Edelgase: Elektronenkonfiguration und physikalische Eigenschaften
Wie sich Stellung, Ionisierungsenergie, Einatomigkeit, Siedepunkte, Dichte und Nichtbrennbarkeit der Edelgase aus ihrer abgeschlossenen Elektronenschale ergeben.
Das Wichtigste in Kürze
- Die Edelgase Helium bis Radon bilden die Gruppe 18 und haben eine abgeschlossene Außenschale: ab Neon \(ns^2np^6\), bei Helium \(1s^2\) mit nur zwei Valenzelektronen.
- Xenon steht in der 5. Periode und hat die Konfiguration [Kr] \(4d^{10}\,5s^2\,5p^6\). Gefüllte d-Orbitale gibt es erst ab Krypton, Argon hat [Ne] \(3s^2\,3p^6\).
- Edelgase haben die höchste erste Ionisierungsenergie ihrer Periode, innerhalb der Gruppe sinkt sie von Helium zu Radon.
- Edelgase liegen einatomig vor, im \(\ce{He2}\) ist die Bindungsordnung 0. Die Reaktionsträgheit folgt aus der vollen Schale, nicht aus der Einatomigkeit.
- Zwischen den Atomen wirken nur Dispersionskräfte, daher steigen die Siedepunkte von He zu Rn. Helium siedet mit 4,2 K am tiefsten von allen Stoffen.
- Die Dichte relativ zu Luft ist etwa \(M/(29\ \text{g/mol})\): Helium und Neon sind leichter, ab Argon sind alle schwerer. Edelgase sind nicht brennbar.
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Steckbrief Edelgase
Die Edelgase Helium bis Radon bilden die Gruppe 18. An ihrer Elektronenkonfiguration misst man die aller anderen Hauptgruppenelemente. In der Pharmazie begegnen sie dir etwa als Xenon in der Anästhesie oder als flüssiges Helium zur Kühlung von MRT-Magneten.
| Merkmal | Ausprägung |
|---|---|
| Stellung im Periodensystem | Gruppe 18 (8. Hauptgruppe), Perioden 1 bis 6 |
| Elektronenkonfiguration | \(ns^2np^6\), Helium \(1s^2\) |
| Wichtige Oxidationsstufen | 0 im Element, in Xenonverbindungen +2, +4, +6, +8 |
| Vorkommen und Gewinnung | Luft (Argon etwa 0,93 Vol-%), Helium aus Erdgas, mehr unter Vorkommen und Gewinnung |
| Eigenschaften des Elements | farblose, geruchlose, einatomige Gase, nicht brennbar, diamagnetisch |
| Wichtige Verbindungen | Xenonfluoride wie \(\ce{XeF2}\), \(\ce{XeF4}\), \(\ce{XeF6}\), siehe Edelgasverbindungen |
Gruppe 18 im Überblick
Zur Gruppe 18 gehören Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und das radioaktive Radon. Das künstlich erzeugte Oganesson schließt die Gruppe formal ab, spielt chemisch aber keine Rolle. Alle natürlichen Edelgase sind farblose Gase aus einzelnen Atomen.
Ihr Name kommt von der geringen Neigung, Verbindungen einzugehen. Grund dafür ist die abgeschlossene Elektronenschale. Diese Edelgaskonfiguration ist der Bezugspunkt der ganzen Hauptgruppenchemie. Natrium gibt ein Elektron ab und erreicht als \(\ce{Na+}\) die Konfiguration des Neons. Chlor nimmt eines auf und hat als \(\ce{Cl-}\) die des Argons. Mehr dazu unter Edelgaskonfiguration und isoelektronische Ionen.
Stellung und Elektronenkonfiguration
Die Edelgase stehen ganz rechts im Periodensystem in der 18. Gruppe, nach alter Zählung der 8. Hauptgruppe. Jedes Edelgas schließt eine Periode ab. Helium beendet die 1. Periode, Neon die 2., Argon die 3. und so weiter bis Radon in der 6. Periode. Xenon steht damit in der 5. Periode.
