Die wichtigsten Wissensbausteine aus der neunten Klasse

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1 Chemie Klasse 10 Voorwold Wie war das nochmal? Die wichtigsten Wissensbausteine aus der neunten Klasse PSE Bindungen Ionen Metallbindung Elektronen Dalton Protonen Oktett Inhalt Die wichtigsten Wissensbausteine aus der neunten Klasse 1 Atombau nach Bohr die Grundlage für so ziemlich alles... (PSE, Oktettregel, Wertigkeit) 2 Niemand ist gern allein: Chemische Bindung Das Salz in der Suppe: Die Ionenbindung Drei Namen, die dasselbe meinen: Elektronenpaar-, Atom- oder kovalente Bindung Ein glänzender Auftritt: Metallbindung und metallische Eigenschaften... 3 Ein Geben und Nehmen: Redoxreaktionen und der Handel mit Elektronen... 4 Der Stoff, aus dem das Leben ist: Kohlenstoff im PSE...

2 1 Atombau nach Bohr die Grundlage für so ziemlich alles Das Bohr sche Atommodell ist die Basis um Chemie verstehen zu können und es ist falsch. Bis heute weiß niemand, wie Atome exakt aufgebaut sind. Ein Modell bildet immer nur einen Teil der Wirklichkeit ab so auch das Atommodell nach Bohr. Es hat einen unschlagbaren Vorteil: Es ist sehr einfach und leicht nachvollziehbar. Für fast alle Bereiche der Chemie können aus diesem Modell richtige Schlussfolgerungen hergeleitet werden und das ist bei einem Modell das Entscheidende. Für die Chemie in der Schule ist des daher sehr wichtig. An der Universität wird das sogenannte Orbitalmodell zum Atombau gelehrt. Es ist sehr viel komplizierter, hat jedoch auch seine Grenzen. Modelle haben immer nur einen eingeschränkten Bereich der Gültigkeit. 1. Aufgaben zum Informationstext 1. Suche im PSE (Periodensystem der Elemente) das Element mit der Ordnungszahl 12. Welches ist es? Beschreibe seinen Aufbau. 2. Beschreibe die Stellung des Elementes Calcium im PSE. 3. Bestimme für das Atom des Elementes mit der Ordnungszahl 15 die Anzahl der Protonen im Kern und den Aufbau seiner Elektronenhülle. 4. Wie viele Elektronenschalen hat ein Atom des Elementes Chlor? 5. Nenne die Hauptgruppenelemente, deren Atome vier Außenelektronen besitzen! 6. Du hast in der SI die Elemente der 1. Hauptgruppe (Alkalimetalle) und der 7. Hauptgruppe (Halogene) mit ihren Reaktionen kennen gelernt. Dabei wurde festgestellt, dass Elemente einer Hauptgruppe jeweils ähnliche chemische Reaktionen zeigen. Auf welche Eigenschaft im Aufbau der jeweiligen Atome ist diese Ähnlichkeit zurückzuführen? Begründe! Abb.: Periodensystem der Elemente (PSE) nach dem Bohr schen Schalenmodell 1

