Edelgaskonfiguration und isoelektronische Ionen
Wie Ionen durch Abgabe oder Aufnahme von Elektronen die Elektronenzahl eines Edelgases erreichen und wie man isoelektronische Ionen über die Elektronenzahl erkennt.
Das Wichtigste in Kürze
- Ein Teilchen hat Edelgaskonfiguration, wenn seine Elektronenhülle wie die eines Edelgasatoms besetzt ist; isoelektronisch sind Teilchen mit gleicher Elektronenzahl und Konfiguration.
- Die Elektronenzahl eines Ions ist \(N_e = Z - z\); man vergleicht sie mit den Edelgaszahlen 2, 10, 18, 36 und 54.
- Heliumkonfiguration mit 2 Elektronen haben \(\ce{Li+}\), \(\ce{Be^2+}\) und \(\ce{H-}\); \(\ce{D+}\) hat keine Elektronen und \(\ce{Sn^2+}\) mit 48 Elektronen ebenfalls keine Edelgaskonfiguration.
- Die Neonreihe (\(1s^2\,2s^2\,2p^6\), 10 Elektronen) umfasst \(\ce{O^2-}\), \(\ce{F-}\), \(\ce{Na+}\), \(\ce{Mg^2+}\) und \(\ce{Al^3+}\).
- Die Argonreihe (18 Elektronen) umfasst \(\ce{S^2-}\), \(\ce{Cl-}\), \(\ce{K+}\) und \(\ce{Ca^2+}\); das zweifach positive Kation ist \(\ce{Ca^2+}\) mit 20 Protonen.
- Alkalimetalle erreichen Edelgaskonfiguration durch Oxidation, Chalkogene durch Aufnahme von zwei Elektronen, Halogenid-Ionen besitzen sie bereits.
Worum es geht
Viele Ionen tragen genau so viele Elektronen wie ein Edelgasatom. Wer die Elektronenzahl eines Ions sicher bestimmt, erkennt sofort, ob es Edelgaskonfiguration hat und mit welchen anderen Ionen es isoelektronisch ist. Das ist die Grundlage, um die Ladungen in Salzen wie Natriumchlorid oder Calciumcarbonat zu verstehen.
Edelgaskonfiguration durch Ionenbildung
Die Atome der Edelgase besitzen voll besetzte äußere s- und p-Unterschalen. Diese abgeschlossene Hülle ist energetisch besonders günstig. Deshalb reagieren Edelgase kaum. Wie man Konfigurationen aufschreibt, steht bei der Elektronenkonfiguration der Elemente.
Ein Atom oder Ion hat Edelgaskonfiguration, wenn seine Elektronenhülle genauso besetzt ist wie die eines Edelgasatoms. Das ist \(1s^2\) bei Helium und sonst eine äußere Schale mit \(ns^2\,np^6\), also acht Außenelektronen.
Hauptgruppenelemente erreichen diesen Zustand, indem sie Elektronen abgeben oder aufnehmen. Dabei entstehen Ionen. Entscheidend ist allein die Elektronenzahl. Sie muss am Ende genau der eines Edelgases entsprechen.
Kationen: Alkali- und Erdalkalimetalle
Alkalimetalle haben ein einziges Elektron über einer abgeschlossenen Schale. Geben sie es ab, liegt die Edelgasschale darunter frei. Elektronenabgabe ist eine Oxidation. Eine Reduktion würde dagegen ein Elektron hinzufügen und vom Ziel wegführen.
\[\ce{Na -> Na+ + e-}\]
Erdalkalimetalle tragen zwei Außenelektronen. Sie erreichen die Edelgaskonfiguration erst nach Abgabe beider Elektronen.
\[\ce{Mg -> Mg^2+ + 2e-}\]
Die Zahl muss genau stimmen. \(\ce{K+}\) hat 18 Elektronen wie Argon. Entfernt man ein zweites Elektron, bricht die abgeschlossene Schale auf. \(\ce{K^2+}\) hat daher keine Edelgaskonfiguration mehr. Bei Calcium ist es umgekehrt: \(\ce{Ca+}\) hat noch 19 Elektronen, erst \(\ce{Ca^2+}\) erreicht die 18 von Argon.
