1 Chemische Grundbegriffe
1.1 Einteilung der Stoffe
Stoffe
reine Stoffe Stoffgemenge
Elemente Chemische
Verbindungen homogene Gemenge heterogene Gemenge
1.2 Arten von Gemengen
Aggregatzustand der Bestandteile
homogene Gemenge heterogene Gemenge
fest-fest Legierungen Gesteine
fest-flüssig echte Lösungen fest in flüssig: Suspensionen, Aufschlämmungen, kolloide Lösungen flüssig in fest: Wasser in
Lehm,
Dispersionsfarben
fest-gasförmig Wasserstoff in Metall fest in gasförmig: Rauch, Staub
gasförmig in fest: poröse Materialien (Ziegelstein, Porenbeton)
flüssig-flüssig echte Lösungen (z. B. Wasser
und Alkohol) Emulsion: Fett in Wasser flüssig-gasförmig echte Lösungen: Mineralwasser
mit Kohlensäure
flüssig in gasförmig: Nebel gasförmig in flüssig: Schaum
Aggregatzustand der Bestandteile
homogene Gemenge heterogene Gemenge gasförmig-gasförmig Da sich alle Gase unbegrenzt mischen, handelt es sich bei
allen Gasgemischen um homogene Gemenge
https://blog.studyflix.de/wp-content/uploads/2020/05/Stoffgemisch-Bild-1024x576.png
1.2.1 Unterschiede zwischen Gemenge und chemischen Verbindungen
Gemenge chemische Verbindungen
entsteht durch physikalische Vorgänge
(Mischen) Entstehen durch chemische Reaktionen
(Synthese) Die Eigenschaften der reinen Stoffe
bleiben erhalten.
Die Eigenschaften der Elemente, aus denen sich die Verbindungen
zusammensetzt bleiben nicht erhalten.
Die beteiligten Stoffe können in beliebigen Mengenverhältnissen vorliegen
In chemischen Verbindungen treten die Elemente stets in bestimmten
Massenverhältnissen auf.
Ein Gemenge kann mit Hilfe
physikalischer Trennverfahren in seine Bestandteile (reine Stoffe) zerlegt
Eine chemische Verbindung kann nur mit Hilfe chemischer Reaktionen (Analyse in ihre Bestandteile
Gemenge chemische Verbindungen
werden. (Elemente) zerlegt werden.
1.2.2 Wichtige Trennverfahren
Aggregatzustände der
Bestandteile Physikalische Eigenschaften, die zum Trennen genutzt
werden
Trennverfahren
fest-fest Dichte
Benetzbarkeit
Teilchengröße Löslichkeit Magnetismus
Schlämmen und Sedimentieren
Flotation (Schaumschwimm- verfahren)
Sieben
Extrahieren (Herauslösen) Magnetabscheiden
fest-flüssig
echte Lösungen
Dichte
Siedepunkte
Teilchengröße Löslichkeit
Sedimentieren und Dekantieren, Zentrifugieren
Abdampfen, Destillieren, Trocknen
Filtrieren Eindampfen
Aggregatzustände der Bestandteile
Physikalische Eigenschaften, die zum Trennen genutzt
werden
Trennverfahren
Auskristallisieren
fest-gasförmig Dichte
Siedepunkt Löslichkeit
Absetzen lassen
Destillieren Extrahieren
flüssig-flüssig
Dichte Siedepunkt Löslichkeit
Absetzen lassen Destillieren
Extrahieren (Herauslösen)
flüssig-gasförmig
Dichte Löslichkeit
Sedimentieren, Zyklonieren Abtreiben von Gasen durch
Temperaturerhöhung, Auswaschen
gasförmig-gasförmig
Kondensationspunkt Absorbierbarkeit Adsorbierbarkeit Teilchengröße Masse
1.2.3 Chemische Reaktionen
Analyse: Zerlegung einer Chemischen Verbindung Synthese: Aufbau einer chemischen Verbindung Ausgangsstoffe (Edukte) → Produkte
2 Atombau und Periodensystem
2.1 Atome und deren Elektronenstruktur
2.1.1 Bestandteile der Atome
Alle Atome besitzen einen Atomkern, der die positiv geladenen Protonen enthält. Im Atomkern können sich zusätzlich elektrisch neutrale Neutronen befinden. Die Masse der Protonen und der Neutronen ist annähernd gleich. Vorzugsweise bei Elementen mit relativ großer Protonen- bzw. Elektronenzahl können unterschiedlich viele Neutronen im Kern eingelagert sein, die Atommassen dieser Teilchen sind dann verschieden. Es handelt sich hier um Isotopen desselben Elements.
