Valenzelektronen

Valenzelektronen Definition

Bevor Du nun weitere Informationen zu den Valenzelektronen erhältst, findest Du hier erst einmal noch eine Zusammenfassung von dem, was Du jetzt bereits zu den Außenelektronen gelernt hast.

Damit kannst Du Dir jetzt im nächsten Schritt anschauen, wie Du die entsprechende Anzahl der jeweiligen Valenzelektronen ganz einfach im Periodensystem ablesen kannst.

Valenzelektronen bestimmen – Periodensystem

Das Periodensystem hilft Dir also erneut, um eine wichtige Information einfach zu erhalten. Auskunft über die Valenzelektronen gibt Dir entweder die Hauptgruppennummer oder die Nebengruppennummer. Für die ersten drei Perioden wird dabei von 1-8 gezählt, da hier nur Hauptgruppen vorhanden sind. Anschließend wird bis 18 gezählt, da nun auch zehn Nebengruppen hinzukommen. Die Zahl der Gruppennummer entspricht dann der Anzahl der Valenzelektronen.

In Periode 6 und 7 wird es schwierig, die Anzahl konkret anzugeben, da jetzt auch die radioaktiven Lanthanoide und Actinoide hinzukommen und so theoretisch bis zu 32 Außenelektronen geben kann. Hier ist es besser, wenn Du die Elektronen über die später vorgestellte Elektronenkonfiguration bezeichnest.

In der folgenden Tabelle siehst Du die jeweiligen Hauptgruppen noch einmal namentlich aufgeführt mit ihren jeweiligen Valenzelektronen. Besonders für die Hauptgruppen gilt die Anzahl der Valenzelektronen auch über die dritte Periode hinaus.

Die Edelgase sind für Dich jedoch nicht weiter relevant, da sie sehr reaktionsträge sind und nur selten überhaupt reagieren.

Doch was heißt das nun für die Bindungen, die diese Elemente eingehen?

Valenzelektronen – Bindungen

Nur weil ein Atom sieben Außenelektronen hat, heißt das nicht zwingend, dass es sieben Bindungen eingehen muss. Es hat nur in der Theorie die Möglichkeit dazu. Das beste Beispiel ist hierfür Chlor, das eben jene sieben Valenzelektronen besitzt. Es steht somit in der 7. Hauptgruppe und gehört zu den Halogenen.

Eine der bekanntesten Bindungen, die Chlor eingeht, besteht mit Natrium. Es entsteht Natriumchlorid (NaCl), was Du auch als Kochsalz kennst. In diesem Fall handelt es sich um eine Ionenbindung. Dennoch besteht trotz der sieben Valenzelektronen nur genau eine Bindung zu einem anderen Atom.

Damit erreicht Chlor jedoch genau das, was es will: den Edelgaszustand und damit einen energiearmen Zustand. Grund dafür ist die hohe Elektronegativität. Diese repräsentiert die Anziehung des Chloratoms, die auf Elektronen wirkt. Mit 3,16 ist Chlor stark genug, um Natrium das Elektron wegzunehmen. Es erhält folglich ein zusätzliches Valenzelektron, während Natrium ein Außenelektron weggenommen wird.

So weit, so gut. Die meisten Bindungen, die Chlor also eingeht, sehen so aus wie mit Natrium. Allerdings gibt es tatsächlich auch Fälle, in denen Chlor mehr Bindungen eingeht. Besonders stabil sind dabei alle Verbindungen mit einer ungeraden Anzahl an Bindungen.

Die Valenzelektronen sagen also besonders im Fall der gasförmigen Elemente aus, wie viele Bindungen ein Element maximal eingehen kann. Im Fall von Chlor sind das eben jene sieben Bindungen, die in Perchlorsäure (HClO₄) realisiert werden. In der Realität geht Chlor allerdings meistens nur eine Bindung ein.

Valenzelektronenkonfiguration ablesen

Du hast bereits zu Beginn ganz kurz das Orbitalmodell kennengelernt. Dieses ist nicht nur dahin gehend vorteilhaft, dass es den Aufbau der Atome sehr realitätsgetreu nachstellt. Dieses Modell macht es möglich, die Verteilung der Elektronen anzugeben, die sogenannte Elektronenkonfiguration. Aufsteigend nach den Ordnungszahlen kommt dabei immer nur ein Elektron jeweils hinzu. In der Verteilung muss folglich nur ein Elektron hinzugefügt werden, der Rest kann von dem vorherigen Element übernommen werden.

Die Schalen, die in diesem Modell vorgestellt werden, werden nicht erneut erklärt, da dies weit über das Verständnis von Valenzelektronen hinausgeht. Stattdessen liefert Dir die folgende Abbildung eine kleine Übersicht. Erneut hilft Dir das Periodensystem.

Abbildung 4: Die Elektronenkonfiguration im Periodensystem.

Wenn Du nun die Elektronenkonfiguration ablesen willst, gehst Du nach aufsteigenden Ordnungszahlen diesem Schema entlang. Beispielhaft lernst Du die Bezeichnung an Kohlenstoff (C) kennen. Damit steht Kohlenstoff mit der Ordnungszahl 6 im Periodensystem genau in dem Kästchen unter der 14.

Damit Du die Elektronenkonfiguration angeben kannst, gehst Du von der 1 los und begegnest dort der Bezeichnung 1s. Sie steht für ein Orbital, aber das lernst Du, wie zuvor erwähnt, genauer in der entsprechenden Erklärung. Du notierst Dir diese mit einer kleinen hochgestellten 2, also 1s², da dieses Orbital maximal zwei Elektronen aufnehmen kann. Das erkennst Du auch daran, dass es maximal zwei Felder im Periodensystem umfasst.

Danach verfährst Du weiter und gehst in die zweite Periode. Dort findest Du als erstes 2s. Es umfasst ebenfalls zwei Felder, also wieder 2s². Danach geht es weiter in den Bereich 2p, wo sich dann auch Kohlenstoff befindet. Da hier nur zwei Felder sozusagen belegt sind, kommen folglich auch nur zwei Elektronen hinzu, weshalb wieder 2p² geschrieben wird.

Zusammengefasst lautet die Elektronenkonfiguration also: 1s² 2s² 2p².

Das ganze lässt sich jedoch nun durch die gesonderte Valenzelektronenkonfiguration abkürzen. Dabei wird die letzte volle Periode als Basis verwendet und das Edelgas als Formelzeichen in eckige Klammern geschrieben. Für Kohlenstoff ist die letzte volle Periode die erste Periode. Das Edelgas ist entsprechend Helium als [He]. Anschließend wird in der nächsten Periode die Elektronenkofiguration wie bekannt nur für die Valenzelektronen notiert.

Für Kohlenstoff lautet die Valenzelektronenkonfiguration also: [He] 2s² 2p².