Das Periodensystem, Atomhülle und Orbitale

Das Bohrsche Atommodell und Atomorbitale. Verwendung der Position eines Elements im Periodensystem, um seine Eigenschaften, Elektronenkonfiguration und Reaktivität vorherzusagen.

Einführung

An irgendeiner Stelle in deinem Chemieunterricht hast du vielleicht das Lied "The Elements" kennengelernt, in dem Tom Lehrer eine rasante musikalische Interpretation einer Elementnamen darbietet. Vielleicht wurde dir sogar wie mir die Möglichkeit angeboten, eine bessere Note zu bekommen, wenn du den Text auswendig lernst. Wenn ja, dann ist es vielleicht möglich, dass du dich immer noch an die Namen aller Elemente erinnerst, was eine beeindruckende Leistung wäre—und auch ein lustiger Trick, der auf Cocktailsparties hervorgezaubert werden kann.
Wenn du alle Namen der Elemente auswendig gelernt hat, bedeutet das dann, dass du niemals wieder ein Periodensystem brauchst? Naja ... wahrscheinlich nicht. Das liegt daran, dass das Periodensystem nicht einfach nur ein großer Eimer ist, in dem alle Elemente enthalten sind. Stattdessen ist es mehr ein Ablagesystem. Die Position eines einzelnen Elements in dem System gibt wichtige Informationen über seinen Aufbau, seine Eigenschaften und sein Verhalten in chemischen Reaktionen. Vor allem hilft dir die Position eines Elementes im Periodensystem, seine Elektronenkonfiguration, d. h. wie die Elektronen um den Atomkern herum angeordnet sind, herauszufinden. Atome verwenden ihre Elektronen, um sich an chemischen Reaktionen zu beteiligen. Die Elektronenkonfiguration eines Elements zu kennen, erlaubt dir, seine Reaktivität vorherzusagen—ob und wie es mit Atomen anderer Elemente interagiert.
In diesem Artikel schauen wir uns das Periodensystem genauer an und wie Atome ihre Elektronen anordnen und wie dies uns erlaubt, die Reaktivität von Elementen vorherzusagen.

Das Periodensystem

Vereinbarungsgemäß sind die Elemente im Periodensystem, einer Struktur, die wichtige Muster in ihrem Verhalten erfasst, angeordnet. Entwickelt vom russischen Chemiker Dmitri Mendelejew (1834–1907) im Jahre 1869 ordnet das System Elemente in Spalten—Gruppen—und Zeilen—Perioden—ein, die bestimmte Eigenschaften miteinander teilen. Diese Eigenschaften bestimmen den Aggregatzustand eines Elements bei Raumtemperatur—gasförmig, fest oder flüssig—sowie seine chemische Reaktivität, die Fähigkeit, chemische Bindungen mit anderen Atomen einzugehen.
Zusätzlich zur Auflistung der Ordnungszahl jedes Elements zeigt das Periodensystem auch die relative Atommasse des Elements, den gewichteten Durchschnitt seiner auf der Erde natürlich vorkommenden Isotope. Wenn wir zum Beispiel Wasserstoff betrachten, sehen wir sein Symbol, H,\text{H,} und seinen Namen, sowie seine Ordnungszahl von 1—in der oberen linken Ecke—und seine relative Atommasse von 1,01.
Unterschiede in der chemischen Reaktivität zwischen Elementen basieren auf der Anzahl und räumlichen Verteilung ihrer Elektronen. Wenn zwei Atome eine sich ergänzende Elektronenverteilung haben, können sie reagieren und unter Schaffung eines Moleküls oder einer Verbindung eine chemische Bindung bilden. Wie wir später sehen werden, ordnet das Periodensystem die Elemente in einer Weise an, die ihre Anzahl und die Verteilung der Elektronen widerspiegelt. Dadurch ist es nützlich, um die Reaktivität eines Elements vorherzusagen: wie wahrscheinlich es ist, dass es eine Bindung eingeht, und mit welchen anderen Elementen.