Der Atomkern ist von der Elektronenhülle, umgeben. Ihre räumliche Ausdehnung ist um ein Vielfaches größer als die des Atomkerns. Die Masse der Elektronen ist wesentlich geringer als die der Protonen und Neutronen. Folglich ist die Masse der Atome größtenteils im Atomkern konzentriert.
Im elementaren Zustand ist die Protonenzahl gleich der Elektronenzahl, man spricht dann von Elementen, diese Elemente sind im Periodensystem der Elemente (PSE) mit bestimmten Symbolen gekennzeichnet (oft Abkürzungen aus den lateinischen Namen der Elemente).
Atomdurchmesser :Größenordnung 10-10 m Atomkerndurchmesser :Größenordnung 10-14 m
Das Volumen des Atomkerns beträgt somit nur ca. ein Billionstel des gesamten Atomvolumens.
Zum besseren Verständnis betrachten wir einen Eisenwürfel mit einer Kantenlänge von 10 m. Wäre die Elektronenhülle nicht vorhanden und die Atomkerne dicht zusammengepackt, hätte dieser Würfel ein Volumen von 1 mm3 und eine Masse von 7900 Tonnen.
(siehe Hoinkis, Lindner „Chemie für Ingenieure“)
Name Symbol Ruhemasse in g el. Ladung Proton
Neutron Elektron
p+ n e-
1,67261*10-24 1,67492*10-24 0,91096*10-27
+1,6*10-19 -
+1,6*10-19
As, Ampèresekunden oder C, Coulomb
As, Ampèresekunden oder C, Coulomb
Um sich eine genauere Vorstellung dieser Daten zu machen, können wir von der Annahme ausgehen, dass sich in einem Stecknadelkopf rund 1020 ( 100 Trillionen) Eisenatome befinden, der Durchmesser eines Eisenatoms beträgt ca. 2*10-10 m. Wenn man nun diese 100 Trillionen Eisenatome zu einer Perlenkette an einander reihen würde, ergäbe dies eine Strecke von 2*107 km was dem 50-fachen der Entfernung zwischen Erde und Mond entsprechen würde. In diesem Beispiel würden auf jeden einzelnen Millimeter dieser Strecke fünf Millionen Atome entfallen.
(siehe Hollemann-Wiberg „Lehrbuch der anorganischen Chemie“)
2.1.2 Streuversuch von Rutherford
https://www.leifiphysik.de/sites/default/files/images/0f635d2ab121f5f8a0fae47117f5ff91/99 2Streuversuch_Rutherford1.svg
https://www.youtube.com/watch?v=81kI-gmTSrA https://www.youtube.com/watch?v=aaCrbQcHsDM
2.1.3 Orbitalmodelle
Die Orbitalmodelle beschreiben den Aufbau der Elektronenhülle. Ursprünglich wurde die Elektronenhülle durch das Bohrsche Atommodell beschrieben. Es handelt sich hier um ein einfaches Modell, das einige grundlegende Eigenschaften der Elektronenhülle beschreibt.
Viele Eigenschaften wie z. B. die Struktur vieler Moleküle können jedoch mit dieser vereinfachten Darstellung nicht erklärt werden. Nur das komplexere wellenmechanische Atommodell kann diese Eigenschaften der Atome beschreiben.
Ölfleckversuch
https://www.leifiphysik.de/atomphysik/atomaufbau/versuche/oelfleckversuch
2.1.3.1
2.1.3.1 Das Bohrsche Atommodell Das Bohrsche Atommodell
Gemäß diesem Modell umkreisen die elektrisch negativ geladenen Elektronen unter dem Einfluss der elektrostatischen Anziehungskraft in bestimmten Bahnen den positiv
geladenen Kern. Diese Bahnen werden als Elektronenschalen bezeichnet und sind kugelförmig. Die Darstellung ist mit der Bewegung der Planeten um die Sonne vergleichbar.
Abbildung 1: Bohrsches Atommodell von den Alkalimetallen bis zu den Halogenen (Holeman-Wiberg, Lehrbuch der anorganischen Chemie)
Die Schalen werden von innen nach außen durchgezählt und mit Buchstaben
gekennzeichnet. Die Atomradien nehmen von links nach rechts innerhalb einer Periode ab.
https://www.youtube.com/watch?v=aaCrbQcHsDM https://www.youtube.com/watch?v=FMwt_5J6i5Q https://www.youtube.com/watch?v=jfjhs8zVMsc https://www.youtube.com/watch?v=1iZX-RR_UIE
https://www.leifiphysik.de/atomphysik/atomarer-energieaustausch/versuche/absorption- von-licht-durch-natrium
Tabelle 1: Nummerierung der einzelnen Schalen
K L M N O P Q Schale
1 2 3 4 5 6 7 Nummer
Die innerste Elektronenschale, die K-Schale, kann maximal zwei Elektronen aufnehmen, alle weiteren in dieser Abbildung aufgeführten Schalen können mit maximal acht Elektronen besetzt werden.
