Atome träumen vom Adel

Der letzte Artikel über Chemie ist schon eine Weile her. Darin ging es um das Periodensystem der Elemente (PSE), das für mich eines der coolsten wissenschaftlichen Errungenschaften darstellt. Nach einem Exkurs in die Darstellung besonders großer und kleiner Zahlen, komme ich wieder zurück zu den Atomen und Molekülen. Zum Einstieg gibt es noch einmal das Bild des PSE vom letzten Mal.

Periodensystem der Elemente
Das Periodensystem der Elemente (PSE) (zum Vergrößern anklicken)

Wunderschön, ich weiß. Und diese Schönheit kann durch mehr Wissen über die Elemente und ihre Verbindungen sogar noch weiter verstärkt werden. Von den Perioden (=Zeilen) und Gruppen (=Spalten) habe ich schon ein wenig berichtet und dabei auch die 18. Gruppe erwähnt, deren Elemente als Edelgase bezeichnet werden. Sie heißen so, weil die Atome so edel (um nicht zu sagen snobistisch) sind, dass sie unter normalen Umständen mit keinem anderen Atom reagieren.

Eine Bindung, sie zu knechten

Schauen wir uns im Gegenzug das erste Element des PSE an, Wasserstoff (\ce{H}). Es ist unter normalen Umständen ein Gas, aber nicht aus einzelnen Atomen. Wasserstoff und viele andere Gase, die sich aus nur einem Element zusammensetzen (etwa auch Stickstoff \ce{N_2} und Sauerstoff O_2), bestehen aus jeweils zwei Atomen, die über eine chemische Bindung zusammengehalten werden. Eine solche Bindung entsteht, indem sich die Atome ihre Elektronen untereinander teilen und so jeder mehr besitzt als allein. Beim Wasserstoff stellt also jedes Atom sein einziges Elektron zum Teil seinem Partner zur Verfügung, wodurch beide quasi zwei Elektronen besitzen. Das entspricht übrigens genau der Situation das Edelgases Helium (\ce{He}), das am Ende der ersten Periode steht:

Zwei Wasserstoffatome teile ihre Elektronen in einer Bindung.
Zwei Wasserstoffatome teilen ihre beiden Elektronen miteinander und haben dadurch jeweils so viele Elektronen wie das Edelgas Helium.

Weitere Beispiele: Sauerstoff (\ce{O}) hat insgesamt 8 Elektronen und teilt zwei davon mit seinem Zwilling, wodurch er auch zwei von jenem erhält und mit zehn Elektronen genau so viele hat wie das Edelgas Neon (\ce{Ne}) am Ende der zweiten Periode. Bei Stickstoff (\ce{N}) werden sogar drei Elektronen pro Atom geteilt, was wiederum zu Neon führt.

Der Traum vom Adel

Die gezeigten Atome versuchen also, genauso viele Elektronen zu besitzen wie ein Edelgas. Bei den bisherigen Beispielen war das imitierte Edelgas immer am Ende der Periode des imitierenden Elements. Das ist jedoch nicht immer so.  Für die Elemente der ersten und zweiten Gruppe (Alkali- und Erdalkalimetalle) ist es einfacher, ein bzw. zwei Elektronen ganz abzugeben und damit dem Edelgas der vorigen Periode zu entsprechen. Ein typisches Beispiel ist Natrium (\ce{Na}) aus der dritten Periode, das durch Abgabe eines Elektrons zum Natriumion (\ce{Na^+}) wird und damit wiederum eine Elektronenkonfiguration (Fachbegriff für Elektronenzählerei) wie Neon aus der zweiten Periode hat.

Auf der anderen Seite steht Chlor (\ce{Cl}) in der 17. Gruppe und braucht damit lediglich noch ein Elektron, um als Chloridion1 (\ce{Cl^-}) seinem Idol Argon (\ce{Ar}) zu entsprechen. Natrium und Chlor ergänzen sich also in ihrem Verlangen, (schein)adelig zu werden und bilden auf diese Weise Natriumchlorid (\ce{NaCl}), das vielfach verwendete Kochsalz:

Natrium und Chlor arrangieren ihre Elektronen und bilden Natriumchlorid.
Natrium gibt ein Elektron ab und wird zum Natriumion, Chlor nimmt ein Elektron auf und wird zum Chloridion. Zusammen bilden sie Natriumchlorid (Kochsalz).

