Atombau 5

Wenn man die Elektronenkonfiguration eines Atoms kennt, so weiß man auch, wo das Element im Periodensystem steht. Und umgekehrt kann man aus der Stellung eines Elementes im Periodensystem auf die Elektronenkonfiguration schließen.

Beispiel 1:
Ein Element hat die Elektronenkonfiguration K₂L₈M₅.
Da es drei besetzte Schalen hat, steht es in der dritten Periode des Periodensystems.
Auf der Außenschale hat das Atom 5 Elektronen, also muss es in der 5. Gruppe des Periodensystems stehen. Es kann sich also nur um das Element Phosphor handeln.

Beispiel 2:
Welche Elektronenkonfiguration hat ein Element der zweiten Periode und der dritten Gruppe? Hier handelt es sich eindeutig um das Element Bor mit der Elektronenkonfiguration K₂L₃.

Hier wird die Sache komplizierter. Die erste Schale fasst maximal zwei Elektronen, die zweite Schale maximal 8. Damit lässt sich die Chemie der ersten drei Perioden recht einfach erklären. In der vierten Periode gibt es aber eine ganze Reihe sogenannter Nebengruppen im Periodensystem. Bekannte Metalle wie Eisen, Nickel, Chrom und Kupfer gehören zu den Nebengruppenelementen. Wie sieht es hier mit der Elektronenverteilung aus?

Auf die dritte Schale passen 18 Elektronen. Bei den Hauptgruppenelementen der 3. Periode ist die dritte Schale aber nur mit maximal 8 Elektronen besetzt. Das Edelgas Argon hat z.B. die Elektronenkonfiguration K₂L₈M₈.

Jetzt geht es mit den beiden Elementen Kalium K₂L₈M₈N₁ und Calcium K₂L₈M₈N₂ weiter. Das nächste Element ist jetzt ein Nebengruppenelement, nämlich das Scandium mit der Ordnungszahl 21 und der Elektronenkonfiguration K₂L₈M₉N₂. Das "neue" Elektron wird also nicht in die vierte Schale eingefügt, sondern in die - noch unvollständige - dritte. So geht das mit den nächsten Nebengruppenelementen weiter. Das Titan hat 10 Elektronen auf der M-Schale, das Vanadium 11 und so weiter. Zink ist das letzte Nebengruppenelement der vierten Periode und hat 18 Elektronen auf der M-Schale:K₂L₈M₁₈N₂.

Jetzt kommt das nächste Element, das Galium. Da die M-Schale vollbesetzt ist, wird nun die Außenschale, die N-Schale aufgefüllt: K₂L₈M₁₈N₃. So geht das weiter bis zum nächsten Edelgas, dem Krypton: K₂L₈M₁₈N₈.

Das chemische Verhalten der Hauptgruppenelemente ist leicht vorherzusagen: je geringer der "Abstand" zum nächsten Edelgas, desto reaktionsfreudiger sind die Elemente. Die Alkalimetalle haben genau ein Elektron zuviel, und den Halogenen fehlt genau ein Elektron bis zum Edelgaszustand. Daher reagieren sie sehr heftig mit anderen Stoffen. Je weiter "in der Mitte" das Periodensystems sich die Elemente befinden, desto "gemäßigter" verhalten sie sich.

Eine weitere Regelmäßigkeit fällt auf: Elemente, die leicht Elektronen abgeben (die sich also links im PS befinden) haben weitgehend metallische Eigenschaften, und die Elemente, die eher Elektronen aufnehmen (also die Elemente rechts im PS) haben weitgehend nichtmetallische Eigenschaften. Nur die Elemente in der Mitte des PS machen gelegentlich Probleme, mal sind sie eher ein Metall, mal eher ein Nichtmetall. Besonders deutlich wird das bei den Elementen der vierten Hauptgruppe, Silicium und Germanium. Beide Elemente haben sowohl metallische wie auch nichtmetallische Eigenschaften, weshalb sie auch als "Halbmetalle" oder "Halbleiter" bezeichnet werden. Aber gerade diese halbmetallischen Eigenschaften sind es, die diese Metalle für die Elektronik so wichtig machen.