Elektronenschalen und das Bohrsche Atommodell

Ein frühes Atommodell wurde 1913 durch den dänischen Wissenschaftlicher Niels Bohr (1885–1962) entwickelt. Das Bohrsche Atommodel zeigt das Atom als einen zentralen Atomkern, der Protonen und Neutronen enthält, mit Elektronen in kreisförmigen Schalen in bestimmten Abständen vom Kern, ähnlich wie die Planeten die Sonne umkreisen. Jede Elektronenschale besitzt ein anderes Energielevel. Die Schalen, die am nächsten zum Atomkern sind, haben weniger Energie als die, die weiter entfernt sind. Vereinbarungsgemäß wird jeder Schale eine Nummer und das Symbol n zugewiesen—die dem Atomkern nächste Elektronenschale heißt zum Beispiel 1n. Um sich von einer Schale in eine andere zu bewegen, muss das Elektron Energie entsprechend dem Energieunterscheid zwischen den Schalen aufnehmen oder freisetzen, Wenn ein Elektron zum Beispiel Energie von einem Photon absorbiert, kann es angeregt werden und zu einer energetisch höheren Schale wandern; umgekehrt, wenn ein angeregtes Elektron zurück in eine energetisch niedrigere Schale fällt, setzt es Energie, oft in Form von Wärme, frei.
Atome unterliegen wie andere Dinge den Gesetzen der Physik und tendieren dazu, die energetisch niedrigste, stabilste Konfiguration, die möglich ist, einzunehmen. Daher werden die Elektronenschalen eines Atoms von innen nach außen gefüllt, wobei die Elektronen zuerst die energetisch niedrigen Schalen nahe zum Atomkern füllen, bevor sie sich in energische höhere Schalen weiter außen bewegen. Die dem Atomkern nächste Schale, 1n, kann zwei Elektronen aufnehmen, während die nächste Schale, 2n, acht aufnehmen kann. Die dritte Schale, 3n, kann bis zu 18 Elektronen aufnehmen.
Die Anzahl der Elektronen in der äußersten Schale eines bestimmten Atoms bestimmt seine Reaktivität oder seine Tendenz, chemische Bindungen mit anderen Atomen einzugehen. Diese äußerste Schale wird Valenzschale genannt und die Elektronen in dieser Schale heißen Valenzelektronen. Im Allgemeinen sind Atome am stabilsten und wenigsten reaktiv, wenn ihre äußerste Elektronenschale voll besetzt ist. Die meisten in der Biologie wichtigen Elemente benötigen acht Elektronen in ihrer äußersten Schale, um stabil zu sein. Diese Faustregel wird Oktettregel genannt. Einige Atome können mit einem Oktett stabil sein, auch wenn ihre Valenzschale die 3n-Schale ist, die bis zu 18 Elektronen aufnehmen kann. Wir werden den Grund dafür herausfinden, wenn wir später die Elektronenorbitale besprechen.
Beispiele einiger neutraler Atome und ihrer Elektronenkonfigurationen findest du in der folgenden Tabelle. Du siehst, dass Helium mit zwei Elektronen in seiner ersten und einzigen 1n-Schale eine volle Valenzschale besitzt. In ähnlicher Weise besitzt Neon eine mit acht Elektronen vollständig gefüllte äußerste 2n-Schale. Durch diese Elektronenkonfigurationen sind Helium und Neon sehr stabil. Obwohl Argon technisch gesehen keine vollständig besetzte äußere Schale hat, da die 3n-Schale bis zu 18 Elektronen aufnehmen kann, ist es so stabil wie Neon und Helium, weil es acht Elektronen in der 3n-Schale besitzt und dies die Oktettregel erfüllt. Im Gegensatz dazu besitzt Chlor nur sieben Elektronen in seiner äußersten Schale, während Natrium nur eins besitzt. Diese Muster füllen nicht die äußerste Schale und erfüllen nicht die Oktettregel, wodurch Chlor und Natrium reaktiv sind, d. h. Elektronen aufnehmen oder abgeben wollen, um eine stabilere Konfiguration zu erreichen.

