenergie ein Elektron ab. Es entsteht ein positiv geladenes Natrium-Kation. Das Element Chlor nimmt in diesem Fall dieses Elektron über die Elektronenaffinität auf. Es entsteht ein negativ geladenes Anion, das sogenannte Chlorid. Das heißt durch Bildung der Verbindung NaCl mit Na+ und Cl− erhalten beide Teilchen eine Edelgaskonfiguration.

IE1 : Na → + + e-

EA1: Cl + e- → Cl-

→

Na+ + Cl- → NaCl

Ausbildung von Bindungen

Bei Ausbildung einer Bindung werden die Bindungselektronen geteilt. Jedes der, die Bindung ausbildenden, Atome kann so die Edelgaskonfiguration erlangen. In H2O liegt keine ionische Bindung von O2- (O: [He] 2s2 2s2 2p4) und 2 H+ (H: 1s1) vor, dazu reicht die Energie nicht. Die Elektronen werden in H2O gemeinschaftlich genutzt. Man unterscheidet zwischen drei verschiedene Bindungsarten. Es gibt die ionische Bindung, die zwischen Metallen links unten im PSE und den Nichtmetallen rechts oben im PSE vorliegt. Die kovalenten Bindungen sind zwischen den Nichtmetallen rechts oben im PSE anzutreffen. Außerdem gibt es auch metallische Bindungen, welche bevorzugt von Elementen links unten im PSE ausgebildet werden. Halbmetalle bilden im rechten Bereich der Hauptgruppenelemente eine diagonale Trennlinie zwischen den Metallen und Nichtmetallen. Zu den Halbmetallen gehören B, Si, Ge, As, Sb, Se und Te. Falls du noch mehr über Bindungen erfahren möchtest, so kannst du das hier gerne nachlesen.

 

Du willst deine Noten an der Uni verbessern und suchst die perfekten Lernunterlagen für deinen Studiengang? Dann schau doch mal auf Studydrive vorbei.

Hier findest du viele, viele kostenlose Lernunterlagen, Übungsblätter, Altklausur-Lösungen und kannst dich mit anderen Studis austauschen.

Zeig mir Studydrive