Kitabı oku: «Chemie für den Badebetrieb»
Helmut Ruß
Chemie für den Badebetrieb
LITHO-Verlag • Wolfhagen
Mittelstr. 4, 34466 Wolfhagen, Tel: 05692/9960682 Fax: 9960683
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69123 Heidelberg. Web: www.prominent.com
© 2019 Alle Rechte vorbehalten! 7. Auflage 2019
Alle Grafiken und Bilder, soweit nicht anders angegeben von Thomas Lindemann
ISBN: 978-3-941484-02-3 (print)
ISBN: 978-3-941484-42-9 (ebook PDF)
ISBN: 978-3-946128-36-6 (ebook epub)
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Helmut Ruß
Chemie für den Badebetrieb
7. Auflage
Vorwort des Verfassers
Das vorliegende Fachbuch „Chemie für den Badebetrieb“ enthält die chemischen Grundkenntnisse für die Bädertechnik. Es soll vor allem die Auszubildenden zum Fachangestellten für Bäderbetriebe, die Schwimmmeister sowie die in der Ausbildung tätigen Personen in Betrieb und Schule in die Lage versetzen, die z.T. komplexen chemischen Prozesse der Wasseraufbereitung zu verstehen und die umfangreichen Aufgaben der Bädertechnik besser zu bewältigen. Die chemischen Abhandlungen begleiten und ergänzen die entsprechen-den Kapitel des Buches „Bädertechnik für Betrieb und Ausbildung“. Aus diesem Fachbuch wurden Teile der Abhandlungen sowie einige Richt- und Grenzwerte übernommen und der Anwendungsbezug zu den chemischen Reaktionen hergestellt. Durch Einbeziehung der neuesten DIN-Normen und Ausführungen nach dem anerkannten Stand der Technik dürfte das Buch für viele Jahre aktuell bleiben. Der stoffliche Umfang wurde weitestgehend auf die Prüfungsanfor-derungen und das Berufsbild des „Fachangstellte/r für Bäderbetriebe“ ausgerichtet, wobei dem Autor die langjährige Unterrichtserfahrung an der Landesfachklasse für Schwimmmeistergehilfen in Hessen, Johann-Philipp-Reis-Schule in Friedberg, wertvolle Erkenntnisse lieferte. Dieses Buch entstand unter Mitarbeit von Dirk Lindemann, Fachlehrer an der Schwimmmeisterschule in Mannheim. Der Autor bedankt sich bei den Personen, die am Manuskript durch Korrektur, Anregungen etc. mitgewirkt haben. Ein besonderer Dank gebührt den Firmen Tintometer GmbH, Dortmund, ProMinent Dosiertechnik GmbH, Heidelberg und Bayrol Chemische Fabrik GmbH, München, die durch die Überlassung von Informationen, Vorlagen und Abbil-dungen zur Gestaltung des Buches beitrugen. Der Verfasser hofft, dass das Buch durch die Auswahl der Stoffinhalte und deren methodisch-didaktischen Aufbereitung in allen Bundes- und deutschsprachigen Ländern eingesetzt wird und bittet die Leser um Verbesserungsvor-schläge und Anregungen für kommende Auflagen.
Wolfhagen, im Januar 2019
4
Inhaltsverzeichnis
1. Der Atomaufbau .................................7
1.1 Vorstellungen vom Atomaufbau ................7
1.1.1 Das Kern-Hülle-Modell von Rutherford 7
1.1.2 Das Bohr’sche Atommodell ...................8
1.2 Größenverhältnisse: Atomkern/Atomhülle ...............................................10
1.3 Wie schwer sind Atome? .........................10
1.3.1 Absolute Atommasse ............................10
1.3.2 Relative Atommasse ............................11
1.4 Atomaufbau am Beispiel ausgewählter Elemente ...........................11
2. Das Periodensystem der Elemente (PSE) ...............................13
2.1 Aufbau des PSE.......................................15
2.1.1 Nebengruppen ......................................15
2.2 Gesetzmäßigkeiten im PSE .....................16
2.2.1 Atomradien ...........................................16
2.2.2 Metall-/Nichtmetallcharakter ...............17
2.2.3 Elektronegativität (EN) ........................18
3. Chemische Bindungen .....................19
3.1 Die Atombindung (Elektronenpaarbindung, kovalente Bindung) .................................................19
3.1.1 Atombindung zwischen gleichen Atomen ...................................................19
3.1.1.1 Schreibweisen für die Atombindung .20
3.1.1.2 Doppelbindung ..................................20
3.1.1.3 Dreifachbindung ...............................20
3.1.2 Atombindungen zwischen verschiedenen Atomen ............................21
3.1.2.1 Wiederholungsfragen ........................22
3.2 Ionenbindung .........................................23
3.2.1 Entstehung ............................................23
3.2.2 Anwendung ..........................................25
3.2.3 Hydratation, Dissoziation und Elektrolyse ..............................................25
3.2.3.1 Hydratation .......................................25
3.2.3.2 Dissoziation .......................................25
3.2.3.3 Wiederholungsfragen ........................26
3.2.3.4 Elektrolyse ........................................27
3.3 Metallbindung .........................................28
4. Chemische Reaktionsgleichungen ..28
5. Mol - Molmasse ................................31
6. Die Konzentration eines Stoffes ......32
6.1 Volumenprozent ......................................32
6.2 Massenprozent .......................................32
6.3 Molarität ..................................................33
7. Säuren und Basen (Laugen) ............33
7.1 Eigenschaften: .........................................33
7.2 Sicherheitsmaßnahmen beim Umgang mit Säuren und Basen ..............34
7.3 Wichtige Säuren und Basen im Bäderbereich ...........................................34
7.3.1 Salzsäure ..............................................34
7.3.2 Schwefelsäure ......................................35
7.3.3 Unterchlorige Säure .............................35
7.3.4 Kohlensäure .........................................36
7.3.5 Phosphorsäure ......................................36
7.3.6 Natronlauge ..........................................36
7.3.7 Kalkwasser (Calciumhydroxidlösung) .37
7.3.8 Ammoniakwasser (Salmiakgeist) .........37
7.3.9 Aluminiumhydroxid .............................37
7.3.10 Eisenhydroxid ....................................37
7.4 Entstehung von Säuren und Basen (Laugen) ..................................................38
7.4.1 Säuren ..................................................38
7.4.1.1 Sauerstoffhaltige Säuren ..................38
7.4.1.2 Sauerstofffreie Säuren .......................38
7.4.2 Basen ....................................................39
7.5 Chemischer Aufbau .................................39
7.5.1 Säuren ..................................................39
7.5.2 Hydroxide und Basen ..........................39
8. Der pH-Wert .....................................41
9. Salze ...................................................44
9.1 Entstehung ...............................................44
9.1.1 Neutralisation .......................................44
9.1.2 Reaktion von Metallen mit ...........Nichtmetallen ..........................................46
9.1.3 Reaktion von Säuren mit unedlen Metallen ..................................................47
Inhaltsverzeichnis
5
Inhaltsverzeichnis
9.1.4 Reaktion von Säuren mit Metalloxiden 47
9.1.5 Reaktion von Säuren mit Salzen ..........48
9.1.5.1 Zusammenfassung .............................49
9.2 Aufbau .....................................................49
9.3 Benennung .............................................49
9.4 Chemische Formel von Salzen ................50
9.5 Wichtige Salze im Bäderbereich .............51
9.6 Wirkung auf den pH-Wert .......................51
10. Wasser .............................................53
10.1 Der Wasserkreislauf ..............................53
10.2 Wasserverschmutzung ...........................54
10.3 Trinkwasser und Trinkwassergewinnung ...........................54
10.4 Beckenwasser .......................................55
10.5 Physikalische und chemische Eigenschaften des Wassers .....................56
11. pH-Wert des Beckenwassers .........57
11.1 Welche Probleme können bei einem zu niedrigen pH-Wert (pH<6,5) des Beckenwassers auftreten? .57
11.1.1 Korrosion von Metallen .....................57
11.1.2 Zerstörung kalkhaltiger Baustoffe ......57
11.1.3 Störung der Flockung .........................58