Anionen: Chalkogene und Halogene
Nichtmetalle rechts im Periodensystem füllen ihre p-Unterschale auf. Den Chalkogenen Schwefel und Selen fehlen dafür zwei Elektronen. Sie bilden deshalb zweifach negative Anionen.
\[\ce{S + 2e- -> S^2-}\]
Ein drittes Elektron müsste schon in die nächste Schale. Ein Ion \(\ce{S^3-}\) hätte 19 Elektronen und damit keine Edelgaskonfiguration. Halogenen fehlt nur ein Elektron. Chlor mit 17 Elektronen erreicht durch ein zusätzliches Elektron die 18 von Argon. Das ist das Edelgas derselben Periode und nicht Krypton.
\[\ce{Cl + e- -> Cl-}\]
Das Chlorid-Ion ist damit schon am Ziel. Halogenid-Ionen besitzen die Edelgaskonfiguration bereits. Ein weiteres Elektron würde sie wieder zerstören. Warum entgegengesetzt geladene Ionen anschließend zusammenhalten, erklärt die Ionenbindung.
Heliumkonfiguration
Die kleinste Edelgaskonfiguration ist die von Helium: \(1s^2\), also genau zwei Elektronen. Sie ist das Ziel für Ionen der allerersten Elemente, denn deren nächstes Edelgas ist Helium.
| Ion | Ordnungszahl | Ladung | Elektronen |
|---|---|---|---|
| \(\ce{H-}\) (Hydrid) | 1 | −1 | 2 |
| \(\ce{Li+}\) | 3 | +1 | 2 |
| \(\ce{Be^2+}\) | 4 | +2 | 2 |
Lithium gibt sein 2s-Elektron ab, Beryllium seine beiden 2s-Elektronen. Übrig bleibt jeweils die besetzte 1s-Schale. Wasserstoff geht den umgekehrten Weg. Er nimmt ein Elektron auf und füllt so sein 1s-Orbital. Das Hydrid-Ion \(\ce{H-}\) hat deshalb ebenfalls Heliumkonfiguration.
Dass gerade \(\ce{Be^2+}\) und \(\ce{H-}\) zur Heliumkonfiguration gehören, wird im Examen gerne gefragt. Achte darauf, dass hier die Zahl 2 entscheidet und nicht ein Oktett aus acht Elektronen.
\(\ce{D+}\) ist ein Deuteriumatom ohne sein einziges Elektron, also ein nackter Kern aus Proton und Neutron. Ohne Elektronen gibt es keine Elektronenkonfiguration und damit auch keine Edelgaskonfiguration. Für \(\ce{H+}\) gilt dasselbe.
Deuterium ist ein schweres Isotop des Wasserstoffs, chemisch verhält es sich gleich. Edelgaskonfiguration ist auch sonst kein Automatismus bei Ionen. Bei schwereren Elementen liegt die Elektronenzahl häufig zwischen zwei Edelgasen. Ein Beispiel ist \(\ce{Sn^2+}\). Zinn hat die Ordnungszahl 50, das Ion also 48 Elektronen. Zinn gibt nur seine beiden 5p-Elektronen ab, die 5s-Elektronen bleiben. Das ergibt \([\ce{Kr}]\,4d^{10}\,5s^2\) zwischen Krypton (36) und Xenon (54). \(\ce{Sn^2+}\) besitzt also keine Edelgaskonfiguration.
Neon- und Argonkonfiguration
Die meisten Ionen der 2. und 3. Periode streben das Edelgas an, das ihnen im Periodensystem am nächsten liegt. Die Nichtmetalle vor dem Edelgas nehmen Elektronen auf. Die Metalle dahinter geben Elektronen ab. So landen ganz verschiedene Ionen bei derselben Elektronenzahl.
Teilchen sind isoelektronisch, wenn sie gleich viele Elektronen und dieselbe Elektronenkonfiguration besitzen. Ihre Kerne sind verschieden, ihre Hüllen gleich besetzt.
