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1. Mai:
Organisationsformen Algen
Korrektur bei siphonocladal
(danke an Peter)

20. Juni
:

Symbiose
Merksatz falsch angewendet
(danke an F. Geven)
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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.

edelgaskonfigurationBeim 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.
 

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 euntergebracht. 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.

orbitale

Ein Orbital könnte man auch als Schublade bezeichnen. Je nach Orbitaltyp (s,p,d,f) setzen sich verschiedene dieser Schubladen zusammen. Das s-Orbital z.B. hat nur ein einziges Orbital. Das p-Orbital besitzt drei Orbitale. Dabei passen in jedes Orbital jeweils zwei Elektronen. Auf der rechten Seite werden einige wichtige Orbitaltypen vorgestellt und mit roter Farbe die maximale Besetzung an Elektronen eingezeichnet. Ein p-Orbital besteht beispielsweise aus drei Orbitalen und kann damit bis zu sechs Elektronen fassen. Zuerst wird jedes Orbital mit einem Elektron aufgefüllt und wenn in jeder dieser Schubladen eines drin ist, werden diese komplett gefüllt. Vor den Orbitaltyp (z.B. "s") schreibt man noch eine Zahl, welche die Schale angibt, in der das Orbital zu finden ist (z.B: "3s" = das s-Orbital der 3. Schale).
 

Jedes Orbital besitzt ein anderes Energieniveau. Ausgehend vom Wasserstoff-Atom (links oben im Periodensystem) werden diese Energieniveaus/Orbitale entsprechend ihrer energetischen Reihenfolge mit e- besetzt. Das Orbitalmodell verfeinert die Vorstellung der Schalen. Aber grundsätzlich lässt sich sagen: Je weiter eine Schale vom Kern entfernt ist, desto mehr Orbitale findet man in ihr. Folgende Abbildung zeigt die Verteilung der Orbitaltypen auf die Schalen und die Reihenfolge deren Besetzung mit Elektronen. 

Orbitalmodell

Das Schlingemuster sollte man sich unbedingt merken. Leider bedeutet beispielsweise "3d" nämlich nicht automatisch eine Besetzung mit Elektronen in der 3. Schale. Ganz im Gegenteil. Das 4s-Orbital ist energetisch günstiger zu besetzen und wird deshalb noch vor dem 3d-Orbital besetzt. Mit dieser verwirrenden Tatsache muss man leider klar kommen.
Auf der rechten Seite in der Abbildung steht die Anzahl an Elektronen, die theoretisch pro Schale vorhanden sein können. Um von der 8. Schale die mögliche Elektronenkapazität auszurechnen, geht man folgendermaßen vor: 2 x 8 x 8. Man nimmt die quadrierte Schalennummer mal zwei und käme damit auf mögliche 128 Elektronen in der 8. Schale.

äußerste Schale Gruppe 1-2 Elemente "Nebengruppe"
"Übergangselemente"
Gruppe 8 Elemente
"Edelgase"
1. Schale H s-einfach-besetzt
(1s)

Das 1s-Orbital (Orbital = 1 Kasten) ist einfach besetzt.
Die d-Schalen existieren noch nicht (siehe oben das Schlingenmuster). He s-doppelt-besetzt

Bei Helium ist das 1s-Orbital doppelt besetzt.
Da die äußerste Schale nun voll besetzt ist, kann man Helium als ein Edelgas bezeichnen.
2. Schale Li s-einfach-p-leer 
Be s-doppelt-p-leer
(2s, 2p)

Lithium hat zwar auch das 1s-Orbital voll besetzt, ist aber kein Edelmetall, da die äußerste Schale aus dem 2s- und den 2p-Orbitalen besteht.

Die d-Orbitale existieren noch nicht (siehe oben das Schlingenmuster).