11.1.4 Bildung von Chloraminen ..................58
11.2 Welche Probleme können bei einem zu hohen pH-Wert (pH >7,6 bzw. >7,8) des Beckenwassers auftreten? ................................................58
11.2.1 Verminderte Desinfektionswirkung ...58
11.2.2 Zerstörung des Säureschutzmantels der Haut ..................59
11.2.3 Erhöhte Kalkabscheidung ..................59
11.2.4 Verminderte Flockungswirkung .........59
11.3 Welche Ursachen können für pH-Wert-Veränderungen verantwortlich sein? ................................59
11.3.1 Das Füllwasser ...................................59
11.3.2 Überdosierungen bei pH-Korrekturen 60
11.3.3 Überdosierungen durch Desinfektionsmittel .................................60
11.3.4 Einfluss von Marmorkies ...................60
11.3.5 Dolomitfilter .......................................60
11.3.6 Flockung .............................................60
11.3.7 Aufhärtung und Enthärtung ................60
11.3.8 Temperatur .........................................61
11.3.9 Regen .................................................61
11.4 pH-Wert-Regelung ................................61
11.5 pH-Wert-Messung .................................62
11.5.1 Kolorimetrische pH-Wert-Messung ...62
11.5.1.1 Indikatoren ......................................62
11.5.1.2 Komparatoren .................................65
11.5.1.3 Universalindikatoren .......................65
11.5.2 Elektrometrische pH-Wert-Messung (pH-Meter) ..............................66
11.5.2.1 Theoretische Grundlagen ................66
11.5.2.2 Aufbau des pH-Meters ....................66
11.5.2.3 Anwendung der Einstabmessketten im Bäderbereich .......67
11.5.2.4 Nachteile der elektro-metrischen pH-Wert-Messung ................68
12. Redoxpotential................................69
12.1 Der Redox-Begriff ................................69
12.2 Redoxreaktionen in wässriger Lösung ..69
12.3 Die Redox-Spannungsreihe ..................70
12.4 Redoxpotential des Beckenwassers ......72
13. Oxidierbarkeit ................................74
14. Der Nitratgehalt .............................75
15. Beckenwasser-Desinfektion ...........76
15.1 Krankheitserreger ..................................76
15.2 Mikrobiologische Anforderungen an Beckenwasser .....................................77
15.3 Anforderungen an ein Beckenwasser-Desinfektionsmittel .........77
15.4 Zugelassene Desinfektionsmittel ..........78
15.4.1 Chlor ..................................................78
15.4.1.1 Freies wirksames Chlor ...................78
15.4.1.2 Gebundenes, wirksames Chlor ........80
15.4.1.3 Trihalogenmethane ..........................81
15.4.1.4 Die Messung des Chlorgehalts ........81
15.4.2 Natriumhypochlorit ............................85
15.4.3 Calciumhypochlorit ............................85
15.4.4 Trichlorisocyanursäure .......................86
15.4.4.1 Einsatz der stabilisierten Chlorverbindungen in der Beckenwasseraufbereitung .....................86
6
Inhaltsverzeichnis
15.5 Verfahrenskombinationen zur Desinfektion ............................................88
15.5.1 Ozonung-Chlorung ............................88
15.5.2 Chlor-Chlordioxidverfahren...............88
16. Wasserhärte ....................................89
16.1 Begriff der Wasserhärte .........................89
16.2 Karbonathärte ........................................91
16.2.1 Entstehung ..........................................91
16.2.2 Auswirkungen auf das Beckenwasser 92
16.2.2.1 Pufferwirkung .................................92
16.2.2.2 Kalkausfällung ................................93
16.3 Nichtkarbonathärte ................................94
16.4 Härtemessung ........................................95
16.4.1 Die Maßeinheiten der Wasserhärte ....96
16.4.2 Die neuen Begriffe der Wasserhärte ...96
16.4.2.1 Säurekapazität bis pH 4,3 ...............96
16.4.2.2 Summe der Erdalkalimetalle ...........97
16.5 Enthärtungsverfahren ............................97
16.5.1 Ionenaustauscher ................................97
16.5.2 Phosphat- und Silikatdosierungen ......98
16.5.3 Behandlung des Wassers mit Magnetfeldern .........................................99
16.5.4 Schnellentkalkung durch Kalkmilch ..99
16.5.5 Säurezugabe .......................................99
16.6 Aufhärtungsverfahren ...........................99
16.6.1 Zuleiten von Soda oder Natron ..........99
16.6.2 Filtermaterial aus Dolomit ...............100
17. Flockung........................................100
17.1 Zweck der Flockung ...........................100
17.2 Der Flockungsvorgang ........................101
17.3 Einflüsse auf die Flockung ..................101
17.3.1 pH-Wert ............................................101
17.3.2 Karbonathärte ...................................102
17.3.3 Strömungsgeschwindigkeit ..............102
17.3.4 Sonstige konstruktive Einflüsse .......102
17.4 Zugelassene Flockungsmittel ..............103
17.4.1 Aluminiumsulfat ..............................103
17.4.2 Aluminiumchloridhexa-hydrat .........103
17.4.3 Aluminiumhydroxichloride ..............104
17.4.4 Aluminiumhydroxichlorid-sulfat .....104
17.4.5 Natriumaluminat ..............................104
17.4.6 Eisenhaltige Flockungsmittel ...........104
18. Welche Werte gelten nach der DIN 19643 für die wichtigsten chemischen Parameter ? ..............106
19. Korrosion und Korrosionsschutz 107
19.1 Chemische Korrosion ..........................107
19.2 Elektrochemische Korrosion ...............107
19.3 Spezielle Formen der Korrosion .........108
19.3.1 Interkristalline Korrosion .................108
19.3.2 Korrosion in Kaltwasserleitungen ....109
19.3.3 Korrosion in Warmwasserbehältern und Warmwasserleitungen ...........................110
19.3.4 Steinbildung .....................................111
19.4 Sonstige Korrosionsformen im Bäderbereich .........................................111
19.4.1 Korrosion in Dampfheizungsanlagen 111
19.4.2 Korrosion von Heizölbehältern ........111
19.4.3 Korrosion durch Abgase ..................111
19.4.4 Korrosion durch Schwimmbadwasseraufbereitung .........112
Lösungsvorschläge zu den Übungen 115
Sachwortverzeichnis / Index .............131
Literaturnachweis ..............................135
Nachweis der Abbildungen ................135
7
Der Atomaufbau
Alle Materie der Welt besteht aus Atomen. Atome sind sehr klein. Man kann sie mit bloßem Auge nicht sehen und auch nicht mit dem Mikroskop oder dem Elektronenmikro-skop. Da man Atome nicht sehen kann, hat alles Wissen über den Aufbau von Atomen Modellcharakter.
Beim Aufbau von Atomen muss man sich also stets vergegenwärtigen, dass wir es mit Modellvorstellungen zu tun haben und nicht mit milliardenfach vergrößerte Realität.
In diesem Buch wird ein einfaches Modell, das „Bohr`sche Atommodell“ näher erläu-tert. Es wurde von dem dänischen Physiker Nils Bohr entwickelt.
Ein entscheidendes Experiment für die Entwicklung eines leis-tungsfähigen Atommodells wur-de von dem Engländer Ernest Rutherford 1911 durchgeführt.
Er beschoss dünnste Goldfolien mit energiereichen α-Strahlen (=kleinste Masseteilchen, positiv geladen). Als radioaktive Strah-lungsquelle wurde Radium in ei-nem Bleiblock verwendet.
Um kontrollieren zu können, wel-chen Weg die α-Teilchen neh-men, umgab Rutherford die Ver-suchseinrichtung mit einem Filmstreifen (Leuchtschirm), auf dem jedes auftreffende a-Teilchen einen Punkt hinterließ.
Feststellungen und Beobachtungen:
Der größte Teil der α-Teilchen durchdrang ungehindert die Goldfolie. Nur sehr wenige α-Teilchen, etwa 1 von 20.000 wurde mehr oder weniger stark abgelenkt oder in die Ausgangsrichtung zurückgeworfen.
Schlussfolgerung:
Die wenigen reflektierten oder abgelenkten Teilchen mussten auf ein kleines massives Zentrum gestoßen sein. Rutherford nannte dieses Zentrum Atomkern.
Aus der Tatsache, dass die meisten a-Teil-chen die Goldfolie ungehindert passierten, schloss Rutherford, dass die Atome über-wiegend aus einer fast masselosen, nahezu leeren Atomhülle bestehen müssen.