Ab Neon haben alle Edelgase die Außenkonfiguration \(ns^2np^6\). Die s- und p-Orbitale der äußersten Schale tragen acht Elektronen, das Oktett ist komplett. Für Argon lautet die Konfiguration [Ne] \(3s^2\,3p^6\). Ab Krypton kommt eine gefüllte d-Unterschale der vorangehenden Schale hinzu. Xenon hat die Konfiguration [Kr] \(4d^{10}\,5s^2\,5p^6\). Diese Xenonkonfiguration solltest du sicher können, samt der zehn 4d-Elektronen jenseits des Kryptonrumpfs.
Helium ist der Sonderfall der Gruppe. Seine erste Schale besteht nur aus dem 1s-Orbital, ein p-Orbital gibt es dort nicht. Helium hat daher die Konfiguration \(1s^2\) mit nur zwei Valenzelektronen statt acht. Auch diese Schale ist voll, man spricht vom Elektronenduett.
Wegen der abgeschlossenen Schale steht Helium trotz seiner s-Konfiguration in Gruppe 18. Direkt unter Helium folgt Neon, erst darunter Argon.
Gefüllte d-Orbitale besitzen nur Krypton, Xenon und Radon. Helium, Neon und Argon haben überhaupt keine d-Elektronen, denn die 3d-Unterschale wird erst nach dem Argon besetzt.
Ionisierungsenergie
Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die man braucht, um einem Atom in der Gasphase ein Elektron zu entreißen. Edelgase besitzen die höchste erste Ionisierungsenergie ihrer Periode. Das gilt für Argon in der 3. Periode ebenso wie für Xenon in der 5. Periode.
Der Grund liegt im Aufbau der Periode. Von links nach rechts steigt die Kernladung. Die neuen Elektronen kommen in dieselbe Schale und schirmen einander nur schwach ab. Die effektive Kernladung wächst, der Radius schrumpft, die Elektronen sitzen immer fester. Am Periodenende steht das Edelgas mit voller Schale und der stärksten Bindung.
Beim folgenden Alkalimetall beginnt eine neue Schale. Die Ionisierungsenergie fällt deshalb steil ab. So entsteht die typische Zackenkurve mit den Edelgasen als Gipfeln.
Innerhalb der Gruppe nimmt die erste Ionisierungsenergie von oben nach unten ab. Mit jeder Periode kommt eine Schale hinzu. Das äußere Elektron ist weiter vom Kern entfernt und stärker abgeschirmt. Helium hat mit 2372 kJ/mol die höchste erste Ionisierungsenergie aller Elemente.
| Edelgas | Periode | 1. Ionisierungsenergie (kJ/mol) |
|---|---|---|
| He | 1 | 2372 |
| Ne | 2 | 2081 |
| Ar | 3 | 1521 |
| Kr | 4 | 1351 |
| Xe | 5 | 1170 |
| Rn | 6 | 1037 |
Auch Xenon liegt damit noch über seinem linken Nachbarn Iod mit 1008 kJ/mol. Der niedrigere Wert der schweren Edelgase erklärt, warum gerade Xenon mit Fluor reagiert. Das zeigt die Einheit Edelgasverbindungen.
Einatomigkeit und Van-der-Waals-Kräfte
Viele gasförmige Elemente bestehen aus zweiatomigen Molekülen wie \(\ce{H2}\), \(\ce{N2}\) oder \(\ce{Cl2}\). Edelgase liegen elementar dagegen nur atomar vor, also einatomig. Xenongas besteht aus einzelnen Xenonatomen, ein Heliumballon aus einzelnen Heliumatomen.