Innerhalb einer Gruppe nehmen die metallischen Eigenschaften der Elemente zu. Schauen wir uns das am Beispiel der dritten und vierten Hauptgruppe an. Der Kohlenstoff ist ein typisches Nichtmetall. Sein Oxid, das Kohlenstoffdioxid, bildet z.B. mit Wasser eine Säure, nämlich die Kohlensäure.

Die beiden nächsten Elemente der vierten Gruppe, Silicium und Germanium, gehören zu den Halbmetallen, haben also teilweise schon metallische Eigenschaften. Das vierte Element der vierten Hauptgruppe ist das Zinn. Hier handelt es sich bereits eindeutig um ein bekanntes Metall. Es ist allerdings sehr weich, lässt sich aber noch nicht unbedingt mit dem Messer schneiden.

Gehen wir nun eine Gruppe weiter nach links, wir nähern uns also den Alkalimetallen; es müssen nur drei Elektronen abgegeben werden, um den Edelgaszustand zu erreichen, daher sollte man erwarten, dass die Elemente weicher sind als die der vierten Hauptgruppe, niedrigere Schmelz- und Siedepunkte haben und außerdem reaktiver sind. Vom Zinn kommen wir so zum Indium. Unsere Erwartungen werden bestätigt. Das Element ist sehr weich, es lässt sich wie Natrium mit einem Messer zerschneiden, ohne aber die hohe Reaktivität des Natriums zu haben. Erst bei höheren Temperaturen reagiert es z.B. mit Sauerstoff.

Das fünfte Element der dritten Hauptgruppe, das Thallium, ist noch metallischer, und vor allem ist es - wie erwartet - reaktiver als das Indium. Ähnlich wie ein Alkalimetall überzieht es sich an der Luft sofort nach dem Schneiden mit einer frischen Oxidschicht. Allerdings reagiert Thallium nicht mit Salzsäure oder Schwefelsäure.

Schauen wir uns nun die fünfte Hauptgruppe an. Hier müssen die Elemente entweder fünf Elektronen abgeben oder drei aufnehmen, um die Edelgaskonfiguration zu erlangen. Letzteres sollte wesentlich einfacher sein. Die fünfte Hauptgruppe beginnt mit dem Stickstoff und dem Phosphor, zwei typischen Nichtmetallen. Dann kommt als drittes Element das Arsen, welches früher oft zum Vergiften berühmter Persönlichkeiten eingesetzt wurde. Arsen ist bereits ein typisches Metall, allerdings ist es recht spröde, und der metallische Glanz könnte auch deutlicher sein. Antimon ist aber ein "richiges" Metall, es hat einen intensiven Glanz, und für Bismut (früher Wismut) gilt das noch mehr.

Während in den ersten drei Hauptgruppen eine Zunahme der Reaktivität von oben nach unten zu beobachten ist (sowie eine Abnahme der Härte, der Schmelzpunkte und der Siedepunkte), kann man in den rechten Hauptgruppen das Gegenteil beobachten. Hier nimmt die Reaktivität nach oben zu, ebenso nehmen Härte, Schmelzpunkte und Siedepunkte nach oben hin ab. Das könnte wohl daran liegen, dass die Elemente der "linken" Hauptgruppen danach bestrebt sind, Elektronen abzugeben, während die Element der "rechten" Hauptgruppen lieber Elektronen aufnehmen, also das Gegenteil machen.

Auch in der sechsten Gruppe findet man, dass der Metallcharakter der Elemente von oben nach unten zunimmt. Sauerstoff ist ein Gas, Schwefel ein Feststoff, aber beide sind Nichtmetalle. Das Selen könnte man als Halbmetall bezeichnen, es kommt in zwei Modifikationen vor, einer metallischen und einer nichtmetallischen. Auch vom Tellur gibt es eine metallische und eine nichtmetallische Modifikation. Das nächste Metall der sechsten Gruppe ist das radioaktive Polonium, ein silberweiß glänzendes Schwermetall.