Neonreihe: 10 Elektronen
\(\ce{N^3-}\), \(\ce{O^2-}\), \(\ce{F-}\), \(\ce{Na+}\), \(\ce{Mg^2+}\) und \(\ce{Al^3+}\) haben alle 10 Elektronen. Ihre Konfiguration ist \(1s^2\,2s^2\,2p^6\). Sie sind untereinander und mit dem Neonatom isoelektronisch. Natrium, Magnesium und Aluminium stehen zwar in der 3. Periode. Nach Abgabe ihrer 3s- und 3p-Elektronen bleibt aber nur die zweite Schale besetzt. Darum haben \(\ce{Na+}\), \(\ce{Mg^2+}\) und \(\ce{Al^3+}\) Neon- und nicht Argonkonfiguration.
Argonreihe: 18 Elektronen
Eine Periode tiefer wiederholt sich das Muster. \(\ce{P^3-}\), \(\ce{S^2-}\), \(\ce{Cl-}\), \(\ce{K+}\), \(\ce{Ca^2+}\) und \(\ce{Sc^3+}\) tragen 18 Elektronen. Ihre Konfiguration im Grundzustand ist \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\), die des Argons. Kalium und Calcium aus der 4. Periode verlieren dabei ihre 4s-Elektronen.
| Ion | Protonen | Elektronen | Edelgas |
|---|---|---|---|
| \(\ce{O^2-}\) | 8 | 10 | Ne |
| \(\ce{F-}\) | 9 | 10 | Ne |
| \(\ce{Na+}\) | 11 | 10 | Ne |
| \(\ce{Mg^2+}\) | 12 | 10 | Ne |
| \(\ce{Al^3+}\) | 13 | 10 | Ne |
| \(\ce{S^2-}\) | 16 | 18 | Ar |
| \(\ce{Cl-}\) | 17 | 18 | Ar |
| \(\ce{K+}\) | 19 | 18 | Ar |
| \(\ce{Ca^2+}\) | 20 | 18 | Ar |
Man kann sich jede Reihe wie eine Familie mit gleicher Kleidung vorstellen: Die Hülle ist identisch, nur der Kern darunter wechselt.
Besonders prüfungsrelevant sind \(\ce{S^2-}\), \(\ce{Cl-}\), \(\ce{K+}\) und \(\ce{Ca^2+}\) mit je 18 Elektronen und \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\). Das zweifach positive Kation mit Argonkonfiguration ist \(\ce{Ca^2+}\) mit 20 Protonen, während \(\ce{Mg^2+}\) mit 10 Elektronen zur Neonreihe gehört. Deshalb ist auch \(\ce{K+}\) nicht mit \(\ce{F-}\) oder \(\ce{Al^3+}\) isoelektronisch.
Die Ionen einer Reihe haben gleich viele Elektronen, aber verschieden viele Protonen. Deshalb unterscheiden sie sich in der Größe. Das wird bei den Atom- und Ionenradien erklärt.
Isoelektronische Ionen bestimmen
Ob ein Ion Edelgaskonfiguration hat, entscheidet eine einfache Rechnung. Die Ordnungszahl liefert die Protonenzahl und damit die Elektronenzahl des neutralen Atoms. Wie man sie abliest, steht bei den Bausteinen des Atoms. Die Ladung verrät, wie viele Elektronen fehlen oder hinzukommen.
\[N_e = Z - z\]
\(N_e\) ist die Elektronenzahl des Ions, \(Z\) die Ordnungszahl, \(z\) die Ladungszahl mit Vorzeichen. Bei Anionen ist \(z\) negativ, die Elektronenzahl steigt also über \(Z\).
Das Ergebnis vergleichst du mit den Elektronenzahlen der Edelgase: 2 (He), 10 (Ne), 18 (Ar), 36 (Kr) und 54 (Xe). Trifft die Zahl genau eine dieser Marken, hat das Ion Edelgaskonfiguration. Liegt sie dazwischen, hat es keine.
- Ordnungszahl: Protonenzahl des Elements bestimmen, etwa Titan mit \(Z = 22\).
- Ladung verrechnen: Für \(\ce{Ti^4+}\) gilt \(N_e = 22 - 4 = 18\).