Die Schalen werden der Reihenfolge nach von innen nach außen mit Elektronen besetzt.
Der stabilste Zustand ist erreicht, wenn die äußerste Elektronenschale vollständig besetzt ist (Edelgaskonfiguration, Edelgasregel, Oktettprinzip). Es handelt sich dann um die Valenzelektronenkonfiguration der Edelgase mit zwei Valenzelektronen beim Helium und jeweils acht Valenzelektronen bei den anderen Edelgasen. Alle anderen Elemente streben durch Elektronenabgabe bzw. Elektronenaufnahme oder durch die Bildung von Atom- und Molekülbindungen (hier „teilen“ sich die beteiligten Atome die Elektronen) diesen stabilen Zustand an.
2.1.3.2
2.1.3.2 Das wellenmechanische Atommodell Das wellenmechanische Atommodell
Alle Eigenschaften der Atome, der Moleküle und der Ablauf von chemischen Reaktionen sind die materiellen Folgen der in diesem Abschnitt angesprochenen Quantenphänomene.
Dieses Atommodell liefert z. B. Erklärungen für:
Aufbau der Elektronenhülle
Eigenschaften der Atome
Eigenschaften der Elemente (Metalle, Nichtmetalle, Gase)
Gitterstrukturen der festen Elemente und aller anderen Feststoffe
Physikalische Eigenschaften der Feststoffe (Leitfähigkeit, Verformbarkeit, Reaktivität usw.)
Modifikationen der Nichtmetalle (Bindungseigenschaften, Strukturen)
Verlauf chemischer Reaktionen (wann entstehen ionische Verbindungen, wann Moleküle)
Beschreibung der Molekülbindung (Form, Eigenschaft)
Die Grundlage des wellenmechanischen Modells ist der Welle-Teilchen-Dualismus. Die Elektronen besitzen Wellen- und Teilcheneigenschaften. Die Welleneigenschaften der Elektronen konnten durch die Beugung von Elektronen beim Durchgang durch
verschiedene Metalle (Feststoffe mit Gitterstruktur) bewiesen werden. Die
Elektronenstrahlen wurden beim Durchgang durch eine Goldfolie in einem bestimmten Winkel gebeugt. Dieses Verhalten entspricht der Beugung von Licht an einem Gitter und wäre, wenn die Elektronen ausschließlich Teilchennatur hätten, nicht möglich. Diesen Sachverhalt beschrieb Erwin Schrödinger durch seine Wellenmechanik.
Andererseits besitzen Elektronen auch eine Masse und folglich einen Impuls, dies ist der Beweis, dass Elektronen auch Teilchen sind.
Hier muss jedoch berücksichtigt werden, dass diese beiden Eigenschaften der Elektronen nicht zur gleichen Zeit genau bestimmbar sind. Wenn z. B. der Impuls eines Elektrons relativ genau bestimmbar ist, ist gleichzeitig sein Aufenthaltsort um so ungenauer lokalisierbar und umgekehrt.
Dieser Effekt wird durch die Heisenbergschen Unschärferelation beschrieben.
Die moderne Beschreibung des Atombaus beruht auf der Quantentheorie. Sie besagt, dass die Elektronen Orbitale, genau genommen Wellenfunktionen, besetzen. Diese Orbitale sind mathematische Funktionen, die uns die Wahrscheinlichkeit ein Elektron an einem beliebigen Ort zu finden, wiedergeben.
Zur Vereinfachung werden Orbitale als Räume, in denen sich die Elektronen am
wahrscheinlichsten befinden, dargestellt. In dieser graphischen Darstellung werden die Grenzflächen, von denen die Orbitale umschlossen werden wiedergegeben.
Atomen und Molekülen besitzen Elektronenorbitale. Auf die Formen der Molekülorbitalen werden wir in einem späteren Kapitel eingehen.
Wie oben beschrieben sind Orbitale Wellen, folglich besitzen sie einen Bereich mit
positiver Auslenkung und einen Bereich mit negativer Auslenkung. Die beiden Vorzeichen haben jedoch keine physikalische Bedeutung, die Wahrscheinlichkeit ein Elektron in einem Orbital anzutreffen ist nicht von diesem Vorzeichen abhängig.