Vorstellungen vom Atomaufbau
Das Kern-Hülle-Modell von Rutherford
Modelle sind ganz allgemein Vorstellungen („Bilder“) von der Wirklichkeit. Sie werden der Wirklichkeit niemals ganz entsprechen und sie werden sich mit der Zu-nahme neuer experimenteller Erkenntnisse ständig ändern.
Streuversuch nach Rutherford
Der Atomaufbau
Bleiblock
Radioaktiver Stoff
a-Teilchen
Filmstreifen oder Leuchtschirm
abgelenkte a-Teilchen
Goldfolie
8
staben: K-(1.Schale), L-(2.Schale), M-(3.Schale), N-Schale (4.Schale) usw.
Das Bohr’sche Atommodell
Die positiv geladenen α-Teilchen durchdringen den Raum, den die Goldatome einnehmen, größtenteils ohne Ablenkung. Nur wenn sie sehr dicht am Kern eines Golda-toms vorbeifliegen, werden sie von dem positiven Kern merklich abgelenkt. Wenn sie einen Atomkern treffen, pral-len sie in die Ausgangsrich-tung zurück.
Modelldarstellung zur Deutung des Streuversuchs
Atome bestehen aus einem Atomkern und einer Atomhülle. Atomkern: sehr klein, positiv geladen, enthält die Ele-mentarteilchen Protonen (positiv gela-den) und die Neutronen (elektrisch neu-tral).Atomhülle: enthält die Elementar-teilchen Elektronen (negativ geladen).
Ähnlich wie die Planeten um die Sonne krei-sen, bewegen sich die Elektronen um den Atomkern. Im Gegensatz zu den Planeten, von denen jeder eine eigene Bahn hat und jeder einen anderen Abstand von der Sonne hat, hat im Atom nicht jedes Elektron eine eigene Bahn (man nennt das im Atom nicht Bahn, sondern Schale), sondern auf jeder Schale haben mehrere Elektronen Platz.
Auf den verschiedenen Schalen kann sich nur eine begrenzte Zahl von Elektronen-bewegen.
Man bezeichnet die Schalen mit Großbuch-
Der Atomaufbau
Flugbahnen der a-Teilchen
Goldatomkerne
Atomkern
Elektronenhülle
Atomkern
K - Schale (1. Schale)
L - Schale (2. Schale)
M - Schale (3. Schale)
N - Schale (4. Schale)
Atomkern und Atomhülle
Die ersten 4 Elektronenschalen
9
Die Besetzung der Elektronenschalen erfolgt nach der Formel:
2 n2 (n = Schalenzahl)
Man erhält auf diese Weise die maximale Elektronenzahl.
1. Schale (K-Schale):
2 n2 n = 1 2 x 1 x 1 = 2 Elektronen (max. auf der 1. Schale)
2. Schale (L-Schale):
2 n2 n = 2 2 x 2 x 2 = 8 Elektronen (max. auf der 2.Schale)
3. Schale (M-Schale):
2 n2 n = 3 2 x 3 x 3 = 18 Elektronen (max. auf der 3. Schale)
4. Schale (N-Schale):
2 n2 n = 4 2 x 4 x 4 = 32 Elektronen (max. auf der 4. Schale)
Die errechnete maximale Elektronenzahl ist ab der 5. Schale ein rein theoretischer Wert, da es Atome mit so vielen Elektronen nicht gibt. Die 3. und die 4.Schale kann maxi-mal nur 18 bzw. 32 Elektronen aufnehmen, wenn es nicht die äußerste Schale, also eine innere Schale ist. (Anwendung bei den Ne-bengruppenelementen im PSE).
Die äußerste Schale kann maximal nur 8 Elektronen aufnehmen.
Ist dieser Zustand erreicht, spricht man auch von der Edelgaskonfiguration (Edel-gaszustand) eines Atoms, da bei Edelgasen (= Elemente der 8.Hauptgruppe im PSE, siehe auch Kapitel 2.1) die äußerste Scha-le grundsätzlich mit 8 Außenelektronen besetzt ist. Die Elektronen der äußersten Schale bezeichnet man auch oft als Außen-elektronen oder Valenzelektronen. (abge-leitet vom lat. valere: den Ausschlag geben, imstande sein; denn nur Außenelektronen sind an chemischen Reaktionen beteiligt).
Zum weiteren Verständnis des Bohr’schen Atommodells berufen wir uns auf Grundla-gen der Elektrotechnik. Alle elektrisch ge-ladenen Teilchen verhalten sich nach dem Grundgesetz der Elektrostatik:
Gleichnamige Ladungen stoßen sich ab. Ungleichnamige Ladungen zie-hen sich an!
Gleichnamig geladene Teilchen sto-ßen sich ab. Ungleichnamige ziehen sich an.
Die Stärke der Abstoßungskraft nimmt mit zunehmendem Abstand ab.
Der Atomaufbau
Die Kraft der Anziehung bzw. der Absto-ßung lässt mit zunehmendem Abstand der geladenen Teilchen voneinander sehr stark nach.
Protonen und Elektronen ziehen sich also gegenseitig an. Warum fallen die Elekt-ronen dann nicht in den Atomkern zu den Protonen?
Begründung: Die elektrostatische Anzie-hungskraft zum Atomkern hin wird von ei-ner gleichgroßen Kraft vom Atomkern weg neutralisiert, der Zentrifugalkraft. Die um den Atomkern kreisenden Elektronen besit-zen eine bestimmte Energie, die verhindert, dass die Elektronen in den Kern stürzen.
10
Die Zentrifugalkraft tritt überall dort auf, wo sich etwas auf seiner Kreisbahn um einen Mittelpunkt bewegt. Das Zusammentreffen von Anziehungskraft und Zentrifugalkraft bewirkt, dass der kreisende Teil weder auf den Mittelpunkt hin fällt noch ganz aus dem Kreis entweicht, sondern auf seiner Kreis-bahn bleibt.
Die Zentrifugalkraft wirkt der An-ziehungskraft entgegen und bewirkt, dass die Elektronen auf ihrer Kreisbahn bleiben
9,11 x 10-28g
Die Masse eines Elektrons ist daher für die Gesamtmasse eines Atoms fast ohne Bedeu-tung und für die Berechnung der Atommas-se zu vernachlässigen.
Die absolute Atommasse (Einheit g) setzt sich daher zusammen aus der Masse der Protonen und der Masse der Neutronen. Sie ist unvorstellbar klein. Ihre Werte bewegen sich zwischen
10-24g und 10-22g
Beispiele: Wasserstoffatom: 1,67 x 10-24 g (Das einfachste Wasserstoffatom hat im Atomkern nur 1 Proton. Die absolute Atom-masse des Wasserstoffs entspricht daher der Protonenmasse).
Kohlenstoffatom: 20 x 10-24g
Größenverhältnisse: Atomkern/Atomhülle
Atomkerne sind sehr klein. Der Durchmes-ser des Atomkerns (10-13 cm) ist mehr als 100.000-mal kleiner als der Durchmesser des gesamten Atoms.
Zum Vergleich:
Wäre der Atomkern so groß wie ein Steck-
nadelkopf von 2 mm Durchmesser, so würde der Durchmesser der Atomhülle 200 Meter betragen. Der sehr kleine Atomkern enthält aber fast die gesamte Masse eines Atoms, während die Elektronenhülle nahezu mas-seleer ist.
Wie schwer sind Atome?
Die Atome aller Elemente (Elemente sind Grundstoffe, die chemisch nicht mehr zer-legbar sind. Sie bestehen aus vielen Ato-men) unterscheiden sich in Größe, Anzahl der Elementarteilchen (= Protonen, Neutro-nen, Elektronen) und Masse.Wie die Größe (siehe Kapitel 1.2), ist die Masse der Ato-me sehr gering.
Absolute Atommasse
Die Masse eines Protons beträgt1,67 x 10-24 g
=0,000.000.000.000.000.000.000.00167g
Die Masse eines Neutrons entspricht etwa der Masse eines Protons.
