Warum haben manche von der Nebengruppe nur 2 Außenelektronen?

Moin,

das hat etwas mit der Feinstruktur der Elektronenhülle zu tun.

Es gibt verschiedene Atommodelle. Je nachdem, welches du davon kennst (oder nutzt), kannst du das besser oder schlechter verstehen.

Nach dem Bohrschen Atommodell oder nach dem Schalenmodell ist die Atomhülle in verschiedene Energieniveaus unterteilt. Ins erste Niveau (die K-Schale) passen danach zwei Elektronen, ins zweite (die L-Schale) acht, ins dritte (die M-Schale) maximal 18 Elektronen usw.

Das ist eine ziemlich grobe Vorstellung, mit der man nicht gut verstehen kann, wieso es im Periodensystem der Elemente (PSE) Nebengruppen gibt oder warum die Atome von Elementen aus diesen Nebengruppen oft zwei Außenelektronen haben (eine Aussage, die übrigens nur formal stimmt).

Wenn dir dagegen das Orbitalmodell geläufig wäre, könntest du das alles viel besser verstehen. Da du aber diese Frage stellst, gehe ich davon aus, dass du dieses Modell nicht kennst. Darum versuche ich das mal möglichst einfach zu erklären.

Die Elektronenhülle von Atomen ist - wie gesagt - in Energieniveaus unterteilt. Diese Hauptenergieniveaus der Elektronenhülle sind jedoch noch einmal in verschiedene Energiestufen gegliedert. Diese Unterräume der Unterräume (Schalen) bezeichnet man als Orbitale. Ein Orbital ist ein Raum, in dem man ein Elektron mit einem gewissen Energiegehalt mit einer gewissen Wahrscheinlichkeit antrifft. Deshalb könntest du Orbital auch mit Elektronenaufenthaltswahrscheinlichkeitsraum übersetzen.

In ein Orbital passen immer maximal zwei Elektronen.

Die Orbitale haben verschiedene Formen. Es gibt kugelrunde s-Orbitale, hantelförmige p-Orbitale, doppelhantelförmige bzw. merkwürdig geformte d-Orbitale usw.

Jedes dieser Orbitale repräsentiert ein gewisses Energieniveau. Je näher ein Orbital am Kern liegt, desto geringer ist sein Energiegehalt.

Das erste Hauptenergieniveau (die K-Schale) besteht nur aus einem einzigen kugelsymmetrischen s-Orbital. Darum können in dieses Orbital nur maximal zwei Elektronen hineingegeben werden. Und deshalb hat die 1. Periode im PSE auch nur zwei Elemente, nämlich Wasserstoff und Helium.

Die Elektronenkonfiguration dieser beiden Elemente gibt man folgendermaßen an:

Wasserstoff (H): 1s¹
Die „1” steht für das erste Hauptenergieniveau (die K-Schale),
das „s” steht für das kugelsymmetrische s-Orbital und
die hochgestellte „1” steht für das einzelne Elektron, das ein Wasserstoffatom besitzt.

Helium (He): 1s²
Die hochgestellte „2” zeigt an, dass sich hier zwei Elektronen im s-Orbital des ersten Hauptenergieniveaus befinden. Da damit dieses Orbital mit Elektronen voll gefüllt ist (in ein Orbital passen maximal zwei Elektronen!), muss für ein nächstes Elektron in einer Atomhülle ein neues (weiter außen liegendes) Hauptenergieniveau eröffnet werden.
Aber gerade weil Heliumatome alle ein äußeres, mit Elektronen voll besetztes Energieniveau haben, gehört Helium zu den Edelgasen.

Die Elektronenkonfiguration des nächsten Elements (Lithium) gibt man demzufolge so an:

Lithium: 1s² 2s¹
Lithiumatome haben zwei s-Orbitale. Ein voll besetztes aus dem ersten Hauptenergieniveau (der K-Schale) und ein weiteres (weiter außen liegendes) aus der L-Schale (dem zweiten Hauptenergieniveau). In diesem zweiten s-Orbital befindet sich nur ein Elektron...

Das geht jetzt so weiter. Beryllium (Be) hat die Elektronenkonfiguration 1s² 2s². Dann ist auch das zweite s-Orbital mit Elektronen voll besetzt. Es folgen die p-Orbitale. Davon hat jedes Energieniveau (bis auf das erste) drei. Dementsprechend sehen die Elektronenkonfigurationen der folgenden Elemente so aus:

Bor (B): 1s² 2s² 2p¹

Kohlenstoff (C): 1s² 2s² 2p²

Stickstoff (N): 1s² 2s² 2p³

Sauerstoff (O): 1s² 2s² 2p⁴

Fluor (F): 1s² 2s² 2p⁵

Neon (Ne): 1s² 2s² 2p⁶

Da es drei p-Orbitale gibt und jedes p-Orbital maximal zwei Elektronen aufnehmen kann, passen in alle drei p-Orbitale zusammen maximal sechs Elektronen hinein. Das bedeutet, dass Neon wieder eine mit Elektronen voll besetzte Außenschale hat, so dass es zu den Edelgasen gehört.

Dieses Spielchen wiederholt sich nun noch einmal in der dritten Periode (der M-Schale):

Natrium (Na): 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

...

Aluminium (Al): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹

...

Argon (Ar): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Und nun kommt's (endlich)... Zum dritten Hauptenergieniveau (der M-Schale) gehören neben dem einen s-Orbital und den drei p-Orbitalen eigentlich noch fünf d-Orbitale.
Aber diese fünf d-Orbitale liegen energetisch etwas ungünstiger als das s-Orbital des nächsten Hauptenergieniveaus (der N-Schale). Deshalb wird zunächst das 4s-Orbital mit Elektronen befüllt, bevor die energetisch weiter außen liegenden 3d-Orbitale nach und nach mit Elektronen gefüllt werden.

Und so kommt es, dass zum Beispiel Scandium (Sc) folgende Elektronenkonfiguration hat:

Scandium (Sc): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹ 4s²

Scandium-Atome haben also zwei Elektronen in ihrem 4s-Orbital und ein Elektron in einem von ihren fünf 3d-Orbitalen.

Formal ist also das 4s-Orbital das äußere Hauptenergieniveau. In Wirklichkeit sind aber die (formal zum dritten Hauptenergieniveau gehörenden 3d-Orbitale) energetisch ungünstiger (weiter weg vom Atomkern).
Trotzdem geben Scandium-Atome in chemischen Reaktionen nicht nur das eine Elektron aus den 3d-Orbitalen ab, sondern auch noch die energetisch etwas günstiger liegenden beiden 4s-Orbitale, so dass Scandium-Atome dreifach positiv geladene Scandium-Kationen bilden (Sc³⁺).

Es gibt ein Schema (das Madelung-Schema), das dir die Besetzung der Orbitale von Atomen nach ihrem Energiegehalt zeigt:

Du kannst sehen, dass die 4s-Orbitale vor den 3d-Orbitalen besetzt werden, dann 4p, dann 5s, dann 4d, 5p, 6s, 4f usw.
Aber auch das ist nur ein Schema, das zahlreiche Ausnahmen kennt.

Immerhin erklärt das alles, warum einige Nebengruppenelemente (formal) zwei Außenelektronen haben, denn die s-Orbitale höherer Energieniveaus liegen oft günstiger (und werden daher zuerst mit Elektronen besetzt) als die d- oder gar f-Orbitale vorher kommender Energieniveaus.

Ich hoffe, das alles war nicht zu verwirrend.

LG von der Waterkant