Die Tatsache, dass Elektronen im Atom als Materiewellen beschrieben werden können, führt zum Schluss, dass die mathematische Darstellung zur Beschreibung stehender Wellen auch für die Elektronen herangezogen werden kann. Schrödinger stellte eine solche Gleichung auf. Es handelt sich hier um eine Differenzialgleichung zweiter Ordnung, sie gibt die Beziehung der Wellenfunktion ψ in Verbindung mit der Energie des Elektrons
und den das System beschreibenden Raumkoordinaten ist wieder. Das Quadrat dieser Wellenfunktion in Bezug auf die Raumkoordinaten ist ein Maß für die
Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons innerhalb eines Volumenelements. Bei dieser Beschreibung geht man zum besseren Verständnis von der Teilchennatur der Elektronen aus.
Da Elektronen bekanntlich eine negative Ladung besitzen gibt die Wellenfunktion nicht nur ein Maß für die Aufenthaltswahrscheinlichkeit von Elektronen in Raumelementen wieder, sondern auch die Verteilung der zugehörigen Ladungsdichten in der Atomhülle.
Die räumliche Geometrie und Anordnung der Orbitale kann somit Mithilfe der Schrödinger Gleichung errechnet werden.
Für die Energie der Elektronen müssen jedoch bestimmte ganzzahlige Werte in die Gleichung eingesetzt werden. Die Erklärung dafür gibt die Quantenphysik. Nach deren Prinzipien wird die Energie in Atomen und Molekülen nicht kontinuierlich, sondern in genau definierten Portionen, den Quanten, aufgenommen bzw. abgegeben. Die experimentelle Bestätigung dieser Annahme liefert die Spektralanalyse.
In den Abbildungen 2, 3 und 5 ist die Form der Atomorbitale dargestellt. Das s-Orbital ist gemäß der Schrödinger Gleichung innerhalb einer Periode der energetisch stabilste Zustand gefolgt von den p-Orbitalen und den d-Orbitalen.
Abbildung 2: s-Orbital
Abbildung 3: p-Orbitale
Abbildung 4: Aufenthaltswahrscheinlichkeiten der Elektronen in den 2s und 2p Orbitalen
Die Abbildungen 4 und 6 geben die Aufenthaltswahrscheinlichkeiten der Elektronen der Elektronen in Abhängigkeit vom Atomradius r wieder.
Abbildung 5: d-Orbitale
Abbildung 6: Aufenthaltswahrscheinlichkeiten der Elektronen in den Orbitalen der M- Schale
https://www.sofatutor.com/chemie/videos/elektronenkonfiguration
https://d1u2r2pnzqmal.cloudfront.net/content_images/images/6757/normal/Orbitale.jpg?
15736
2.1.3.3
2.1.3.3 Elektronenkonfiguration und Stabilität Elektronenkonfiguration und Stabilität
In Atomen können die Elektronen nur ganz bestimmte Energiezustände einnehmen, die Elektronenverteilung ist also nicht kontinuierlich. Den Beweis für dafür liefert die Spektralanalyse.
Im Grundzustand, dem energetisch stabilsten Zustand, besetzen die Elektronen nur die Orbitale, die die geringste Energie haben.
Abbildung 7 zeigt, dass das 1s-Orbital das energetisch stabilste Orbital ist, es wird folglich als erstes besetzt. Danach folgen die 2s- und 2p-Orbitale.
Abbildung 7: Energieniveaus der verschiedenen Orbitale (nicht maßstäblich)(Holemann- Wiberg, Lehrbuch der anorganischen Chemie)
https://www.spektrum.de/lexika/images/geo/f2f139_w.jpg
Von Ichwarsnur - Eigenes Werk, CC BY-SA 4.0, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=38963168
Von Flexxxv - Eigenes WerkDiese W3C-unbestimmte Vektorgrafik wurde mit Inkscape erstellt., Gemeinfrei, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=8297375
Nun haben wir die Orbitalgeometrie beschrieben und können somit die „Lage“ der Elektronen innerhalb der Atome bestimmen.
Diese Information wird durch die vier Quantenzahlen wiedergegeben.