Die Masse eines Elektrons ist noch rund 2000-mal kleiner als die Masse eines Pro-tons bzw. Neutrons und beträgt
Der Atomaufbau
Bewegungsrichtung des Elektrons
Zentifugalkraft
Elektron
Anziehungs-kraft
11
Relative Atommasse
Das Rechnen mit solch unvorstellbar klei-nen Atommassen, wie in Kap.1.3.1 ange-geben ist sehr umständlich. Man ist des-halb international übereingekommen, die Atommassen in einer anderen geeigneteren Einheit anzugeben. Als Bezugsgröße wähl-te man das Kohlenstoffatom, da es beson-ders stabil ist.
Die Atommasseneinheit „1 u“ ist der 12.Teil der Masse des Kohlenstoffa-toms (Kohlenstoffisotops)
[„u“ ist übersetzt aus dem Englischen „unit“ und bedeutet Einheit.]
: links unten an das Elementsym-bol schreibt man die Protonenzahl (auch Kernladungszahl oder Ord-
nungszahl im Periodensystem der Elemente genannt), links oben an das Elementsymbol schreibt man die Massenzahl, die sich aus der Zahl der Protonen und der Zahl der Neu-tronen eines Atoms zusammensetzt.
Isotope: Die Atome eines Elements haben immer die gleiche Protonenzahl; sie unter-scheiden sich aber in der Neutronenzahl und damit auch in der Massenzahl. Solche Atome oder Atomkerne bezeichnet man als Isotope. So besteht z.B. das Element Bor zu 80% aus Atomen mit der Neutronenzahl 6 bzw. Massenzahl 11(u) und zu 20% aus Atomen mit der Neutronenzahl 5 bzw. Mas-senzahl 10(u). Berechnet man nach diesen Angaben die durchschnittliche Massenzahl, so erhält man den Wert 10,8(u). Die errech-nete Massenzahl stimmt mit dem im PSE angegebenen Wert überein. Die im PSE an-gegebene Atommasse (Kommazahl) ergibt sich also aus dem Mischungsverhältnis der verschiedenen Isotope.
Atomaufbau am Beispiel ausgewählter Elemente
1. Beispiel:
Das am einfachsten gebaute Atom ist das Wasserstoffatom. Der Atomkern besteht aus einem einzigen Proton (positiv geladen). Die Kernladungszahl beträgt daher 1+. In der Atomhülle kreist 1 Elektron (negativ) auf einer Schale.
2. Beispiel:
Die Atome des Elementes Helium haben jeweils im Atomkern 2 Protonen und meist 2 Neutronen (siehe Begriff: „Isotop“) Die Atomhülle besitzt ebenfalls 2 Elektronen auf einer Schale.
Das Wasserstoff-Atom hat ein Elektron
Das Helium-Atom hat 2 Elektronen
Der Atomaufbau
Kern mit 1 Proton
1 H Wasserstoff
Kern mit 2 Protonen und 2 Neutronen
2 He Helium
12
3. Beispiel:
Die Atome des Elements Lithium haben je-weils im Atomkern 3 Protonen und meist 4 Neutronen. Die Atomhülle besitzt in diesem Fall 2 Schalen. Auf der 1. Schale (K-Scha-le) kreisen 2 Elektronen (sie ist damit voll besetzt und abgesättigt); auf der 2. Schale (K-Schale, äußerste Schale) befindet sich 1 Elektron. Das Lithiumatom hat daher ins-gesamt 3 Elektronen.
4. Beispiel:
Bor-Atom
Das Lithium-Atom hat 3 Elektro-nen
Das Bor-Atom hat 5 Elektronen
Was können Sie aus der Angabe (Chlor) ableiten?
Das Atom enthält 17 Protonen. Die Kernladungszahl beträgt demnach 17+.
Da ein Atom nach außen hin neutral ist, gilt:
Zahl der Protonen im Atomkern ent-spricht Zahl der Elektronen in der Atomhülle
Die Zahl der Elektronen beträgt daher in diesem Fall ebenfalls 17; davon sind:
2 Elektronen auf der 1. Schale (K-Schale)
8 Elektronen auf der 2. Schale (L-Schale)
7 Elektronen auf der 3. Schale (M-Schale, äußerste Schale)
Für alle Atome gilt auch:
Massenzahl = Protonenzahl zuzüglich
Neutronenzahl
Wie in Kapitel 1.3 ausgeführt, resultiert die Atommasse aus dem Mischungsver-hältnis der einzelnen Isotope. Das genaue Mischungsverhältnis ist Tabellen zu ent-nehmen.
So besteht das Element Chlor zu 75,5 % aus Atomen der Massenzahl 37 (u) und zu 24,5 % aus Atomen der Massenzahl 35 (u). Die Atome der Massenzahl 37(u) besitzen im Atomkern 20 Neutronen, die der Massen-zahl 35 (u) haben 18 Neutronen.
[Die Zahl der Protonen bleibt bei allen Ato-men desselben Elements gleich und beträgt in diesem Fall 17.]
Der Atomaufbau
Kern mit 3 Proto-nen und 4 Neut-ronen
3 Li Lithium
Kern mit 6 Protonen und 6 Neutronen
5 B Bor
13
Wiederholungsfragen
von 1 cm Durchmesser dargestellt. Wel-chen Durchmesser müsste die dazuge-hörige, in gleichem Verhältnis vergrö-ßerte Atomhülle haben?
9. Das Element Magnesium besteht zu 78,7% aus Atomen der Massenzahl 24(u), 10,1% aus Atomen der Massen-zahl 25(u) und zu 11,2% aus Atomen der Massenzahl 26(u). Berechnen Sie die Atommasse und vergleichen Sie das Ergebnis mit dem im Periodensystem der Elemente angegebenen Wert!
10. Das K-Atom (Atommasse 39u) enthält 19 Elektronen. Wie groß ist die Ladung des Atomkerns? Wie viele Neutronen sind darin enthalten?
Das Periodensystem der Elemente (PSE)
Ein Element ist ein Grundstoff, der aus Ato-men mit der gleichen Protonenzahl besteht. Reiner Sauerstoff ist z.B. ein Element oder reines Lithium usw. Die Kurzzeichen che-mischer Elemente nennt man Symbole. Sie sind vom lateinischen Wort des Elements abgeleitet.
Beispiele für Kurzzeichen
Element Lateinischer Symbol
Name (Kurzzeichen)
Wasserstoff Hydrogenium H
Eisen Ferrum Fe
Stickstoff Nitrogenium N
Vor etwa 100 Jahren (man kannte damals den Aufbau der Atome aus Protonen, Neu-tronen und auf Schalen kreisenden Elekt-ronen noch nicht), entdeckte man, dass be-stimmte Gruppen von Elementen ähnliche Eigenschaften haben. Der Russe Dimitri
Mendelejew (1834-1907) und der Deut-sche, Robert Meyer (1830-1895), ordne-ten unabhängig voneinander die Elemente nach steigenden Atommassen. Dabei stell-ten sie fest, dass in bestimmten Abständen (Perioden) immer Elemente mit ähnlichen Eigenschaften auftraten und fassten diese in Gruppen zusammen.
Daraus entstand eine regelmäßige Anord-nung von Elementen, das so genannte Peri-odensystem der Elemente (abgekürzt PSE).
Heutzutage sind die Elemente im PSE je-doch nicht nach steigenden Atommassen geordnet, sondern nach steigender Proto-nenzahl. Daher nennt man die Protonen-zahl auch die Ordnungszahl im PSE. Das Periodensystem ist das wichtigste Hilfs-mittel in der Chemie. Es ist unentbehrlich bei der Aufstellung von chemischen Reak-tionsgleichungen.
