Edelgaskonfiguration: vom Atom zum Ion

Einstieg: Warum reagieren Edelgase nicht?

In Glühlampen füllte man früher Argon, in Ballons Helium, in Leuchtreklamen Neon. Der Grund ist immer derselbe: Diese Gase reagieren praktisch mit nichts, auch nicht bei hoher Temperatur. Natrium und Chlor dagegen reagieren heftig, auch miteinander. Was haben die Edelgase, das den anderen Elementen fehlt?

Erklärung: Die Edelgaskonfiguration

Alle Edelgase haben eine voll besetzte äußere Schale: Helium 2 Elektronen, Neon, Argon und die übrigen 8 Valenzelektronen. Diese Elektronenanordnung heißt Edelgaskonfiguration (bei 8 Außenelektronen auch Elektronenoktett).

Die Ionisierungsenergien zeigen, dass dieser Zustand energetisch besonders günstig ist: Edelgase haben die höchste erste Ionisierungsenergie ihrer Periode. Ihre Elektronen sind sehr fest gebunden. Außerdem nehmen Edelgasatome kein zusätzliches Elektron auf, weil es auf einer neuen, weiter außen liegenden Schale Platz nehmen müsste.

Die Atome anderer Hauptgruppenelemente können eine Edelgaskonfiguration erreichen, indem sie bei chemischen Reaktionen Elektronen abgeben, aufnehmen oder teilen:

• Metalle mit wenigen Valenzelektronen geben diese ab. Natrium (2, 8, 1) gibt ein Elektron ab und hat dann die Konfiguration von Neon (2, 8).
• Nichtmetalle mit vielen Valenzelektronen nehmen Elektronen auf. Chlor (2, 8, 7) nimmt ein Elektron auf und hat dann die Konfiguration von Argon (2, 8, 8).

Dabei entstehen elektrisch geladene Teilchen, Ionen:

$\mathrm{Na} \longrightarrow \mathrm{Na^{+}} + \mathrm{e^{-}}$

$\mathrm{Cl} + \mathrm{e^{-}} \longrightarrow \mathrm{Cl^{-}}$

Das Natrium-Ion ist positiv geladen, weil ihm ein Elektron fehlt: 11 Protonen, 10 Elektronen. Das Chlorid-Ion ist negativ geladen: 17 Protonen, 18 Elektronen. Wie aus solchen Ionen Salze aufgebaut sind, lernst du in der Reihe „Ionen und Salze“.

Ladungen aus dem PSE ablesen

Hauptgruppe	I	II	III	V	VI	VII
Valenzelektronen	1	2	3	5	6	7
typische Ionenladung	1+	2+	3+	3−	2−	1−
Beispiel	$\mathrm{Na^{+}}$	$\mathrm{Mg^{2+}}$	$\mathrm{Al^{3+}}$	$\mathrm{N^{3-}}$	$\mathrm{O^{2-}}$	$\mathrm{Cl^{-}}$

Beispiele

Beispiel 1: Magnesium

Magnesium (2, 8, 2) gibt zwei Elektronen ab und erreicht die Neonkonfiguration (2, 8). Es entsteht ein Magnesium-Ion mit 12 Protonen und 10 Elektronen, also der Ladung 2+.

$\mathrm{Mg} \longrightarrow \mathrm{Mg^{2+}} + 2\,\mathrm{e^{-}}$

Beispiel 2: Sauerstoff

Sauerstoff (2, 6) nimmt zwei Elektronen auf und erreicht ebenfalls die Neonkonfiguration (2, 8). Das Oxid-Ion hat 8 Protonen und 10 Elektronen, also die Ladung 2−.

$\mathrm{O} + 2\,\mathrm{e^{-}} \longrightarrow \mathrm{O^{2-}}$

Natrium-Ion, Magnesium-Ion und Oxid-Ion haben dieselbe Elektronenhülle wie Neon. Trotzdem sind sie kein Neon: Die Zahl der Protonen im Kern ist verschieden.

Merksatz

Eine voll besetzte Außenschale (Edelgaskonfiguration) ist energetisch besonders günstig. Atome anderer Hauptgruppenelemente erreichen sie, indem sie Elektronen abgeben (Metalle) oder aufnehmen (Nichtmetalle). Dabei entstehen Ionen. Ihre Ladung lässt sich aus der Hauptgruppe ablesen.

Übungen: Selbsttest zur ganzen Reihe

Grundlagen

1. Gib für Kalium-39 (Ordnungszahl 19) die Zahl der Protonen, Neutronen und Elektronen sowie die Elektronenverteilung an.
2. Erkläre die Begriffe Periode, Hauptgruppe und Valenzelektron.
3. Gib die Ladung der Ionen an, die Calcium, Schwefel, Fluor und Aluminium bilden.

Weiter

4. Zeichne die Schalenmodelle von Fluoratom und Fluorid-Ion und vergleiche sie.
5. Erkläre, warum Natrium ein Elektron abgibt und nicht sieben aufnimmt. Nutze die Ionisierungsenergien.
6. Nenne zwei Teilchen, die dieselbe Elektronenhülle wie Argon haben, aber keine Argonatome sind.

Knobeln

7. Ordne nach steigender erster Ionisierungsenergie und begründe: Kalium, Natrium, Argon, Chlor.
8. Ein Mitschüler sagt: „Ein Natrium-Ion ist ein Neonatom, weil es die gleiche Elektronenhülle hat.“ Widerlege die Aussage.

Lösungen

1. 19 Protonen, $39 - 19 = 20$ Neutronen, 19 Elektronen. Elektronenverteilung 2, 8, 8, 1.
2. Periode: waagerechte Zeile im PSE, ihre Nummer gibt die Zahl der besetzten Schalen an. Hauptgruppe: senkrechte Spalte, ihre Nummer gibt die Zahl der Valenzelektronen an. Valenzelektron: Elektron auf der äußersten besetzten Schale.
3. Calcium $\mathrm{Ca^{2+}}$, Schwefel $\mathrm{S^{2-}}$, Fluor $\mathrm{F^{-}}$, Aluminium $\mathrm{Al^{3+}}$.
4. Fluoratom: Kern mit 9 Protonen, Schalen 2 und 7. Fluorid-Ion: gleicher Kern, Schalen 2 und 8. Das Ion hat ein Elektron mehr und ist einfach negativ geladen. Es hat die Elektronenhülle von Neon.
5. Für die Abgabe eines Elektrons braucht Natrium nur 496 kJ pro Mol, danach hat es die Neonkonfiguration. Sieben zusätzliche Elektronen aufzunehmen würde eine siebenfach negative Ladung erzeugen, die die Elektronen stark abstößt. Das ist energetisch sehr ungünstig.
6. Zum Beispiel $\mathrm{K^{+}}$, $\mathrm{Ca^{2+}}$, $\mathrm{Cl^{-}}$, $\mathrm{S^{2-}}$.
7. Kalium (419) < Natrium (496) < Chlor (1251) < Argon (1521), jeweils in kJ pro Mol. Kalium hat sein Valenzelektron auf der 4. Schale, Natrium auf der 3. Schale. Chlor und Argon stehen in der 3. Periode weit rechts mit vielen Protonen, Argon hat zusätzlich die volle Außenschale.
8. Ein Natrium-Ion hat 11 Protonen im Kern, ein Neonatom 10. Das Element wird durch die Protonenzahl festgelegt. Das Natrium-Ion bleibt Natrium, es ist positiv geladen und hat nur die gleiche Elektronenanordnung wie Neon.