Selbst in der siebten Gruppe findet sich neben den Nichtmetallen Fluor, Chlor, Brom und Jod das Halbmetall Astat. Allerdings sind von diesem Element nur geringe Mengen verfügbar, so dass noch nicht viele Eigenschaft en bekannt sind.

Wir betrachten nun die Elemente der vierten Periode, die zwischen dem Calcium und dem Galium stehen, die Nebengruppenelemente Scandium bis Zink.

Scandium: ein silberweißes Leichtmetall, unedel
Titan: ein silberweißes Leichtmetall, relativ unedel
Vanadium: ein stahlgraues Schwermetall, relativ unedel
Chrom: ein bläulich-weißes Schwermetall, wird durch seine Oxidschicht gegen Luft und Säuren geschützt.
Mangan: ein stahlgraues Schwermetall, unedel
Eisen: ein silberweißes Schwermetall, etwas unedel (wird von Salzsäure aufgelöst)
Cobalt: ein stahlgraues Schwermetall, etwas unedel (wird von Salzsäure aufgelöst)
Nickel: ein silberweißes Schwermetall, einigermaßen edel (reagiert jedenfalls nicht mit Salzsäure)
Kupfer: ein hellrotes Schwermetall, recht edel
Zink: ein bläuliches Schwermetall, relativ unedel
Gallium: ein weißes, sehr weiches Metall, relativ unedel.

Das chemische Verhalten wird zwar durch die Elektronen der dritten Schale verändert, aber es steckt kein System dahinter. Fast alle Metalle sind relativ unedel, nur das Kupfer spielt eine Außenseiterrolle. Das Chrom ist nicht wirklich edel, sondern wird von einer dünnen Oxidschicht gegen Luft und Säuren geschützt und wirkt daher recht reaktionsträge.

Dass das chemische Verhalten der Hauptgruppenelement stark von der Zahl der Außenelektronen beeinflusst wird, haben wir bereits gesehen. Andere Eigenschaften der Atome hängen auch von der Stellung der entsprechenden Elemente im Periodensystem ab.

Atomradien:

Innerhalb einer Gruppe nehmen die Atomradien zu. Logisch, denn die Zahl der Schalen nimmt zu, und eine zusätzliche Schale vergrößert den Radius.
Innerhalb einer Periode nimmt der Atomradius ab.
Diese Abnahme ist nicht ganz so einfach zu erklären. Einerseits nimmt die Kernladungszahl innerhalb einer Periode zu, also sollte der Radius kleiner werden. Andererseits nimmt die Zahl der Außenelektronen innerhalb einer Periode zu, so dass sich die Elektronen stärker gegenseitig abstoßen. Der Radius sollte daher also größer werden. Ganz offensichtlich hat die Kernladungszahl einen größeren Einfluss als die Zahl der Außenelektronen.

Ionenradien:

Wenn ein Atom seine Außenelektronen abgibt, so verschwindet die Außenschale. Der Radius von Kationen ist daher kleiner als der der entsprechenden Atome.
Umgekehrt sollte der Radius eines negativen Ions nur geringfügig größer sein als der des ungeladenen Atoms, denn wir haben doch gerade gesehen, dass die Zahl der Außenelektronen einen nicht allzu großen Einfluss auf den Atomradius hat. Tatsächlich verhält es sich aber anders. Wenn ein Chloratom ein zusätzliches Elektron aufnimmt, steigt der Radius rapide an. Das gleiche gilt für Schwefel-, Sauerstoff- und Stickstoffatome.
Die gewöhnliche Schulbucherklärung, dies liege an den zusätzlichen abstoßenden Kräften des neuhinzugekommenen Elektrons, befriedigt nicht vollständig (innerhalb einer Periode nehmen die Atomradien sogar ab, obwohl ein Elektron dazukommt).