Periodensystem mit Valenzelektronen

Was sind Valenzelektronen?

Elektronen füllen Schalen um den Kern, und die äußerste besetzte Schale ist die Valenzschale. Ihre Elektronen sind am weitesten vom Kern entfernt und am schwächsten gebunden, daher werden sie abgegeben, aufgenommen oder geteilt, wenn Atome Bindungen eingehen. Elemente mit derselben Anzahl an Valenzelektronen verhalten sich ähnlich, weshalb sie in derselben Gruppe untereinanderstehen.

Viele Atome reagieren so, dass sie acht Elektronen in ihrer Außenschale erhalten, ein Muster, das Oktettregel heißt (Wasserstoff und Helium sind mit zwei stabil). Natrium mit 1 Valenzelektron gibt es leicht ab, Chlor mit 7 nimmt leicht noch eines auf, und die Edelgase, die bereits eine volle Schale haben, reagieren kaum.

Valenzelektronen anhand der Gruppennummer finden

Elemente der Gruppe 1 haben 1 Valenzelektron und Elemente der Gruppe 2 haben 2. Für die Gruppen 13 bis 18 ziehst du 10 von der Gruppennummer ab: Bor und Aluminium in Gruppe 13 haben 3, Kohlenstoff in Gruppe 14 hat 4, Stickstoff 5, Sauerstoff 6, die Halogene 7 und die Edelgase 8. Helium ist die Ausnahme in Gruppe 18 mit einer vollen ersten Schale von nur 2.

In der Schreibweise der Elektronenkonfiguration sind die Valenzelektronen eines Hauptgruppenelements die in seinen äußeren s- und p-Unterschalen. Schwefel, [Ne] 3s² 3p⁴, hat 2 + 4 = 6. Im Periodensystem zeigt jede Zelle die Zahl, und die Legende unter der Tabelle zeigt die Farbskala.

Übergangsmetalle, Lanthanoide und Actinoide

Bei diesen Metallen zählt die Tabelle die Elektronen in der äußersten Schale, die normalerweise nur die äußeren s-Elektronen sind, daher zeigen die meisten 2. Eisen, [Ar] 3d⁶ 4s², ist mit 2 angegeben, und Chrom und Kupfer, die jeweils ein einzelnes 4s-Elektron haben, sind mit 1 angegeben. Palladium ist die Ausnahme: Seine Konfiguration, [Kr] 4d¹⁰, enthält kein Elektron in der 5s-Unterschale, daher wird es mit seinen 10 äußeren d-Elektronen angegeben.

Bedenke, dass auch d-Elektronen und bei den Lanthanoiden und Actinoiden f-Elektronen an Bindungen beteiligt sein können. Deshalb bildet Eisen sowohl Fe²⁺ als auch Fe³⁺, und Mangan kann +7 erreichen. Bei diesen Metallen ist die angezeigte Zahl ein Ausgangspunkt und keine vollständige Zählung der Elektronen, die sie nutzen können.

Rechenbeispiel: Sauerstoff

Sauerstoff hat die Ordnungszahl 8 und die Konfiguration [He] 2s² 2p⁴. Seine äußere, die zweite Schale enthält 2 + 4 = 6 Elektronen, was zu seiner Stellung in Gruppe 16 passt. Um ein Oktett zu vervollständigen, braucht er zwei weitere. Er kann sie aufnehmen und das Oxid-Ion O²⁻ bilden oder sie in zwei kovalenten Bindungen teilen, wie in Wasser (H₂O). In der Lewis-Formel von Wasser hat Sauerstoff zwei bindende und zwei freie Elektronenpaare, insgesamt acht Elektronen.