Warum sich zwei Heliumatome nicht kovalent verbinden, zeigt das MO-Schema. Die beiden 1s-Orbitale bilden ein bindendes \(\sigma\)- und ein antibindendes \(\sigma^*\)-Orbital. Vier Elektronen sind unterzubringen, je zwei in jedes Orbital. Die Bindungsordnung ist damit null:
\[\text{BO} = \frac{2 - 2}{2} = 0\]
Der Energiegewinn im bindenden Orbital wird vom antibindenden vollständig aufgehoben. Ein \(\ce{He2}\)-Molekül ist nicht stabil, Heliumatome gehen untereinander keine kovalente Bindung ein. Für die schwereren Edelgase gilt dasselbe, weil auch ihre Valenzorbitale voll besetzt sind.
Dass alle Edelgase als Element einatomig vorliegen, ist ein Examensklassiker. Achte auf die Begründung: Die Einatomigkeit erklärt die Reaktionsträgheit nicht, beide folgen aus der abgeschlossenen Schale.
Die volle Schale, die hohe Ionisierungsenergie und die fehlende Neigung zur Elektronenaufnahme machen Edelgase reaktionsträge. Dass ein Element einatomig auftritt, sagt für sich nichts über seine Reaktivität. Quecksilberdampf besteht ebenfalls aus einzelnen Atomen. Trotzdem reagiert Quecksilber bereitwillig mit Schwefel oder Chlor.
Dispersionskräfte zwischen den Atomen
Ohne jede Anziehung ließen sich Edelgase nie verflüssigen. Zwischen ihren Atomen wirken aber anziehende Van-der-Waals-Kräfte, genauer Dispersionskräfte. Die Elektronenhülle verschiebt sich kurzzeitig und bildet einen schwachen Dipol. Dieser induziert im Nachbaratom einen Gegendipol, und beide ziehen sich an. Man kann sich die Hülle wie eine weiche Wolke vorstellen, die sich ständig verformt.
Diese Kräfte wirken zwischen Xenonatomen ebenso wie zwischen Heliumatomen im flüssigen Helium. Ihre Stärke hängt von der Polarisierbarkeit ab. Große Atome mit vielen, locker gebundenen Elektronen lassen sich leichter verformen. Xenonatome ziehen sich daher viel stärker an als Heliumatome.
Aggregatzustand, Dichte, Brennbarkeit
Alle Edelgase sind bei Raumtemperatur und unter Normalbedingungen gasförmig. Die schwachen Dispersionskräfte halten die Atome nicht zusammen, solange die Wärmebewegung stark ist. Kühlt man ab, lassen sich alle Edelgase verflüssigen. Xenon siedet bei 165 K und erstarrt bei 161 K zu einem Feststoff.
Da die Dispersionskräfte mit der Atomgröße zunehmen, steigen Schmelz- und Siedepunkte von Helium zu Radon an. Argon und Xenon sieden also deutlich höher als Helium. Dass Helium mit 4,2 K den tiefsten Siedepunkt aller Stoffe hat, wird im Examen gerne gefragt. Die Aussage gilt also über die Edelgase hinaus. Unter Normaldruck wird Helium selbst nahe dem absoluten Nullpunkt nicht fest, erst unter etwa 25 bar erstarrt es.
| Edelgas | Sdp. (K) | Smp. (K) | M (g/mol) | Dichte relativ zu Luft |
|---|---|---|---|---|
| He | 4,2 | fest nur unter Druck | 4,0 | 0,14 |
| Ne | 27 | 25 | 20,2 | 0,70 |
| Ar | 87 | 84 | 39,9 | 1,38 |
| Kr | 120 | 116 | 83,8 | 2,89 |
| Xe | 165 | 161 | 131,3 | 4,53 |
| Rn | 211 | 202 | 222 | 7,66 |
Dichte im Vergleich zu Luft
Ob ein Gas leichter oder schwerer als Luft ist, schätzt man über die molare Masse ab. Gleiche Gasvolumina enthalten bei gleichem Druck und gleicher Temperatur gleich viele Teilchen, so sagt es der Satz von Avogadro. Die Dichte ist daher proportional zur molaren Masse. Luft besteht zu etwa vier Fünfteln aus Stickstoff und zu einem Fünftel aus Sauerstoff. Ihre mittlere molare Masse liegt bei rund 29 g/mol.