Tabelle 2: Beschreibung der Quantenzahlen
Name der Quantenzahl Quantenzahl Orbitalform bzw. Spin Hauptquantenzahl n
K-Schale L-Schale M-Schale N-Schale O-Schale P-Schale Q-Schale
n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 n = 5 n = 6 n = 7
Nebenquantenzahl l (Unterschale)
l = 0 l = 1 l = 2 l = 3
s-Elektronen (kugelförmige Orbitale)
p-Elektronen (hantelförmige Orbitale)
d-Elektronen
(rosettenförmige Orbitale) f-Elektronen
(rosettenförmige Orbitale)
Magnetische Quantenzahl m (beschreibt das Verhalten der Elektronen im Magnetfeld, gibt die Ausrichtung der Orbitale im Raum wieder,
+l bis –l
(negativer bis positiver Wert der Nebenquantenzahl )
Spinquantenzahl s
Alle Orbitale sind mit zwei
Elektronen besetzt, diese haben entgegengesetzt Spin
(gibt den Drehimpuls,
Eigenrotation bzw. Spin wieder)
+1/2, -1/2
Nach dem Pauli-Prinzip müssen sich die Elektronen in einem Atom durch mindestens eine Quantenzahl unterscheiden. Die Kombinationsmöglichkeit der vier Quantenzahlen wird dadurch eingeschränkt.
In der folgenden Tabelle sind die möglichen Werte der Quantenzahlen dargestellt.
Tabelle 3: mögliche Zahlenwerte und Kombinationen der vier Quantenzahlen
Schale n l Orbital m s Anzahl
der Kombin
ation tionen
2n2 (Anzahl
der Elektro- nen pro Schale)
K 1 0 1s 0 +1/2; -1/2 2 2
L 2
2 0 1
2s 2p
0 -l; 0;+l
+1/2; -1/2 +1/2; -1/2
2 6
8
M 3
3 3
0 1 2
3s 3p 3d
0 +1; 0; -l +2; +1; 0; -1; -2
+1/2; -1/2 +1/2; -1/2 +1/2; -1/2
2 6 10
18
N 4
4 4 4
0 1 2 3
4s 4p 4d 4f
0 +1; 0; -l +2; +1; 0; -1; -2 +3; +2; +1; 0; -1; -2; -3
+1/2; -1/2 +1/2; -1/2 +1/2; -1/2 +1/2; -1/2
2 6 10 14
32
Bei der Besetzung der Orbitale muss noch berücksichtigt werden, dass Orbitale mit gleichem Energieniveau (z. B. alle 2p-Orbitale, alle 3d-Orbitale usw.) zuerst mit jeweils einem Elektron besetzt werden. Dieser Sachverhalt wird durch die Hundsche Regel wiedergegeben.
In Abbildung 8 wird dieser Effekt dargestellt. Diese Art der Orbitalbesetzung hat erheblichen Einfluss auf die Bildung chemischer Bindungen, die wir in den nächsten
Kapiteln behandeln werden. Anhand des Neons, hier handelt es sich um ein Edelgas, wird auch die vollbesetzte L-Schale erkennbar. Alle Edelgase sind chemisch besonders stabil und haben eine vollbesetzt Valenzelektronenschale.
Abbildung 10: Besetzungen der Orbitale von Hauptgruppenelementen
2.1.4 Das Periodensystem der Elemente
Im Periodensystem sind alle bekannten chemischen Elemente aufgeführt. Das PSE ist tabellarisch aufgebaut. Die Spalten (senkrecht) sind die Gruppen, die Zeilen (waagrecht) sind die Perioden oder Schalen.
Die Elemente werden mit aufsteigender Masse im PSE aufgelistet. In bestimmten Abständen traten Ähnlichkeiten in den chemischen Eigenschaften der Elemente auf.
Chemisch ähnliche Elemente wurden dann in die selben Spalten einsortiert. Auf diese Weise entstand das PSE in der heutigen Form.
Henry Moseley stellte 1914 mithilfe der Quantentheorie fest, dass die Position eines chemischen Elements im PSE nicht durch die Atommasse, sondern durch die Ordnungszahl festgelegt ist. Die Ordnungszahl entspricht der Protonen- bzw.
Elektronenzahl.
Die Elemente einer Gruppe besitzen dieselbe Valenzlelektronenzahl. Innerhalb einer Periode werden die jeweiligen Außenschalen von links nach rechts mit Elektronen besetzt.
