Edelgaskonfiguration

Bedeutung und Regeln

Die Edelgaskonfiguration, seltener Edelgaszustand, ist eine Elektronenkonfiguration eines Atoms oder Ions, die der Konfiguration des Edelgases derselben oder der vorherigen Periode entspricht. Sie ist energetisch besonders stabil. Atome oder Ionen mit dieser Konfiguration geben daher nur wenig leicht Elektronen ab oder nehmen sie auf.

Die Edelgasregel besagt, dass viele chemische Reaktionen so ablaufen, dass Edelgaskonfigurationen entstehen oder erhalten bleiben. Wasserstoff strebt dabei die Heliumkonfiguration mit zwei Elektronen an. Bei den meisten Hauptgruppenelementen außerhalb der ersten Periode ist eine Außenschale mit 8 Valenzelektronen besonders günstig; dies beschreibt die Oktettregel. Für Nebengruppenelemente gilt stattdessen die 18-Elektronen-Regel.

Edelgase und Ionen

Edelgase besitzen ihre Edelgaskonfiguration bereits im elementaren Zustand. Deshalb liegen sie einatomig vor und bilden nur ausnahmsweise Edelgasverbindungen.

Andere Atome erreichen den Edelgaszustand durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen. Dadurch entstehen geladene Ionen. Zwischen den dabei gebildeten positiven und negativen Ionen kann eine Ionenbindung entstehen. Elektronen werden so lange übertragen, bis die Elektronenschalen vollständig besetzt sind.

Magnesium gibt zwei Elektronen ab und wird zum zweifach positiv geladenen Magnesium-Ion. Mit 10 Elektronen und 8 Valenzelektronen besitzt es die Elektronenkonfiguration von Neon:

Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻

Ein Sauerstoffatom kann diese beiden Elektronen aufnehmen. Es wird zum Sauerstoffion O²⁻ und erreicht ebenfalls die Neonkonfiguration:

O + 2 e⁻ → O²⁻

Die Ionen bilden unter starker Wärmeabgabe, also exotherm, Magnesiumoxid:

Mg²⁺ + O²⁻ → MgO

MgO wird durch die starken entgegengesetzten Ladungen zusammengehalten und ist wegen der erreichten Edelgaskonfigurationen sehr stabil. Da elementarer Sauerstoff als zweiatomiges Molekül O₂ vorkommt, lautet die Gesamtreaktion:

2 Mg + O₂ → 2 MgO

Solche Gesamtgleichungen zeigen die Mengenverhältnisse, aber meist keine Ladungen und damit keine unmittelbaren Hinweise auf Ursachen, Energieverhalten oder das Erreichen der Edelgaskonfiguration.

Beim Chloratom haben 17 Protonen und 17 Elektronen zur Folge, dass es 7 Valenzelektronen besitzt. Das Chlorid-Ion Cl⁻ hat weiterhin 17 Protonen, aber 18 Elektronen und 8 Valenzelektronen. Es besitzt damit den Edelgaszustand wie ein Argonatom, das 18 Protonen, 18 Elektronen und 8 Valenzelektronen hat.

Gemeinsame Elektronen in Molekülen

In Molekülen kann der Edelgaszustand durch gemeinsame Elektronenpaare erreicht werden. Ein bindendes Elektronenpaar gehört zu beiden gebundenen Atomen und wird bei der Betrachtung ihrer Elektronenkonfigurationen für jedes Atom mitgezählt.

Im Wasserstoffmolekül H₂ kann deshalb jedes Wasserstoffatom in der Bindung H—H zwei Elektronen zu seiner Schale zählen. Jedes der beiden Wasserstoffatome erreicht dadurch die Heliumkonfiguration.

Metallbindung und Elektronengas

Bei der Metallbindung geben alle beteiligten Metallatome Elektronen ab. Die zurückbleibenden positiv geladenen Metallionen heißen Atomrümpfe. Sie liegen in einem Elektronengas aus den abgegebenen Elektronen. Dieses Elektronengas hält das Metallgitter zusammen und verhindert die gegenseitige Abstoßung der Atomrümpfe.

In Natriummetall gibt jedes Natriumatom ein Valenzelektron an das Elektronengas ab und erreicht so die Elektronenkonfiguration von Neon. Magnesium muss dafür zwei Valenzelektronen abgeben, Aluminium drei. Die zunehmende Ladung der Atomrümpfe erklärt in der Reihe Natrium – Magnesium – Aluminium die starke Zunahme der Gitterenergie und die deutliche Abnahme der Metallatomradien.