1. Welche Erkenntnisse brachte der Rutherford‘sche Versuch?
2. Wirken zwischen Neutronen und Elek-tronen anziehende Kräfte?
3. Warum müssen wir annehmen, dass sich die Elektronen in der Atomhülle ständig bewegen?
4. Wie setzt sich die Masse eines Atoms fast ausschließlich zusammen?
5. Wie ist die Elektronenverteilung auf den einzelnen Schalen beim Atom Chlor?
6. Welche Elementarteilchen sind für chem. Reaktionen von Bedeutung?
7. Was versteht man unter der Edelgaskon-figuration eines Atoms?
8. Ein Atomkern werde durch eine Kugel
Periodensystem
14
Periodensystem
Periode
Schale
Unter-schale
Gruppe Ia b
Gruppe IIb a
Gruppe IIIb a
Gruppe IVb a
Gruppe Vb a
Gruppe VIb a
Gruppe VIIb a
Gruppe VIIIb(Gruppe VIII)
Gruppe VIIIa(Gruppe 0)
Anzahl
1
1. (K)
1 s
1 HWasserstoff1,0079 1
2 HeHelium4,00260 2
2
2
2. (L)
2 p2 s
3 LiLithium6,941 1
4 BeBeryllium9,01218 2
5 B1 Bor2 10,81
6 C2 Kohlenstoff2 12,011
7 N3 Stickstoff2 14,0067
8 O4 Sauerstoff2 15,9994
9 F5 Fluor2 18,998403
10 NeNeon 620,179 2
8
3
3. (M)
3 p3 s
11 NaNatrium22,98977 1
12 MgMagnesium24,305 2
13 Al1 Aluminium2 26,98154
14 Si2 Silicium2 28,0855
15 P3 Phosphor2 30,97376
16 S4 Schwefel2 32,06
17 Cl5 Chlor2 35,435
18 ArArgon 639,948 2
18
4
3. (M)4. (N)
3 d4 s
19 KKalium39,0983 1
20 CaCalcium40,08 2
21 ScScondium 144,9559 2
22 TiTitan 247,88 2
23 VVanadium 350,9415 2
24 CrChrom 551,996 1
25 MnMangan 554,9380 2
26 Fe 27 Co 28 NiEisen 5 Kobalt 7 Nickel 855,847 2 58,9332 2 58,69 2
18
3. (M)4. (N)
4 p3 d4 s
29 Cu10 Kupfer1 63,548
30 Zn10 Zink2 65,38
1 31 Ga10 Gallium2 69,72
2 32 Ge10 Germanium2 72,59
3 33 As10 Arsen2 74,9216
4 34 Se10 Selen2 78,96
5 36 Br10 Brom2 79,904
36 Kr 6Krypton 1083,80 2
5
4. (N)5. (O)
4 d5 s
37 RbRubidium85,4678 1
38 SrStrontium87,62 2
39 YYttrium 188,9059 2
40 ZrZirkonium 291,22 2
41 NbNiob 492,9064 1
42 MoMolybdän 595,94 1
43 TcTechnetium 6(98) 1
44 Ru 45 Rh 46 PdRuthenium 7 Rhodium 8 Palladium 10101,07 1 102,9055 1 106,42
18
4. (N)5. (O)
5 p4 d5 s
47 Ag10 Silber1 107,868
48 Cd10 Cadmium2 112,41
1 49 In10 Indium2 114,82
2 50 Sn10 Zinn2 116,69
3 51 Sb10 Antimon2 121,75
4 52 Te10 Tellur2 127,60
5 53 I10 Jod2 126,9045
54 Xe 6Xenon 10131,29 2
6
5. (O)6. (P)
5 d6 s
55 CsCäsium132,9054 1
56 BaBarium137,33 2
57 La *)Lanthan 1138,9055 2
72 HfHafnium 2178,49 2
73 TaTantal 3180,9479 2
74 WWolfram 4183,85 2
75 ReRhenium 5186,207 2
76 Os 77 Ir 78 PtOsmium 6 Iridum 7 Platin 9190,2 2 192,22 2 195,08 1
32
5. (O)6. (P)
6 p5 d6 s
79 Au10 Gold1 196,9655
80 Hg10 Quecksilber2 200,59
1 81 Tl10 Thalium2 204,383
2 82 Pb10 Blei2 207,2
3 83 Bi10 Wismut2 208,9804
4 84 Po10 Polonium2 (209)
5 85 At10 Aslat2 (210)
86 Rn 6Radon 10(222) 2
7
6. (P)7. (Q)
6 d7 s
87 FrFrancium(223) 1
88 RaRadium223,0254 2
89 Ac **)Actinium 1227,0278 2
104 RfRutherfordium(261)
105 DbDubnium(262)
106 SgSeaborgium266,1219
107 BhBohrium264,1247
108 Hs 109 MtHassium Meitnerium269,1341 268,1388
*) Lanthanoide
5 d7 s5 f
58 CeCer 2140,12 2
59 PrPraseodym 2140,90 3
60 NdNeodym 2144,24 4
61 PmPromethium 2(145) 5
62 SmSamarium 2150,36 6
63 EuEuropium 2151,96 7
64 Gd 1Gadolinium 2157,25 7
65 TbTerbium 2158,9254 9
66 DyDysprosium 2162,50 10
67 HoHolmium 2164,9304
68 ErErbium 2167,26
69 TmThulium 2168,9342 13
70 YbYtterbium 2173,04 14
71 Lu 1Lutatium 2174,967 14
**) Actinoide
6 d7 s5 f
90 ThTho- 2
rium 2232,0381
91 PaProtacti- 1
nium 2231,03 2
92 UUran 1
2238,02 3
93 Np
Neptu- 1
nium 2
237,0482
94 PU
Plutonium 1
2
(244) 5
95 Am
Ameri- 1
cium 2
(243) 6
96 Cm
Curium 1
2
(247) 7
97Bk
Berke- 1
lium 2
(247) 8
98 Cf
Califor- 1
nium 2
(251) 9
99 Es
Einstein 1
ium 2
(252) 9
100 Fm
Fer 1
mium 2
(257) 11
101 Md
Mende- 1
levium 2
(258) 12
102 No
Nobelium 1
2
(259) 13
103 Lr
Lawren- 1
cium 2
(269) 14
Die in den einzelnen Gruppen unter dem Buchstaben a senkrecht stehenden Elemente sind die Hauptgruppenelemente
Die in den einzelnen Gruppen unter dem Buchstaben b senkrecht stehenden Elemente sind die Nebengruppenelemente
Die in Klammern angegebenen Massenzahlen gehören zu dem jeweiligen Isotop mit der größten Halbwertszeit
15
Aufbau des PSE
Im Periodensystem unterscheiden wir Pe-rioden (= waagrechte Reihen) und Grup-pen (= senkrechte Spalten). Es gibt im PSE 7 Perioden und 16 Gruppen (8 Hauptgrup-pen und 8 Nebengruppen).
Den Hauptgruppen werden Namen zu-geordnet:
1. Hauptgruppe: Alkalimetalle
2. Hauptgruppe: Erdalkalimetalle
3. Hauptgruppe: Erdmetalle oder Bor-gruppe
4. Hauptgruppe: Kohlenstoffgruppe
5. Hauptgruppe: Stickstoffgruppe
6. Hauptgruppe: Chalkogene oder Erz-bildner
7. Hauptgruppe: Halogene oder Salzbild-ner
8. Hauptgruppe: Edelgase
Die Haupt- und Nebengruppen werden oft mit römischen Ziffern bezeichnet (I bis VIII).
Die Elemente der gleichen Haupt-gruppe haben gleiche oder ähnliche Eigenschaften.
Die Nummer der Hauptgruppe gibt die Anzahl der Elektronen auf der äußers-ten Schale an.
Die Nummer der Periode gibt die An-zahl der Elektronenschalen an.
Beispiele:
a) Fluor (2. Periode, 7. Hauptgruppe) hat 2 Elektronenschalen; auf der 2. Schale (äußerste Schale) sind 7 Elektronen.
b) Kalium (4. Periode, 1. Hauptgruppe) hat 4 Elektronenschalen; auf der 4. Schale (äußerste Schale) ist 1 Elektron.
Ausnahme: Helium (1. Periode, 8. Haupt-gruppe) hat auf seiner einzigen und deshalb äußersten Elektronenschale keine 8, son-dern nur 2 Elektronen.
Die Gründe, warum das Helium trotzdem zur 8.Hauptgruppe zählt, sind:
Die 1. Schale ist bereits mit 2 Elektronen abgesättigt. Die Atome der Elemente der 8. Hauptgruppe haben alle eine abgesät-tigte Außenschale, d.h. die äußerste Scha-le ist mit 8 Elektronen voll besetzt. Helium zeigt „Edelgaseigenschaften“ z.B. äußerste Reaktionsträgheit.
Nebengruppen
Es gibt 8 Nebengruppen.
Die 8. Nebengruppe enthält in jeder Periode 3 Elemente, alle andern Nebengruppen ent-halten in jeder Periode 1 Element.