https://www.uni-
ulm.de/fileadmin/website_uni_ulm/nawi.inst.251/Didactics/quantenchemie/html/PSE-F.html Legende
https://pse-chemie.jimdofree.com/
https://image.jimcdn.com/app/cms/image/transf/dimension=640x10000:format=jpg/path/s3 ddfe8705ab90e3f/image/i7bf5275cc2b6e40d/version/1539155136/image.jpg
http://www.reliefs.ch/chemie/pse.pdf
Diese Periodizität der Eigenschaften zeigt sich z. B. in
der Ionisierungsenergie
der Elektronegativität
der Elektronenaffinität
und dem Atom- bzw. Ionendurchmesser
der Klassifizierung von Elementeigenschaften (Metalle, Halbmetalle, Nichtmetalle)
Tabelle 4: Gruppeneinteilung der chemischen Elemente innerhalb des Periodensystems
Gruppe Valenzelektronenkonfiguration Eigenschaft
1. Hauptgruppe Ein Elektron im äußeren s-Orbital Alkalimetall, sehr reaktiv, diese Elemente bilden Kationen (einfach positiv geladen)
2. Hauptgruppe Zwei Elektronen im äußeren s-Orbital Erdalkalimetalle, deutlich stabiler als Alkalimetalle (siehe Abbildung 9) diese Elemente bilden Kationen (zweifach positiv geladen) 3. Hauptgruppe Zwei Elektronen im äußeren s-Orbital
und ein einfach besetztes p-Orbital
Aufgrund des einfach besetzten p-Orbitals sind diese Elemente etwas instabiler als die Erdalkalimetalle diese Elemente bilden bevorzugt Kationen (dreifach positiv geladen) außer Bor; die Elemente höherer Ordnung sind Halbmetalle, Al ist ein Metall
4. Hauptgruppe Zwei Elektronen im äußeren s-Orbital und zwei einfach besetzte p-Orbital
Etwas weniger reaktiv wie die oben genannten Elemente
bilden Molekülbindungen 5. Hauptgruppe Zwei Elektronen im äußeren s-Orbital
und drei einfach besetzte p-Orbitale
Zunehmende Stabilität;
vergleichbarer Effekt wie bei den Erdalkalimetallen;
hier sind jedoch alle p- Orbitale einfach besetzt.
Bilden Molekülbindungen 6. Hauptgruppe Zwei Elektronen im äußeren s-Orbital,
zwei einfach besetzte p-Orbitale und ein doppelt besetztes p-Orbital
Nehmen bei chemischen Reaktionen meist zwei Elektronen auf, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen.
Bilden bevorzugt
Molekülbindungen 7. Hauptgruppe Zwei Elektronen im äußeren s-Orbital,
ein einfach besetztes p-Orbital und zwei doppelt besetzte p-Orbitale
Halogene, nehmen bei chemischen Reaktionen ein Elektron auf, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen, das Entfernen von Elektronen erfordert jedoch viel Energie Bilden Anionen (negativ geladen) oder polare Molekülbindungen 8. Hauptgruppe Vollbesetzte s- und p-Orbitale Edelgase, chemisch
stabilste Elemente
Tabelle 5: Besetzung der Valenzorbitale bei den verschiedenen Gruppen
Gruppe Besetzung der äußeren Orbitale
Hauptgruppen s- und p-Orbitale
Nebengruppen d-Orbitale
Lanthanoide und Actinoide f-Orbitale
2.1.4.1
2.1.4.1 Ionisierungsenergie Ionisierungsenergie
Die Ionisierungsenergie ist der Energiebetrag, der erforderlich ist, um ein einzelnes Elektron aus dem Atom abzuspalten.
Abbildung 13: Ionisierungsenergie der Hauptgruppenelemente in Abhängigkeit von der Ordnungszahl (Atomnummer) (Holeman-Wiberg, Lehrbuch der anorganischen Chemie) Abbildung 11 gibt die Werte für die Ionisierungsenergie der Hauptgruppenelemente wieder. Hier ist eine eindeutige Gesetzmäßigkeit erkennbar. Die Alkalimetalle geben ihr Valenzelektron am leichtesten ab, die Edelgase sind hingegen chemisch am stabilsten.
Bei allen anderen Elementen nimmt die Ionisierungsenergie mit zunehmender Besetzung der Valenzorbitale zu.
Vergleicht man die verschiedenen Schalen, zeigt sich, dass die größeren Atome kleinere Ionisierungsenergien besitzen (Vergleich Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Die Wechselwirkung zwischen dem Atomkern und den Valenzelektronen nimmt in dieser Richtung ab. Die Anzahl der Protonen im Atomkern nimmt zwar mit zunehmender Ordnungszahl (Atomnummer) zu, jedoch werden diese Protonen stärker von den Elektronen der inneren, vollständig besetzten Schalen abgeschirmt. Hier ist noch zu berücksichtigen, dass die Atomradien mit steigender Atomnummer größer werden und aufgrund des größeren Abstands die Wechselwirkung zwischen Atomkern und Valenzelektronen abnehmen.