Auf Salze gehe ich ein anderes Mal genauer ein. Hier sei nur darauf hingewiesen, dass Salze nicht durch die gleiche Art von Bindung zusammengehalten werden wie etwa das Wasserstoff- oder das Sauerstoffmolekül. Bei ihnen wirkt stattdessen die elektrostatische Anziehung zwischen dem positiven Natriumion und dem negativen Chloridion bindend.

Dieses offenbare Ziel der Atome, die Elektronenkonfiguration von Edelgasen zu erreichen, wird als Acht-Elektronen-Regel bezeichnet. Dabei werden jedoch nur die sogenannten Außenelektronen gezählt, das heißt jene Elektronen, die in der aktuellen Periode des Elementes hinzugekommen sind. In der zweiten und dritten Periode sind das entsprechend acht, die vierte und fünfte Periode beherbergt zehn Elemente mehr als die zweite und dritte; passenderweise wird dort analog von einer 18-Elektronen-Regel gesprochen. Und das Wasserstoffmolekül von weiter oben gehorcht natürlich einer Zwei-Elektronen-Regel.

Der Grund für die unterschiedlichen Elektronenzahlen bei den Regeln ist, dass sie älter sind als die heutige Form des Periodensystems der Elemente. Die allgemeinere Regel ist eben, dass die Elemente den Edelgasen entsprechen wollen. Je nachdem, wie lang die Periode ist, sind das aber unterschiedlich viele Elektronen und daher unterschiedliche Regeln.

Es muss auch erwähnt werden, dass diese Regeln nicht immer zutreffen. Es gibt Verbindungen, bei denen man beim Durchzählen nicht auf acht Elektronen kommt. Bei den Nebengruppenelementen der vierten und fünften Periode sind die Abweichungen von ihrer 18-Elektronen-Regel sogar noch zahlreicher.

Adel hat keine Zukunft

Festzuhalten ist, dass das träge Reaktionsverhalten der Edelgase denselben Grund hat wie das Streben der anderen Elemente nach Adelstiteln: Bestimmte Elektronenzahlen sind besonders stabil. Die Edelgase besitzen “von Geburt” an diese stabile Konfiguration und gewinnen daher nichts davon, bei einer Reaktion mit anderen Elementen Elektronen zu geben, zu nehmen oder zu teilen. Daher bilden sie auch kein molekulares Gas, sondern schwirren als einzelne Atome durch die Gegend.

Die Ausnahmen der besagten Regeln weisen aber darauf hin, dass die Anzahl der Elektronen nicht das einzig Wichtige ist. Selbst die Edelgase (zumindest die schweren, wie Argon und Xenon (\ce{Xe})) lassen sich (unter extremen Bedingen) mit einigen Elementen, vor allem dem reaktionsfreudigen Fluor (\ce{F}), in Verbindungen überführen. Und nicht jede stabile Verbindung anderer Elemente lässt sich mit der Acht- bzw. 18-Elektronen-Regel erklären.

Dennoch ist dieses Konzept ein hilfreiches, um sich einen Überblick zu verschaffen. Und es trifft bei vielen (vor allem einfachen) Verbindungen gut zu. Vor allem aber ist es ein Stück Erkenntnis, das eng mit dem Erstellen des Periodensystems verwoben ist. Die Struktur des PSE enthält noch weitere Erkenntnisse ungeahnten Ausmaßes, etwa das Prinzip von Schalen und Orbitalen. Das soll jedoch erst das Thema des nächsten Artikels werden.

  1. Die Endung -id weißt darauf hin, dass Chlor ein Elektron aufgenommen hat und daher negativ geladen ist.

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