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Der Atomkern bestimmt zwar sowohl Art als auch Gewicht des Atoms, doch die wahre Magie in der Chemie passiert in der Atomhülle. Hier befinden sich die sogenannten Elektronen, die für die meisten Eigenschaften von Elementen und Atomen verantwortlich sind. Besonders relevant sind dafür die Elektronen, die in der äußersten Schicht liegen. Man bezeichnet sie auch als Valenzelektronen.
Damit Du die Bedeutung dieser Elektronen verstehst, fängst Du am besten mit dem Aufbau eines Atoms an. Das erste Modell, das dafür entworfen wurde, stammte von Ernest Rutherford und wird entsprechend als Rutherforsches Atommodell bezeichnet. Bereits im Jahr 1911 stellte er fest, dass es den sogenannten Atomkern mit den Protonen gibt und die Atomhülle mit eben jenen Elektronen. Die Verteilung der Elektronen wurde allerdings erst zwei Jahre später beschrieben.
Das Bohrsche Atommodell von Niels Bohr ist auch heute noch eines der wichtigsten Modelle, wenn es um die Darstellung von Atomen, insbesondere um die Darstellung von Elektronen, geht.
Weitere Informationen findest Du im StudySmarter Original zum Thema: das Bohrsche Atommodell.
Alle Elektronen mit gleicher Energie besetzen dabei eine sogenannte Schale. Jede Kreisbahn entspricht dabei einer solchen Schale. Die Benennung hat in der Abbildung mit n=1 begonnen und wird dann von innen nach außen fortgesetzt. In einer anderen Darstellung wird mit K begonnen und dann alphabetisch fortgeführt. K repräsentiert dabei das gleiche wie n=1. L steht dann für n=2 und so weiter.
Du kannst das mit einer Zwiebel vergleichen, die mehr als nur eine Hülle besitzt. Jede dieser Hüllen enthält Valenzelektronen, die dann die Eigenschaften bestimmen. Für chemische Reaktionen, wie Du sie im Unterricht findest, betrachtest Du nur die äußerste Hülle. Daher werden die Valenzelektronen auch Außenelektronen genannt.
Die Realität sieht leider nicht so aus wie eine Zwiebel. Die aktuellste Darstellung erfolgt über das sogenannten Orbitalmodell, in dem bestimmte Räume um den Atomkern beschrieben werden, wo sich die Elektronen wahrscheinlich aufhalten. Auch hier gibt es die Schalen. Die Vorstellung der Valenzelektronen bleibt erhalten. Allerdings schaust Du Dir für mehr Informationen am besten die Erklärung dazu an.
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.
Valenzelektronen bezeichnen die Elektronen, die sich in der äußersten Schale eines Elektrons befinden. Sie werden daher auch Außenelektronen genannt und sind besonders entscheidend für die Eigenschaften eines Atoms.
Damit kannst Du Dir jetzt im nächsten Schritt anschauen, wie Du die entsprechende Anzahl der jeweiligen Valenzelektronen ganz einfach im Periodensystem ablesen kannst.
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.
Magnesium (Mg) steht in der zweiten Hauptgruppe. Dementsprechend hat Magnesium auch zwei Valenzelektronen. Du kennst das vielleicht, wenn Magnesium als Ion vorkommt (Mg2+). Diese zwei Elektronen kann es schließlich für Reaktionen verwenden und auch abgeben, wenn das notwendig ist.
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.
| Hauptgruppe | Bezeichnung | Valenzelektronen |
| I | Alkalimetalle | 1 |
| II | Erdalkalimetalle | 2 |
| III | Borgruppe | 3 |
| IV | Kohlenstoffgruppe | 4 |
| V | Stickstoffgruppe | 5 |
| VI | Chalkogene | 6 |
| VII | Halogene | 7 |
| VIII | Edelgase | 8 |
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?
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.
Ein Beispiel dafür ist Chlorsäure (HClO3). In diesem Fall geht Chlor fünf Bindungen ein.
Abbildung 3: Fünf Bindungen von Chlor
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.
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.
Auch hierzu gibt es einen gesonderten Artikel, der sich nur mit der Elektronenkonfiguration beschäftigt. Dort findest Du alle Informationen, die diese Thematik noch einmal sehr ausführlich erklären.
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.
Die Anzahl der Valenzelektronen kann aus dem Periodensystem abgelesen werden. Dabei gibt für die Hauptgruppen die Hauptgruppennummer und für die Nebengruppen die entsprechende Nebengruppennummer die Anzahl der Elektronen in der äußersten Schale an.
Natrium steht in der ersten Hauptgruppe und hat somit nur ein Valenzelektron.
Die erste Schale kann maximal zwei Elektronen aufnehmen. In der zweiten und dritten Schale sind es jeweils acht. Ab der vierten Periode sind es theoretisch 18, jedoch ist die Aufteilung dieser aufgrund der Nebengruppen komplexer.
Ein Valenzelektron ist ein Elektron, das sich in der äußersten Schale eines Atoms befindet. Besonders in den Hauptgruppen sind die Valenzelektronen damit für die Eigenschaften verantwortlich. In jedem Fall sind es diese Elektronen, die dafür sorgen, dass Bindungen zwischen Atomen möglich sind.
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