Der Betrag der Ionisierungsenergie hängt auch vom Orbital ab, aus dem das Elektron
entfernt wird. Er nimmt in der Reihenfolge s-, p-, d-, f-Orbital ab. Die Ursache ist die unterschiedlich große Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen in der Nähe des Atomkerns. Diese Aufenthaltswahrscheinlichkeit wird in den Abbildungen 4 und 6 Kapitel 1.1.2.2 Seite 4 und 5 dargestellt.
Die Ionisierungsenergie der Erdalkalimetalle (Be, Mg, Ca, Sr und Ba) ist relativ hoch, da bei ihnen in der äußersten Schale das s-Orbital vollbesetzt ist. Diese Atome sind etwas kleiner als die Alkalimetallatome, folglich sind die Wechselwirkungen zwischen Atomkern und Elektronen stärker. Die Elemente B, Al, Ga, In, Tl besitzen ein zusätzliches Valenzelektron in einem p-Orbital, dieses Elektron lässt sich relativ leicht entfernen.
N, P und As haben eine verhältnismäßig große Ionisierungsenergie, da ihre drei äußersten p-Orbitale halbbesetzt sind.
2.1.4.2
2.1.4.2 Elektronegativität Elektronegativität
Die Elektronegativität ist eine dimensionslose Zahl, die die Wechselwirkung eines neutralen Atoms auf Elektronen innerhalb von kovalenten Bindungen wiedergibt.
Abbildung 14: Elektronegativität (Lautenschläger, Schröter, Wanninger, Taschenbuch der Chemie)
Sie charakterisiert ebenfalls das chemische Verhalten der Elemente. Nach Mulliken kann sie als Mittelwert zwischen Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität angesehen werden.
Die Periodizität, die wir bereits bei der Ionisierungsenergie gefunden haben lässt sich auch hier erkennen.
Mit zunehmender Atomnummer nimmt die Elektronegativität ab, da die Wechselwirkungen
zwischen den Valenzelektronen und dem Atomkern kleiner werden.
Innerhalb einer Periode nehmen die Elektronegativität und die Ionisierungsenergie zu.
Innerhalb einer Gruppe nimmt die Elektronegativität ebenso wie die Ionisierungsenergie ab. Die Elemente, bei denen die selbe Valenzelektronenkonfiguration in verschiedenen Schalen vorliegt, werden in eine Gruppe eingeordnet.
Bei den meisten Metallen der Nebengruppenelemente, hier werden die d-Orbitale aufgefüllt, liegt der Wert für die Elektronegativität bei ca.1,7 , also zwischen Titan und Germanium.
2.1.4.3
2.1.4.3 Elektronenaffinität Elektronenaffinität
Die Elektronenaffinität ist im Prinzip das Gegenstück zur Ionisierungsenergie, sie gibt den Energiebetrag für die Aufnahme eines Elektrons durch ein neutrales Atom wieder. Die Halogene (F, Cl, Br, J) haben eine besonders hohe Elektronenaffinität, da sie durch die Aufnahme eines einzigen Elektrons die besonders stabile Edelgaskonfiguration erreichen können.
2.1.4.4
2.1.4.4 Atom- und Ionendurchmesser Atom- und Ionendurchmesser
Im Idealfall kann man Atome und Ionen als starre Kugeln, die sich nicht gegenseitig durchdringen, auffassen.
Der Atom- bzw. Ionendurchmesser ist von der Kernladung und der Anzahl der Elektronenschalen abhängig.
Beide Beträge nehmen innerhalb einer Gruppe von oben nach unten zu und innerhalb einer Periode von links nach rechts ab.
2.1.4.5
2.1.4.5 Metallische Eigenschaften Metallische Eigenschaften
Metalle sind elektrisch leitend, d. h. sie müssen eine niedrige Ionisierungsenergie besitzen, denn die Elektronen müssen sich zwischen den positiv geladenen Atomrümpfen frei bewegen können.
Die metallische Leitfähigkeit nimmt mit zunehmendem Atomradius, von oben nach unten, und abnehmender Ionisierungsenergie zu.
Innerhalb des Periodensystems verläuft die Grenze zwischen Metallen und Nichtmetallen von Bor über Silizium, Germanium, Arsen zum Tellur. Diese Elemente sowie weitere
Elemente in ihrer näheren Umgebung sind Halbleiter und Halbmetalle, diese können in metallischen und nichtmetallischen Modifikationen auftreten. Die Ursache für diese Eigenschaft liegt in der geringen Energiedifferenz zwischen s-, p- und d-Orbitalen.