Alle Nebengruppenelemente sind Metalle. Die Zahl der Außenelektronen ist bei den Nebengruppenelementen gering (meist 2 Elektronen) und nicht (wie bei den Haupt-gruppen) an der Nebengruppennummer zu erkennen.
Besonderheit bei der Elektronenschalen-besetzung: Die äußerste Schale wird erst mit wenigen Elektronen (meist 2) angefüllt, bevor die darunter liegende, innere Schale aufgefüllt wird. Man spricht auch von der inneren Schalenbesetzung. Bei den Ato-men der Hauptgruppenelemente werden dagegen ausschließlich die äußersten Scha-len aufgefüllt.
Beispiel:
Zink (Zn) Die 4. Schale (Außenschale) wird mit 2 Elektronen angefüllt, bevor die darunter liegende, innere Schale um 10 Elektronen auf 18 Elektronen (max. Elek-tronenzahl der 3. Schale) aufgefüllt wird.
Periodensystem
16
Gesetzmäßigkeiten im PSE
Das kleine Periodensystem der Elemente. Es sind nur die Hauptgruppen aufge-führt. Die Elemente links unten der Diagonale sind Metalle, die Elemente rechts oben der Diagonale sind Nichtmetalle. Die Elemente ganz rechts (8. HG) sind Edelgase. Die Elemente in den grauen Feldern sind Halbmetalle. Es sind nur die Hauptgruppen aufgeführt
Atomradien
Innerhalb einer Hauptgruppe nimmt der Atomradius von oben nach unten zu!
Begründung:
Die Anzahl der Schalen nimmt von oben nach unten zu. Die Abstände der Außen-elektronen vom Atomkern werden größer, so dass die Kernanziehungskraft auf die Außenelektronen (von oben nach unten) sinkt. Die Atome der unten stehenden Ele-mente geben sehr bereitwillig ihre Außen-elektronen ab. ⇒ Die Reaktionsfreudigkeit der Elemente steigt von oben nach unten.
Verlauf der Atomradien im PSE bei den Hauptgruppenelementen
Periodensystem
17
Innerhalb einer Periode nimmt der Atomradius von rechts nach links zu.
Begründung:
Die Schalenanzahl ist zwar gleich, die Pro-
tonenzahl nimmt aber von rechts nach links ab. Daher wird die Anziehungskraft der Atomkerne auf die Elektronenhülle immer schwächer.
Metall-/Nichtmetallcharakter
Metalle und Nichtmetalle im PSE der Hauptgruppenelemente
Wenn man durch das PSE eine Diagonale von links oben nach rechts unten zieht, so stellt man fest, dass die Elemente links un-ten von dieser Diagonale Metalleigenschaf-ten haben und zwar umso mehr
- je weiter unten sie stehen,
- je weiter links sie stehen.
Die Elemente, die im PSE eher rechts oben stehen, haben diese Metalleigenschaften nicht. Man nennt sie daher auch Nicht-metalle. Die Elemente auf oder in unmit-telbarer Nähe der Diagonale haben einige metallische und einige nichtmetallische Eigenschaften. Man nennt sie daher auch Halbmetalle (B, Si, Ge, As, Se, Sb, Te, At).
Begründung:
Der Metallcharakter eines Elementes ist
davon abhängig, wie bereitwillig ein Atom seine Außenelektronen abgeben möchte. Ein Atom tendiert umso stärker dazu, Au-ßenelektronen abzugeben
- je weniger Außenelektronen vorhanden sind,
- je größer der Atomradius und damit der Abstand vom Atomkern ist,
- je kleiner die Protonenzahl ist.
In den Perioden nimmt die Anzahl der Au-ßenelektronen von rechts nach links ab, die Protonenzahl nimmt ab und die Atomradi-en werden in dieser Richtung größer. In den Hauptgruppen werden die Atomradien von oben nach unten größer (Die gleichzeitige Zunahme der Protonenzahl ist demgegen-über von untergeordneter Bedeutung).
Der Nichtmetallcharakter eines Elements ist davon abhängig, wie stark ein Atom seine Außenschale durch Aufnahme von Frem-delektronen auffüllen möchte. Ein Atom tendiert umso eher dazu
- je mehr Außenelektronen vorhanden sind,
- je kleiner der Atomradius ist,
- je größer die Protonenzahl ist.
In den Perioden wird die Anzahl der Au-ßenelektronen und die Protonenzahl von links nach rechts größer und die Atomra-dien kleiner. In den Hauptgruppen werden die Atomradien von unten nach oben klei-ner; die gleichzeitige Abnahme der Proto-nenzahl ist demgegenüber von untergeord-neter Bedeutung.
Periodensystem
18
Elektronegativität (EN)
Elektronegativitäten von Hauptgruppenelementen
Die Größe der EN eines Atoms hängt da-von ab, wie stark die Außenelektronen vom positiven Kern angezogen werden. Inner-halb einer Periode nimmt die EN von links nach rechts zu (Begründung: Die Kernla-dungszahl steigt); innerhalb einer Haupt-gruppe nimmt die EN von oben nach unten ab (Begründung: Atomradius steigt) Die Größe der Elektronegativität (abgekürzt EN) bzw. Elektronegativitätsdifferenz (ab-gekürzt ∆ EN) zwischen 2 Atomen spielt eine große Rolle:
a) bei chemischen Bindungen (Hier gibt ∆ EN die Bindungsart an, siehe Kapitel 3),
b) beim Aufstellen chemischer Reaktions-gleichungen.
Wiederholungsfragen
1. Welche Gemeinsamkeit haben die Ato-me der Elemente der gleichen Haupt-gruppe?
2. Welche Gemeinsamkeit haben die Ato-me der Elemente der gleichen Periode?
3. Wie viele Protonen haben die Atome des Elements mit der Ordnungszahl 48?
4. Warum wird das Helium zur 8. Haupt-gruppe gezählt, obwohl es nur 2 Elekt-ronen hat?
5. Wie verändern sich Atomradien
a) innerhalb einer Hauptgruppe
b) innerhalb einer Periode?
6. Warum ist die Reaktionsfreudigkeit des Elements Lithium kleiner als die des Elements Kalium?
7. Wie nennt man die Elemente der
a) 1. Hauptgruppe
b) 7. Hauptgruppe
c) 8. Hauptgruppe?
8. Welche grundsätzlichen Eigenschaften haben die Elemente der 1. Hauptgrup-pe im Vergleich zu den Elementen der 8. Hauptgruppe (Begründung)?
9. Wo befinden sich im PSE vorwiegend
a) Metalle
b) Nichtmetalle?
10. Wie verändert sich die Elektronegativi-tät innerhalb des Periodensystems der Elemente (Begründung)?
Periodensystem
Darunter versteht man das Bestreben eines Atoms, Elektronen anzuziehen.
Linus Pauling, ein ame-rikanischer Chemiker (1954 Nobelpreis für Chemie, 1962 Träger des Friedensnobelprei-ses) gab dem Element mit der höchsten Elekt-ronegativität, dem Fluor willkürlich den Wert 4.
Die folgende Tabel-
le zeigt die Elektronegativitäten einiger Hauptgruppenelemente:
19
Chemische Bindungen
Alle Atome haben das Bestreben, eine voll besetzte, abgesättigte Außenschale (Edel-
gaszustand) zu erreichen. Dazu gehen sie chemische Bindungen mit gleichen oder verschiedenen Atomen ein. Je nachdem, welche Atome vorliegen, sind die Bindungs-arten unterschiedlich. Wir unterscheiden die Bindungsarten:
Atombindung (Elektronenpaarbin-dung, kovalente Bindung)
Ionenbindung
Metallbindung
Die Atombindung (Elektronenpaarbindung, kovalente Bindung)
Sie tritt zwischen Nichtmetallatomen auf. Wenn 2 gleiche Nichtmetall-Atome eine Verbindung eingehen, spricht man von einer kovalenten oder unpolaren Atom-
bindung. Wenn sich 2 verschiedene Nicht-metallatome miteinander verbinden, nennt man die Bindungsart polare (polarisierte) Atombindung
Atombindung zwischen gleichen Atomen
Einfachstes Beispiel dieser Atombindung ist die Bindung zwischen Wasserstoffatomen. Jedes H-Atom hat ein Elektron auf seiner äußersten Schale (K-Schale). Die K-Schale benötigt für die Edelgaskonfiguration jedoch zwei Elektronen. Bei der Atombin-dung lagern sich zwei Wasserstoff-Atome zusammen und bilden ein gemeinsames Elektronenpaar. Dieses gehört der K-Schale beider Atome an. Dadurch haben beide Atome eine voll besetzte Außenschale (Edelgasschale des Heliums) und bilden so ein H2-Molekül.