- Edelgas zuordnen: 18 Elektronen entsprechen Argon, also \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\).
- Partner suchen: Jedes Teilchen mit 18 Elektronen, etwa \(\ce{Cl-}\) oder \(\ce{Ca^2+}\), ist mit \(\ce{Ti^4+}\) isoelektronisch.
Zwei weitere Beispiele zeigen beide Ausgänge. Selen hat \(Z = 34\). Für \(\ce{Se^2-}\) gilt \(N_e = 34 + 2 = 36\), das ist Krypton. Eisen hat \(Z = 26\). \(\ce{Fe^2+}\) trägt damit 24 Elektronen, also \([\ce{Ar}]\,3d^6\). Die Zahl liegt zwischen 18 und 36, es gibt keine Edelgaskonfiguration.
Für isoelektronische Paare zählt nur die Elektronenzahl, nicht die Gruppe oder Periode. \(\ce{Na+}\) hat \(11 - 1 = 10\) Elektronen, \(\ce{F-}\) hat \(9 + 1 = 10\). Beide sind isoelektronisch, obwohl sie aus verschiedenen Perioden stammen. \(\ce{K+}\) mit \(19 - 1 = 18\) Elektronen passt dagegen zu \(\ce{Cl-}\) und nicht zu ihnen. Diese Rechnung solltest du sicher können. Achte vor allem auf das Vorzeichen, denn bei Anionen wird die Ladung zur Ordnungszahl addiert.
Quiz
Aussage 1
\(\ce{K+}\) und \(\ce{F-}\) sind isoelektronisch, weil beide einfach geladen sind.
Entscheidend ist die Elektronenzahl, nicht die Ladung: \(\ce{K+}\) hat 18 Elektronen (Argon), \(\ce{F-}\) hat 10 (Neon). \(\ce{K+}\) ist mit \(\ce{Cl-}\) isoelektronisch.
Aussage 2
Das Kation mit der Ladung 2+ und der Elektronenkonfiguration des Argons besitzt 20 Protonen im Kern.
Es handelt sich um \(\ce{Ca^2+}\): 20 Protonen minus 2 ergibt 18 Elektronen wie Argon.
Aussage 3
Ein Schwefelatom erreicht durch Aufnahme von zwei Elektronen die Elektronenkonfiguration des Argons.
\(\ce{S^2-}\) hat \(16 + 2 = 18\) Elektronen, die Argonkonfiguration. Ein drittes Elektron würde sie wieder zerstören.
Aussage 4
Das Ion \(\ce{Ti^4+}\) (Ordnungszahl 22) ist mit \(\ce{Ca^2+}\) isoelektronisch.
\(\ce{Ti^4+}\) hat \(22 - 4 = 18\) Elektronen, \(\ce{Ca^2+}\) hat \(20 - 2 = 18\). Beide besitzen Argonkonfiguration.
Aussage 5
Das Deuteron \(\ce{D+}\) besitzt wie \(\ce{Li+}\) die Elektronenkonfiguration des Heliums.
\(\ce{D+}\) hat sein einziges Elektron abgegeben und besitzt keine Elektronen, daher auch keine Edelgaskonfiguration. Nur \(\ce{Li+}\) hat Heliumkonfiguration.
Aussage 6
\(\ce{Sn^2+}\) besitzt mit seinen Elektronen die Konfiguration des Kryptons.
\(\ce{Sn^2+}\) hat \(50 - 2 = 48\) Elektronen, also \([\ce{Kr}]\,4d^{10}\,5s^2\). Die Zahl liegt zwischen 36 und 54, es liegt keine Edelgaskonfiguration vor.
Aussage 7
\(\ce{Mg^2+}\) besitzt im Grundzustand die Konfiguration \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\).
\(\ce{Mg^2+}\) hat \(12 - 2 = 10\) Elektronen und damit Neonkonfiguration \(1s^2\,2s^2\,2p^6\).
Aussage 8
Das Hydrid-Ion \(\ce{H-}\) hat dieselbe Elektronenkonfiguration wie ein Heliumatom.
Wasserstoff nimmt ein Elektron auf und hat dann 2 Elektronen, also \(1s^2\) wie Helium.
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