Elektronenkonfigurationen und das Periodensystem

Elemente sind im Periodensystem in der Reihenfolge ihrer Ordnungszahl, d. h. der Anzahl ihrer Protonen, angeordnet. In einem neutralen Atom entspricht die Anzahl der Elektronen der Anzahl an Protonen, also können wir leicht anhand der Ordnungszahl die Anzahl der Elektronen bestimmen. Darüber hinaus bietet die Position eines Elements im Periodensystem—seine Spalte, oder Gruppe, und seine Reihe, oder Periode—nützliche Informationen über die Anordnung der Elektronen.
Wenn man nur die ersten drei Reihen des Periodensystems betrachtet, welche die wichtigsten Elemente für das Leben enthalten, entspricht jede Reihe der Füllung einer anderen Elektronenschale: Helium und Wasserstoff platzieren ihre Elektronen in der 1n-Schale, während die Elemente der zweiten Reihe wie Li die 2n-Schale füllen und die Elemente der dritten Reihe wie Na fahren mit der 3n-Schale fort. In ähnlicher Weise gibt die Spaltennummer eines Elements Informationen über die Anzahl seiner Valenzelektronen und seine Reaktivität. Im Allgemeinen ist die Anzahl der Valenzelektronen in einer Spalte gleich und erhöht sich innerhalb einer Reihe von links nach rechts. Elemente der Gruppe 1 besitzen nur ein Valenzelektron und Elemente der Gruppe 18 haben acht Valenzelektronen, bis auf Helium mit nur zwei Elektronen insgesamt. Daher ist die Gruppennummer ein guter Vorhersagewert für die Reaktivität eines Elements:
  • Helium (He\text{He}), Neon (Ne\text{Ne}) und Argon (Ar\text{Ar}) besitzen als Elemente der Gruppe 18 äußere Elektronenschalen, die voll besetzt sind oder die Oktettregel erfüllen. Dadurch sind sie als einzelne Atome sehr stabil. Aufgrund ihrer geringen Reaktivität werden sie Inertgase oder Edelgase genannt.
  • Wasserstoff (H\text{H}), Lithium (Li\text{Li}) und Natrium (Na\text{Na}) besitzen als Elemente der Gruppe 1 nur ein Elektron in ihrer äußersten Schale. Als einzelnes Atom sind sie instabil, aber können durch Abgabe oder Teilen ihres einzigen Valenzelektrons stabil werden. Wenn diese Elemente ein Elektron vollständig abgeben—was Li\text{Li} und Na\text{Na} in der Regel machen—werden sie zu positiv geladenen Ionen: Li+\text{Li}^+ und Na+\text{Na}^+.
  • Fluor (F\text{F}) und Chlor (Cl\text{Cl}) besitzen als Elemente der Gruppe 17 sieben Elektronen in ihrer äußersten Schale. Sie neigen dazu, ein stabiles Oktett zu erreichen, indem sie ein Elektron von anderen Atomen aufnehmen, wodurch sie zu negativ geladenen Ionen werden: F\text{F}^- und Cl\text{Cl}^-.
  • Kohlenstoff (C\text{C}) besitzt als Element der Gruppe 14 vier Elektronen in seiner äußersten Schale. In der Regel teilt Kohlenstoff Elektronen, um eine vollständig besetzte Valenzschale zu erreichen, indem es Bindungen mit mehreren anderen Atomen eingeht.
Somit spiegeln die Spalten des Periodensystems die Anzahl an Elektronen, die sich in der Valenzschale eines Elements befindet, wider, was wiederum bestimmt, wie die Elemente reagieren werden.

