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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

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

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:

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

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

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

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

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

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+

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.