2.1.5 Zusammenfassung
Energieprinzip
Ein Atom befindet sich im Grundzustand (stabilster Zustand), wenn seine Gesamtenergie am kleinsten ist. Bei der Besetzung der Orbitale werden deshalb die energieärmsten Orbitale als erstes besetzt. Diese Orbitale sind dem Atomkern am nächsten.
Pauli-Prinzip
Die Elektronen eines Atoms müssen sich in mindestens einer Quantenzahl voneinander unterschieden. Folglich können sich nur maximal zwei Elektronen in einem gemeinsamen Orbital aufhalten.
Hundsche Regel
Gemäß der Hundschen Regel werden energetisch gleichwertige Orbitale immer erst einfach besetzt. Diese Orbitale habe dieselbe Nebenquantenzahl l. Dies führt zur maximalen Spinmultiplizität.
2.1.5.1
2.1.5.1 Übersicht über das PSE Übersicht über das PSE
http://daten.didaktikchemie.uni-bayreuth.de/umat/metalle/metalle.htm
http://www.reliefs.ch/chemie/pse.pdf
Abbildung 15: Periodensystem der Elemente
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/a/aa/Periodic_trends_
%282%29.svg/langde-330px-Periodic_trends_%282%29.svg.png
2.1.5.2
2.1.5.2 Das Mol, molare Masse Das Mol, molare Masse
Ein Mol eines Stoffs enthält definitionsgemäß 6.02214076 1023 Teilchen (Avogadrosche Zahl bzw. Loschmidtsche Zahl).
Das molare Volumen eines idealen Gases beträgt 22,414 l unter Normalbedingungen, d.
h. 273,15 K, 101325 Pa. Für reale Gase, Feststoffe und Flüssigkeiten ist das Volumen stoffabhängig.
Der Quotient aus der Masse M und der Stoffgemenge eines Stoffs ist die molare Masse M.
Ihre Einheit ist g/mol. Die molare Masse hat denselben Zahlenwert wie die Atom- bzw.
Molekülmasse des Stoffs in der atomaren Masseneinheit u.
Die Stoffmenge n ist der Quotient aus der Masse und der molaren Masse eines Stoffs.
2.1.5.3
2.1.5.3 Isotope Isotope
Atome, die unterschiedliche Anzahl von Neutronen enthalten können, werden als Isotope
bezeichnet.
Berechnung der Neutronenzahl: Molare Masse – Ordnungszahl = Neutronenzahl
Bei vielen Elementen ist die molare Masse nicht ganzzahlig. Da die Masse der Elektronen nur sehr wenig zur Gesamtmasse beiträgt, muss es bei diesen Elementen verschiedene Isotope geben. Die molare Masse ist dann die Summe der verschiedenen Isotope
multipliziert mit ihrem jeweiligen prozentualen Anteil.
Fragen zum Atombau
1) Geben sie das Ergebnis des Rutherfordschen Streuversuchs wieder.
2) Worauf basieren die unterschiedlichen Farben beim Flammenfärbungsexperiment?
3) Geben sie die Elektronenkonfigurationen der Elemente F, C, Ca und S mithilfe des wellenmechanischen Atommodells wieder.
Lösungen
1) Der Atomkern ist viel kleiner als das Atom. Der Atomkern besteht aus Protonen und Neutronen. Folglich ist im Atomkern annähernd die gesamte Masse des Atoms konentriert.
2) Elektronen werden durch die Hitze angeregt, sie springen von stabilen Grundzustand auf höhere Energieniveaus. Das Atom ist dann im einem angeregten Zustand. Außerhalb der Flamme springen die Elektronen wieder in den stabilen Grundzustand zurück und geben die dadurch frei werdende Energie in Form von Licht ab.
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/1/15/Valenzschalenmodell_Flammenf
%C3%A4rbung.svg/220px-Valenzschalenmodell_Flammenf%C3%A4rbung.svg.png
3) F: 1s2, 2s2, 2p5 C:1s2, 2s2, 2p2
Ca: 1s2, 2s2, 2p6 , 3s2, 3p6, 4s2 bzw. [Ar] 4s2 S: 1s2, 2s2, 2p6 , 3s2, 3p5 bzw. [Ne] 3s2, 3p5
Fragen zum PSE
1) Wie ist die Ionisierungsenergie definiert? Wie ändert sie sich innerhalb des PSE? Begründen sie ihre Antwort.
2) Warum wir der Atomradius innerhalb einer Periode von links nach rechts kleiner?
3) Welche Isotope besitzt das Uran? In welchen Anteilen liegen sie in der Erdkruste vor?
Berechnen sie jeweils die Neutronenzahl.