Unterschalen und Orbitale

Das Bohrsche Atommodell ist nützlich, um die Reaktivität und chemische Bindung vieler Elemente zu erklären, aber es gibt eigentlich keine sehr genaue Beschreibung davon, wie die Elektronen im Raum um den Atomkern herum verteilt sind. Genau genommen kreisen Elektronen nicht um den Atomkern, sondern verbringen die meiste Zeit in bisweilen komplex geformten Regionen im Raum um den Atomkern herum, die als Elektronenorbitale bezeichnet werden. Eigentlich können wir nicht wissen, wo ein Elektron sich zu einem bestimmten Zeitpunkt befindet, aber wir können mathematisch das Raumvolumen bestimmen, in dem es wahrscheinlich zu finden ist—sprich, das Raumvolumen, in dem es 90 % der Zeit verbringt. Diese hochwahrscheinliche Region bildet ein Orbital und jedes Orbital kann bis zu zwei Elektronen aufnehmen.
Aber wie entsprechen diese mathematisch definierten Orbitale den Elektronenschalen aus dem Bohrschen Atommodell? Wir können jede Elektronenschale in eine oder mehrere Unterschalen aufteilen, welche einfach Kombinationen eines oder mehrerer Orbitale sind. Unterschalen werden mit den Buchstaben ss, pp, dd und ff bezeichnet und jeder Buchstabe steht für eine andere Form. ss-Unterschalen besitzen zum Beispiel ein einzelnes, kugelförmiges Orbital, während pp-Unterschalen drei hantelförmige Orbitale im rechten Winkel zueinander enthalten. Der Großteil der organischen Chemie—die Chemie der kohlenstoffhaltigen Verbindungen, welche von zentraler Bedeutung in der Biologie sind—umfasst Interaktionen zwischen Elektronen in ss- und pp-Unterschalen. Diese sind also die wichtigsten Arten der Unterschalen, mit denen man vertraut sein sollte. Atome mit vielen Elektronen können einige ihrer Elektronen jedoch in dd- und ff-Unterschalen platzieren. Die Unterschalen dd und ff besitzen komplexere Formen und enthalten fünf beziehungsweise sieben Orbitale.
Die erste Elektronenschale, 1n, entspricht einem einzelnen 1s1s-Orbital. Das 1s1s-Orbital ist am nächsten zum Atomkern und wird als erstes, vor jedem anderen Orbital, mit Elektronen gefüllt. Wasserstoff besitzt nur ein Elektron, daher hat es nur einen einzigen Platz im 1s1s-Orbital besetzt. Dies kann in einer Kurzform, der Elektronenkonfiguration, als 1s11s^ 1 geschrieben werden, wobei sich die hochgestellte 1 auf das eine Elektron im 1s1s-Orbital bezieht. Helium besitzt zwei Elektronen, kann also das 1s1s-Orbital vollständig mit seinen zwei Elektronen füllen. Dies wird als 1s21s^ 2 geschrieben, bezogen auf die zwei Elektronen des Heliums im 1s1s-Orbital. Im Periodensystem sind Wasserstoff und Helium die einzigen beiden Elemente in der ersten Reihe, oder Periode, was widerspiegelt, dass sie nur Elektronen in ihrer ersten Schale besitzen. Wasserstoff und Helium sind die einzigen zwei Elemente, die in ihrem neutralen, nicht geladenen Zustand ausschließlich Elektronen im 1s1s-Orbital besitzen.
Die zweite Elektronenschale, 2n, enthält ein weiteres kugelförmiges ss-Orbital plus drei hantelförmige pp-Orbitale, von dem jedes zwei Elektronen aufnehmen kann. Nachdem das 1s1s-Orbital gefüllt ist, beginnt die Füllung der zweiten Elektronenschale, wobei die Elektronen zuerst das 2s2s-Orbital und dann die drei pp-Orbitale besetzen. Elemente der zweiten Reihe des Periodensystems platzieren ihre Elektronen sowohl in der 2n-Schale als auch in der 1n-Schale. Lithium (Li\text{Li}) besitzt zum Beispiel drei Elektronen: zwei füllen das 1s1s-Orbital und das dritte wird im 2s2s-Orbital platziert, was eine Elektronenkonfiguration von 1s21s^ 2 2s12s^ 1 ergibt. Neon (Ne\text{Ne}) besitzt andererseits insgesamt zehn Elektonen: zwei befinden sich in seinem innersten 1s1s-Orbital und acht besetzen die zweite Schale—jeweils zwei im 2s2s- und den drei pp-Orbitalen, 1s21s^ 2 2s22s^ 2 2p62p^6. Weil seine zweite Schale vollständig besetzt ist, ist es als einzelnes Atom energetisch stabil und wird selten chemische Bindungen mit anderen Atomen eingehen.
Die dritte Elektronenschale, 3n, enthält auch ein ss-Orbital und drei pp-Orbitale. Die Elemente der dritten Reihe des Periodensystems platzieren ihre Elektronen in diesen Orbitalen analog zu den Elementen der zweiten Reihe in der 2n-Schale. Die 3n-Schale enthält auch ein dd-Orbital, welches aber energetisch erheblich höher ist als das 3s3s-Orbital und die 3p3p-Orbitale und nicht vor der vierten Reihe des Periodensystems gefüllt wird. Das ist der Grund, warum Elemente der dritten Reihe, wie zum Beispiel Argon, mit nur acht Valenzelektronen stabil sein können: ihre ss- und pp-Unterschalen sind vollständig besetzt, auch wenn es die gesamte 3n-Schale nicht ist.
Obwohl Elektronenschalen und Orbitale eng miteinander in Verbindung stehen, bieten Orbitale ein genaueres Bild der Elektronenkonfiguration eines Atoms. Und zwar deshalb, weil Orbitale tatsächlich die Form und Position der Regionen im Raum angeben, an denen sich die Elektronen befinden.
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