\[\frac{\rho_{\text{Gas}}}{\rho_{\text{Luft}}} = \frac{M_{\text{Gas}}}{M_{\text{Luft}}} \approx \frac{M_{\text{Gas}}}{29\ \text{g/mol}}\]
\(\rho\) ist die Dichte in g/L, \(M\) die molare Masse in g/mol. Ein Quotient über 1 bedeutet schwerer als Luft.
Für Krypton ergibt sich 83,8 geteilt durch 29, also etwa 2,9. Krypton ist knapp dreimal so dicht wie Luft. Helium und Neon sind leichter als Luft, ab Argon sind alle Edelgase schwerer. Nicht alle Edelgase steigen also wie ein Heliumballon nach oben.
Nichtbrennbarkeit
Brennen heißt, mit Sauerstoff unter Energiefreisetzung zu Oxiden zu reagieren. Dazu müsste das Edelgas Elektronen an Sauerstoff abgeben. Wegen der hohen Ionisierungsenergie geschieht das nicht. Argon und Xenon sind daher wie alle Edelgase nicht brennbar.
Das gilt auch für Xenon, obwohl Xenonoxide existieren. Sie entstehen nur auf Umwegen aus den Fluoriden und sind instabil. Argon dient wegen seiner Trägheit als Schutzgas, mehr dazu unter Verwendung der Edelgase.
Quiz
Aussage 1
Im Periodensystem steht direkt unter Helium das Neon.
Helium schließt die 1. Periode ab, Neon die 2. Erst unter Neon folgt Argon.
Aussage 2
Argon besitzt eine vollständig besetzte 3d-Unterschale.
Argon hat [Ne] \(3s^2\,3p^6\) und keine d-Elektronen. Gefüllte d-Orbitale haben erst Krypton, Xenon und Radon.
Aussage 3
Unter allen Elementen der 5. Periode hat Xenon die höchste erste Ionisierungsenergie.
Jedes Edelgas hat die höchste erste Ionisierungsenergie seiner Periode. Xenon liegt mit 1170 kJ/mol über Iod mit 1008 kJ/mol.
Aussage 4
Neon ist schwerer als Luft, da alle Edelgase eine höhere Dichte als Luft haben.
Neon hat 20,2 g/mol und ist damit leichter als Luft mit etwa 29 g/mol. Leichter als Luft sind Helium und Neon, ab Argon sind die Edelgase schwerer.
Aussage 5
Edelgase sind reaktionsträge, weil sie als einzelne Atome vorliegen.
Einatomigkeit und Reaktionsträgheit folgen beide aus der abgeschlossenen Schale. Einatomigkeit allein begründet keine Trägheit, wie der reaktive Quecksilberdampf zeigt.
Aussage 6
Innerhalb der Gruppe 18 nimmt die erste Ionisierungsenergie von Helium zu Radon zu.
Sie nimmt ab, weil das äußere Elektron mit jeder neuen Schale weiter vom Kern entfernt und stärker abgeschirmt ist. Helium hat den höchsten Wert.
Aussage 7
Die Elektronenkonfiguration von Xenon lautet [Kr] \(4d^{10}\,5s^2\,5p^6\).
Nach dem Kryptonrumpf folgen die gefüllte 4d-Unterschale und das Oktett \(5s^2\,5p^6\).
Aussage 8
Im flüssigen Helium halten Van-der-Waals-Kräfte die Heliumatome zusammen.
Zwischen Edelgasatomen wirken anziehende Dispersionskräfte. Bei Helium sind sie sehr schwach, aber vorhanden.
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