Ähnlich ist es bei der Bindung zwischen zwei Atomen der 7. Hauptgruppe z. B. zwei Fluor-Atomen. Diese haben je sieben Elektronen auf ihrer äußersten Schale, der L-Schale.
Von den beiden Fluor-Atomen behält jedes sechs Außenelektronen für sich alleine; mit dem 7. bilden sie ein gemeinsames Elekt-ronenpaar, so dass beide auf diese Weise eine voll besetzte, abgesättigte Außenschale erreichen.
Wegen der Bildung von gemeinsamen Elek-tronenpaaren nennt man diese Bindung auch Elektronenpaarbindung.
Durch die Elektronenpaarbindung entstehen Moleküle. Unedle Gase wie Wasserstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Fluor und Chlor kommen immer molekular vor als H2, N2, O2, F2, Cl2. Der Index „2“ besagt hier, dass jeweils zwei Atome durch Atombindung verbunden sind.
Chemische Bindungen
20
Schreibweisen für die Atombindung
Für Atombindungen gibt es die folgenden Schreibweisen:
a) Elektronenformel (Punktformel)
Dabei wird jedes Außenschalen-Elektron als ein Punkt dargestellt, die gemeinsamen Elektronenpaare werden zwischen die Buchstabensymbole geschrieben.
b) Elektronenpaarformel (Strichformel)
Für 2 Punkte (Außenelektronen) zeichnet man einen Strich.
c) Strukturformel
Es werden nur die gemeinsamen Elektro-nenpaare als Strich dargestellt. Die Elek-tronenpaare, die nur zu einem der Atome gehören, werden nicht dargestellt.
Doppelbindung
d) Summenformel
Es wird nur noch angegeben, welche Atome in dem Molekül vorliegen und in welcher Anzahl. Bei dieser Darstellungsart ist nicht mehr erkennbar, wie die Atome chemisch gebunden sind. Die Anzahl der im Molekül gebundenen Atome gibt man durch eine tief gestellte Zahl (Index) rechts unten neben dem Elementsymbol an. Wenn von einer Atomart nur ein Atom im Molekül vor-kommt, steht hinter dem Symbol keine Zahl.
Beispiel: Nicht H2O1
sondern H2O
Anmerkung: Bei den bisher beschriebenen Atombindungen handelt es sich ausschließ-lich um Einfachbindungen. Dies bedeutet, dass nur ein gemeinsames Elektronenpaar vorliegt.
Sauerstoff hat sechs Außenelektronen. Um den Edelgaszustand zu erreichen, müssen zwei Sauerstoffatome zwei gemeinsame Elektronenpaare bilden. Man nennt diese Bindung Zweifach- oder Doppelbindung. Auch Doppelbindungen kann man in jeder der in Kapitel 3.1.1.1 aufgeführten vier Schreibweisen darstellen.
a) b)
c) d) O2
In der Schreibweise a), b) und c) ist erkenn-bar, dass eine Doppelbindung vorliegt. In der Schreibweise d) ist das nicht erkennbar.
Dreifachbindung
Stickstoff-Atome, die nur fünf Elektronen auf der äußeren Schale haben, müssen sogar drei gemeinsame Elektronenpaare bilden, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Man nennt das Dreifachbindung.
a) b)
c) d) N2
Auch Dreifachbindungen sind in den Schreibweisen a), b) und c) erkennbar, in Schreibweise d) nicht.
Chemische Bindungen
21
Atombindungen zwischen verschiedenen Atomen
Wenn ein Wasserstoff-Atom mit einem Chlor-Atom reagiert, so geschieht das folgendermaßen: Das Elektron des Wasser-stoff-Atoms bildet mit dem 7. Elektron der M-Schale des Chlor-Atoms ein gemeinsa-mes Elektronenpaar. Das Wasserstoff-Atom hat nun zwei Elektronen (nämlich das gemeinsame Elektronenpaar) auf seiner K-Schale, das Chlor-Atom hat auf seiner M-Schale ebenfalls dieses gemeinsame Elektronenpaar und außerdem die sechs Elektronen, die zu ihm alleine gehören. Somit haben beide Atome die Edelgaskon-figuration ihrer äußeren Schale erreicht.
a) b)
c) d)
Beachte: Auch Elektronen unterschiedli-cher Schalen (hier der K-Schale und der M-Schale) können problemlos ein gemein-sames Elektronenpaar bilden.
Wenn Sauerstoff mit Wasserstoff reagiert, dann bildet je ein Wasserstoff-Atom mit dem 5. und dem 6. Außenelektron des Sau-erstoff-Atoms ein gemeinsames Elektro-nenpaar. Dadurch erreicht jedes der beiden Wasserstoff-Atome seine K-Schalen-Edel-gaskonfiguration (zwei Elektronen auf der K-Schale) und auch das Sauerstoff-Atom erreicht seine L-Schalen-Edelgaskonfigura-tion. Es hat vier Elektronen für sich alleine und je ein gemeinsames Elektronenpaar mit jedem der beiden Wasserstoff-Atome; also insgesamt acht Elektronen auf der L-Schale. Für diese Reaktion benötigt jedes Sauerstoff-Atom zwei Wasserstoff-Atome.
a) b)
c) d) H2O
Wenn eine Atombindung zwischen zwei verschiedenen Atomen vorliegt, dann wird das gemeinsame Elektronenpaar von den beiden Atomkernen unterschiedlich stark angezogen: von dem elektronegativeren Atom stärker, von dem weniger elektrone-gativen Atom weniger stark. Deshalb befin-det sich das gemeinsame Elektronenpaar nä-her beim elektronegativeren Atom; man sagt auch: Das Bindungselektronenpaar ist zum elektronegativeren Partner hin verschoben. Man kann diese Elektronenverschiebung durch zwei verschiedene Schreibweisen darstellen:
a) Keilschreibweise
Die breite Seite des Keils zeigt, in welche Richtung die Bindungselektronen verscho-ben sind.
b) Dipolschreibweise
Das Atom mit der höheren Elektronegativi-tät bekommt eine leicht negative Ladung. Diese ist geringer als die Ladung eines gan-zen Elektrons. Man bezeichnet sie deshalb Partialladung (Teilladung) und bezeichnet sie mit dem griechischen Buchstaben Delta als δ-. Von dem weniger elektronegativen Atom ist das gemeinsame Elektronenpaar weiter entfernt. Dadurch bekommt dieses Atom eine geringe positive Partialladung (δ+). Das Molekül ist nach außen hin als Ganzes neutral, die Ladung des gesamten Moleküls ist Null. Innerhalb des Moleküls ist die Ladung jedoch ungleich verteilt:
Chemische Bindungen
22
Beim Wassermolekül liegt noch eine wei-tere Besonderheit vor: Die beiden (partiell positiv geladenen) H-Atome stoßen sich gegenseitig ab. Dadurch vergrößert sich der Winkel zwischen ihnen von 90° auf 105°. Eine weitere Molekülspreizung verhindern die beiden freien ungepaarten Elektronen-paare des Sauerstoff-Atoms.
Entstehung des Winkels von 105° im Wassermolekül
Wiederholungsfragen
1. Erklären Sie die Entstehung der kova-lenten Atombindung am Beispiel F2!
2. Was ist der Grund dafür, dass unedle Gase immer molekular vorliegen?
3. Schreiben Sie die chemische Formel des Ammoniaks (NH3) in den vier Formel-schreibweisen!
4. Erklären Sie die Entstehung eines Dipols am Beispiel des Wassermoleküls!
5. Welches Molekül ist stärker polarisiert: H2O oder H2S?
(Siehe Tabelle 2.1 Elektronegativitäten von Hauptgruppenelementen)
Das Molekül hat einen positiven und einen negativen Pol. Man nennt es deshalb ein Di-pol-Molekül, weil räumlich 2 verschiedene Ladungsschwerpunkte vorhanden sind.
z.B.