Ne s-doppelt-p-voll

Bei Neon sind das 2s-Orbital und die 2p-Orbitale voll besetzt.
Da die äußerste (=2.) Schale nun voll besetzt ist, kann auch Neon als Edelgas bezeichnet werden.
3. Schale Na s-einfach-p-leer
Mg s-doppelt-p-leer
(3s, 3p)
d-leer (+3d)

Zwar gibt es hier bereits die 3d-Orbitale, doch werden sie noch nicht besetzt.
Ar s-doppelt-p-voll

Zwar sind die 3d-Orbital de facto noch nicht besetzt, trotzdem ist auch Argon ein Edelgas. Die äußere Hülle bezeichnet hier nur das 3s- und die 3p-Orbitale. Letztere sind energetisch recht ungünstig zu besetzen und werden erst später aufgefüllt.
4. Schale K s-einfach-p-leer
Ca s-doppelt-p-leer
(4s, 4p)
Zn d-voll (+3d)

Nun werden auch die 3d-Orbitale besetzt. Bei einem Blick auf das Periodensystem sieht man, dass 10 Elemente neu eingefügt werden. Das sind genau so viele, wie auch Elektronen in die 3d-Orbitale passen. Silicium hat 1 Elektron in seinen 3d-Orbitalen, Titan 2 und Zink 10.
Kr s-doppelt-p-voll

Theoretisch sind in der vierten Schale die 4d-Orbitale und 4f-Orbitale nicht besetzt. Aber wie schon zuvor bei Argon, zählt Krypton trotzdem als Edelgas. Die äußere Hülle bezeichnet hier nur das 4s- und die 4p-Orbitale.


Um die Elektronenkonfiguration einfacher darzustellen als mit solchen Kästen, verwendet man übrigens folgende Schreibweise:
Kr:[Ar]3d104s24p6
"Krypton ähnelt Argon und hat zusätzlich auf den 3d-Orbitalen 10, auf dem 4s-Orbital 2 und auf dem 4p-Orbital 6 Elektronen mehr."
Anstatt noch extra hinzuschreiben 1s22s22p63s23p6 schreibt man einfach [AR]. Bei Xenon würde man somit "Xe:[Kr]" und dahinter die zusätzlichen Orbitale schreiben, die im Vergleich zu Krypton belegt wurden.

atomradiusAus dem Schalenmodell lässt sich auf die Atomradien schließen. Der Atomradius ist quasi die Größe des Atoms, wenn man es sich als Kugel vorstellen würde. Zwei Kernaussagen lassen sich bezüglich des Atomradius festhalten:

  1. Je weiter unten man im Periodensystem schaut, desto größer wird der Atomradius
    --> mit jeder Periode steigt die Anzahl der Schalen
  2. Je weiter rechts man im Periodensystem schaut, desto kleiner wird der Atomradius
    --> die Protonenanzahl steigt je weiter man nach recht geht, deshalb wird auch die Anziehung durch den positiv geladenen Kern größer und dadurch der Radius, mit dem sich die Elektronen um den Kern bewegen, kleiner. 

Beim Ionenradius, also den Radien geladener Atome (=Ionen), ist das übrigens sehr ähnlich. Allerdings werden die Radien irgendwann auf der rechten Seite plötzlich wieder größer. Das liegt daran, dass ab diesem Punkt die Atome wieder eher Elektronen auf- anstatt abgeben.

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 mit anderen Bindungspartnern versuchen Atome oft, die energetisch besonders günstige Edelgaskonfiguration zu erreichen (= s2p6). Also 8 Außen-/Valenzelektronen.


Elemente die eher links im Periodensystem stehen, geben lieber Elektronen ab, Elemente die rechts stehen nehmen sie lieber auf.
Magnesium beispielsweise hat zwei Möglichkeiten:

  1. Es gibt 2 Elektronen der äußersten Schale ab (also die beiden im 3s-Orbital) 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 3p-Orbitale). 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.


Schwefelsäure (H2SO4) 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.

h2so4