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Das Schalenmodell
 
 
Ionisierungsenergie

Mit der Ordnungszahl steigen tendenziell (nicht regelmäßig!) die Atomradien der Elemente. Der Atomradius ist eine aus den Abständen zwischen den Atomkernen abgeleitete Größe, die allerdings nur bedingt über die tatsächliche Größe eines Atoms Aufschluss gibt. Interessanter erscheinen die Gesetzmäßigkeiten im Hinblick auf die Ionisierungsenergie: Darunter versteht man die Arbeit, die man aufwenden muss, um ein Elektron ganz aus dem Atom zu entfernen. Bei den Edelgasen lassen sich die Elektronen nur schwer entfernen. Es muss sehr viel Energie aufgewendet werden. Die Alkalimetalle können ihr einzelnes Außenelektron leicht abgegeben, die aufgewendete Ionisierungsenergie dafür ist relativ gering. Die aufgewendete Energie zur Ablösung des 2. Elektrons nennt man 2. Ionisierungsernergie, beim 3. Elektron 3. Ionisierungsenergie:
 

Elemente mit der höchsten Ionisierungsenergie (eV)
 
Stellung
Name
1.
2.
3.
1
Helium
 24,587
54,416
-
2
 Neon
 21,564
40,962
63,449
3
 Fluor
 17,422
34,968
62,707
4
 Argon
 15,759
27,629
40,741
5
Stickstoff
 14,534
29,601
47,447
6
Krypton
 13,998
24,359
36,948
7
 Sauerstoff
 13,618
35,116
54,934
8
 Wasserstoff
 13,598
-
-
9
Chlor
 12,967
23,806
39,653
10
Xenon
12,130
21,205
32,097
 
 
 Elemente mit der niedrigsten Ionisierungsenergie (eV)
 
Stellung
Name
1.
2.
3.
1
Caesium
 3,8935
26,081
35,238
2
 Francium
 3,9822
22,515
33,512
3
 Rubidium
 4,1762
27,278
40,420
4
 Lawrencium (geschätzt)
 4,3215
nicht bekannt
nicht bekannt
5
Kalium
4,3395
31,625
45,716
6
Natrium
5,1385
47,286
71,637
7
 Barium
5,2121
10,004
37,311
8
 Radium
5,2784
10,146
34,202
9
Protactinium
5,3345
nicht bekannt
nicht bekannt
10
Lithium
5,3921
75,639
122,451
 
 
Bei Elementen mit steigender Ordnungszahl wird weniger Energie zur Ablösung der Elektronen benötigt, weil die Atomradien zunehmen und die äußersten Elektronen aufgrund des steigenden Abstandes vom Atomkern nicht mehr so stark vom Kern angezogen werden.
 
 
Verteilung der Elektronen in Orbitalen nach Energieniveaus
 
Immer zwei Elektronen eines Atoms halten sich in einem sogenannten Orbital auf. Gemeint ist der wahrscheinliche Aufenthaltsbereich der beiden Elektronen. Das Orbital wird durch den Kasten, die Elektronen werden durch die Pfeile dargestellt. Jedem Orbital sind nach dem Pauli-Prinzip zwei Elektronen zugeordnet, die sich im Hinblick auf ihre sogenannte Spinquantenzahl unterscheiden (durch die unterschiedliche Richtung der Pfeile angedeutet).
 
    s-Orbital
 
Die Orbitale werden nach ihrem Energieniveau unterschieden. Sind beispielsweise drei Orbitale auf dem gleichen Energieniveau, dann nennt man sie p-Orbitale:

  p-Orbitale

Je weiter man in der Tabelle nach rechts geht, umso höher ist das Energieniveau eines Orbitals:
 
P. 
 Orbitale
1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
1
 Helium [He]
2
 
 
 
 
 
 
2
 Neon [Ne]
2
2   6
 
 
 
 
 
3
 Argon [Ar]
2
2   6
2   6
 
 
 
 
4
 Krypton [Kr]
2
2   6
2   6
2  10  6
 
 
 
5
 Xenon [Xe]
2
2   6
2   6
2  10  6
2  10  6
 
 
6
 Radon [Rn]
2
2   6
2   6
2  10  6
2  10  6
2  14  10  6
 
7
 Ununoctium
2
2   6
2   6
2  10  6
2  10  6
2  14  10  6
2  14  10  6
 
Die Orbitale innerhalb eines Energieniveaus werden normalerweise der Reihe nach zuerst nur einfach besetzt, erst dann erfolgt eine Doppelbelegung (Hundsche Regel). Beim Stickstoff (7 Elektronen) sind beispielsweise die 2p-Orbitale jeweils mit nur einem Elektron besetzt:
 
  Stickstoff-Atom
 
Stehen die Energieniveaus verschiedener Orbitale sehr nahe beieinander, dann kann die Besetzung auch atypisch erfolgen, beispielsweise bei den Übergangselementen, den Lanthanoiden und den Actinoiden.
 
 
Verteilung der Elektronen in Schalen
 
Die Elektronen in einem Atom sind von innen nach außen in sogenannten Schalen verteilt: Das Periodensystem ist in Perioden (waagerecht) und in Gruppen (senkrecht) eingeteilt. Eine Periode beginnt mit einem Alkalimetall (Ausnahme Wasserstoff) und endet mit einem Edelgas. In der 1. Periode ist die 1. Schale von Elektronen besetzt, in der 2. Periode sind die ersten beiden Schalen von Elektronen besetzt, in der 3. Periode die ersten 3 Schalen, usw.. Ab der 4. Periode ist die äußerste Schale - also die 4. Schale nicht mehr voll besetzt, die Vollbesetzung erfolgt erst in der 5. Periode.
 
Bei den Edelgasen sind innerhalb einer Periode immer die s- und p-Orbitale der äußersten Schale voll besetzt (Ausnahme: Beim Helium ist das 1s-Orbital der 1. Schale voll besetzt). Beim Krypton in der 4. Periode sind beispielsweise das 4s- und die drei 4p-Orbitale (der 4. Schale) voll besetzt. Es liegt dann eine stabile Edelgaskonfiguration vor. Für einen solchen Fall muss eine sehr hohe Ionisierungsenergie aufgewendet werden, um Elektronen zu entfernen. Daher sind Edelgase chemisch sehr stabil und gehen nur sehr ungern chemische Bindungen ein.
 
Die äußerste Schale (innerhalb einer Periode) wird als Valenzschale bezeichnet. Diese ist bei chemischen Bindungen maßgebend (sofern sie nicht gerade wie bei den Edelgasen voll besetzt ist). Die Valenzschale des Stickstoff-Atoms ist beispielsweise mit 5 Elektronen besetzt. Die Elektronen der Valenzschale nennt man auch Valenzelektronen.


 
Die Elektronen der Valenzschale sind für chemische Bindungen maßgebend, beispielsweise bei der Elektronenpaarbindung. Bei den Hauptgruppen gilt: Atome, bei denen die Valenzschale gleichartig besetzt ist, stehen im Periodensystem untereinander in einer Gruppe. Sie ähneln sich dann in ihren chemischen Eigenschaften.
 
 
Siehe auch: Das Schalenmodell als vereinfachtes didaktisches Modell (Powerpointpräsentation)
 
 
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