Je größer die Differenz zwischen den Elek-tronegativitäten (∆EN) der an der Atombin-dung beteiligten Atome ist, desto stärker ist der Dipolcharakter des Moleküls oder man sagt auch: desto stärker ist die Atombindung polarisiert.
z.B. H-F: F: EN = 4,0
H: EN = 2,1
∆EN = 1,9
Man ermittelt die Elektronegativitätsdiffe-renz (∆EN), indem der kleinere EN-Wert vom größeren EN-Wert subtrahiert wird. (siehe Tabelle 2.1)
z.B. H-Br Br: EN: = 2,8
H : EN: = 2,1
∆EN: = 0.7
Das HF-Molekül ist also stärker polarisiert als das HBr-Molekül, da es eine höhere Elektronegativitätsdifferenz (∆EN) auf-weist.
Auch das Wassermolekül stellt einen Dipol dar:
Wasser als Dipol: Die Elektronen befinden sich mehr im oberen Teil des Mo-leküls als im unteren.
Chemische Bindungen
23
Ionenbindung
Entstehung
Diese Bindung kommt durch Reaktion von Metallatomen mit Nichtmetallatomen zustande. Metallatome haben nur wenige Außenelektronen, Nichtmetalle dagegen viele. Gleichzeitig herrscht zwischen Metallen und Nichtmetallen eine große Elektronegativitätsdifferenz (∆EN > 1,7).
Beispiel:
Natrium: 1 Außenelektron EN = 0,9
Chlor: 7 Außenelektronen EN = 3,0
∆ EN = 2,1
Bei der Reaktion von Metallatomen mit Nichtmetallatomen ziehen die Nichtmetall-Atome (hohe EN) die Bindungselektronen ganz auf ihre Seite. Man sagt auch:
Die Metallatome (geringe EN) geben an die Nichtmetallatome (hohe EN) Außenelektro-nen ab. Die Metallatome werden dadurch zu positiv geladenen Ionen, die Nichtmetalla-tome zu negativ geladenen Ionen.
Entstehung der Ionenbindung zwischen Natrium und Chlor: Das Natriumatom gibt ein Elektron an das Chloratom ab.
Das Chloratom hat sieben Außenelektronen; es muss ein Außenelektron vom Natrium-atom erhalten, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Es hat dann 17 Protonen und insgesamt 18 Elektronen und ist somit ne-gativ geladen.
Das Natriumatom hat ein Außenelektron; es gibt dieses an das Chloratom ab, um eine vollbesetzte Außenschale zu erreichen. Es hat nun elf Protonen und insgesamt zehn Elektronen und ist somit positiv geladen. Die entstandenen elektrisch geladenen Teilchen (Na+, Cl-) nennt man Ionen. Positiv geladene Teilchen heißen Kationen negative geladene Teilchen Anionen.
Die Ionenladungszahl wird durch hochge-stellte + oder - rechts oben am Elementsym-bol ersichtlich: z.B.
Na+ bedeutet: 1 Elektron weniger
(11 Protonen, 10 Elektronen)
Cl- bedeutet: 1 Elektron mehr
(17 Protonen, 18 Elektronen)
Mg2+ bedeutet: 2 Elektronen weniger
(12 Protonen, 10 Elektronen)
S2- bedeutet: 2 Elektronen mehr
(16 Protonen, 18 Elektronen)
Al3+ bedeutet: 3 Elektronen weniger
(13 Protonen, 10 Elektronen)
P3- bedeutet: 3 Elektronen mehr
(15 Protonen, 18 Elektronen)
Chemische Bindungen
Natriumatom Chloratom Natrium-Ion Chlorid-Ion
(positiv geladen) (negativ geladen)
Na + Cl Na+ + Cl-
1. Beispiel: Reaktion zwischen Natrium und Chlor
24
Formelschreibweisen für Ionenbindungen am Beispiel von Natriumchlorid:
a) Na+ Cl -
(ohne Verbindungsstrich, denn es existiert kein gemeinsames Elektrodenpaar)
b) Na+Cl-
c) Na Cl
Aus der Elektrostatik ist bekannt, dass sich elektrisch entgegengesetzt geladene Teil-chen anziehen. Das positiv geladene Metal-lion übt demzufolge eine Anziehungskraft auf alle negativ geladenen Nichtmetallionen in seiner Umgebung aus und umgekehrt.
Dies hat zur Folge, dass sich die Ionen zu ei-nem Gitter anordnen, bei dem sich positive und negative Ionen direkt gegenüber liegen. Je nach Größe der negativ und positiv gela-denen Ionen kann das Gitter verschiedene Formen haben. (Es entsteht immer dasje-nige Gitter, das die größte Packungsdichte ermöglicht). In Abb. 3.5 wird das Gitter des Natriumchlorids gezeigt. In diesem Gitter sind jedem Natrium-Ion 6 Chlorid-Ionen benachbart und jedem Chlorid-Ion 6 Natrium-Ionen.
Die positiven oder negativen Ionen oder beide können auch aus verschiedenen Ato-men bestehen, die durch Atombindungen aneinander gebunden sind. Es entsteht dann ein Gitter aus diesen beiden Einheiten. Bei Ionen, die aus mehreren Atomen bestehen, z.B. SO42-, gilt die Ionenladungszahl für das gesamte Ion (und nicht für einzelne Atome des Ions).
Ionengitter des Calciumsulfats. Das Sulfat-Ion besteht aus mehreren Ato-men, die durch Atombindung aneinander gebunden sind.
Das Natrium-Ion zieht alle Chlorid-Ionen in seiner Umgebung an.
Ionengitter des Natriumchlorids
Chemische Bindungen
Cl-
Na+
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Anwendung
Die Ionenbindung ist die typische Bin-dungsart bei Salzen oder salzartigen Stoffen. Die Ionenbindung bewirkt ihre typischen Eigenschaften:
a) Es sind Stoffe mit hohem Schmelzpunkt (z.B. NaCl 801°C) und hohem Siede-punkt (z.B. NaCl 1461°C).
b) Sie sind hart und spröde.
c) Als Schmelze oder als Lösung leiten sie den elektrischen Strom.
d) Es sind Feststoffe, die das Licht an den glatten Flächen der Kristalle reflektieren (sie glitzern).
Wiederholungsfragen
1. Welcher grundsätzliche Unterschied besteht zwischen Atombindung und Ionenbindung?
2. Was ist der Unterschied zwischen einem Dipol und einem Ion?
3. Welche der folgenden Ionen sind Kat-ionen, welche Anionen?
Na+ Cl- SO42- Ca2+ Al3+ OCl-?
4. Was ist der Unterschied zwischenhoch-gestellter Zahl z.B. in Mg2+ und tief gestellter Zahl Cl2?
5. Welche Eigenschaften haben Verbindun-gen mit Ionenbindungscharakter?
Hydratation, Dissoziation und Elektrolyse
Hydratation
Im festen Zustand sind die Ionen des tro-ckenen Salzes fest im Gitter eingebaut. Sie können also nicht zur elektrischen Leitfä-higkeit beitragen. Im trockenen Zustand bestehen zwischen An- und Kationen so starke Kräfte (starker Pfeil), dass die Ionen an ihrem Platz gebunden sind, damit sind sie nicht frei beweglich.
Anziehungskräfte zwischen den Ionen eines trockenen Salzes
Gibt man Wasser hinzu, dann lagern sich polarisierte Wassermoleküle ( stark vereinfachte Darstellung des Wassers als Dipolmolekül) zwischen die Anionen und Kationen. Der positive Teil des Wassermo-leküls zeigt zum Anion der negative Teil zum Kation. Dadurch werden die Kräfte zwischen den Ionen herabgesetzt (gestri-chelter Pfeil).
Anziehungskräfte zwischen den Ionen eines feuchten Salzes
Dissoziation
Die Anziehungskräfte zwischen den Io-nen können so gering sein, dass sich die einzelnen Ionen vom Gitterverband lösen können. Bei ausreichender Wassermenge können sich positive und negative Ionen in der Lösung frei bewegen. Sie sind dabei von einer Hydrathülle (Wasserhülle) umgeben.
Das polarisierte Wassermolekül spaltet Ionenbindungen auf. Diesen Vorgang nennt man Dissoziation.
Chemische Bindungen
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