3 Im Periodensystem der Elemente (abgekürzt: PSE) sind die Elemente nach steigender Ordnungszahl angeordnet. Du findest die jeweilige Zahl (die auch als Kernladungszahl bezeichnet wird) jeweils links unten neben dem Symbol. Die Ordnungszahl entspricht der Anzahl der Protonen im Kern. Ausgehend vom Wasserstoff (Ordnungszahl l) steigen die Ordnungszahlen von links nach rechts an: Die Atome des jeweils folgenden Elements haben je l Proton mehr im Kern (und damit l Elektron mehr in der Hülle) als die Atome des davor stehenden Elements. Im PSE sind die Elemente in 8 senkrechten Spalten (Gruppen) und 7 waagerechten Reihen (Perioden) geordnet. In jeder Gruppe stehen die Elemente untereinander, die ähnliche chemische Reaktionen zeigen. So erkennst du in der l. Gruppe unter dem Wasserstoff die Alkalimetalle, in der 7. Gruppe die Halogene und in der 8. Gruppe die Edelgase. Dass die Elemente in einer Gruppe ähnliche Eigenschaften haben, liegt daran, dass ihre Atome die gleiche Anzahl Außenelektronen besitzen. Diese Zahl nimmt von einer Gruppe zur nächsten von links nach rechts zu. Merke dir: Die Nummer der Gruppe entspricht der Zahl der Außenelektronen (Ausnahme: das Heliumatom). Beispiel: Die Halogene (z. B. Fluor, Chlor, Brom, lod) stehen in der 7. Gruppe; demnach haben ihre Atome jeweils sieben Außenelektronen. In den Perioden des PSE stehen die Elemente mit der gleichen Anzahl an Elektronenschalen. In der l. Periode stehen die Elemente, deren Atome nur eine Elektronenschale haben, in der 2. Periode die Elemente mit zwei Elektronenschalen usw. Merke dir dazu: Die Nummer der Periode entspricht der Zahl der Elektronenschalen. Eine neue Periode beginnt also immer dann, wenn bei den Atomen eines Elements mit einem Außenelektron eine weitere Elektronenschale hinzukommt. Dadurch ergibt sich von Periode zu Periode eine regelmäßige (periodische) Wiederkehr von Elementen, deren Atome gleich viele Außenelektronen haben. Die Darstellung auf der vorigen Seite zeigt nur einen kleinen Ausschnitt aus dem PSE. Alle 7 Perioden sind dagegen einschließlich der Nebengruppen in sogenannten Langperiodensystemen dargestellt. Hier wurden nur die acht Hauptgruppen des PSE berücksichtigt. Es gibt aber auch noch sog. Nebengruppen. Sie sind von der 4. Periode an zwischen der 2. und 3. Gruppe eingefügt. Das kannst du daran ablesen, dass die Reihe der Ordnungszahlen an diesen Stellen jeweils einen Sprung macht. Innerhalb der Perioden und Gruppen ändern sich die Eigenschaften der Elemente gesetzmäßig. So stehen z. B. links die Metalle und rechts die Nichtmetalle. Dazwischen sind Elemente, die gleichzeitig metallische und nichtmetallische Eigenschaften haben (z. B. Bor, Silicium). Einige Gruppen umfassen sowohl Metalle als auch Nichtmetalle. Dann stehen die Nichtmetalle oben und die Metalle unten in der Gruppe. 2. Aufgabe: Ergänze mithilfe der Abbildung des PSE: Die erste Schale (K-Schale) ist mit Elektronen voll besetzt. Die zweite Schale (L-Schale) fasst bereits Elektronen, genau wie die dritte Schale (M-Schale), die notfalls jedoch auch noch weitere Elektronen aufnehmen kann. Insgesamt gibt es Schalen bei den schweren Atomen. 2

4 Zentrale Begriffe: Oktettregel und Wertigkeit Oktettregel. Elektronenschalen sind in der Regel mit acht Elektronen voll besetzt. Eine Ausnahme bildet jedoch die sehr kleine K-Schale, die als kernnächste Schale nur zwei Elektronen fasst. Bei Edelgasen sind die äußeren Elektronenschalen voll besetzt. Diese Hauptgruppe ist kaum zu chemischen Reaktionen zu bewegen. Deshalb muss eine voll besetzte äußere Schale für ein Atom ein energetisch günstiger Zustand sein. Tatsächlich lassen sich chemische Reaktionen meist damit erklären, dass die Atome nach voll besetzten äußeren Schalen streben. Dies wird in der Chemie als Oktettregel oder Achterschalenregel bezeichnet. Merke: Die Oktettregel beschreibt das Bestreben der Atome, voll besetzte äußere Schalen zu bekommen. Diese enthalten in der Regel acht Elektronen. Wertigkeit. Es gibt zwei Möglichkeiten für Atome, eine voll besetzte äußere Schale zu erreichen: Elektronenaufnahme und Elektronenabgabe. Die Wertigkeit beschreibt dabei die Anzahl der Elektronen, die dafür aufgenommen oder abgegeben werden müssen. Elektronen sind selbst negativ geladen. Mit jedem aufgenommenen Elektron bekommt das Atom eine negative Ladung, mit jedem abgegebenen Elektron eine positive. a) Meist wird der Weg eingeschlagen, bei dem am wenigsten Elektronen verschoben werden müssen, um eine voll besetzte äußere Schale zu erhalten. Natrium beispielsweise hat nur ein Außenelektron. Es hat ein starkes Bestreben, dieses abzugeben. Die äußere Elektronenschale würde dann aufgehoben und das Na + -Ion erhält die Elektronenkonfiguration des Neons. Natrium ist daher einwertig. b) Magnesium hat zwei Elektronen auf der äußeren Schale. Es ist günstiger, diese abzugeben und somit eine Neonschale zu bekommen, als sechs Elektronen aufzunehmen und eine Argonschale zu erhalten. Magnesium ist daher zweiwertig und bildet Mg 2+ - Ionen. c) Fluor hat bereits sieben Außenelektronen auf der zweiten Schale. Es hat daher ein sehr großes Bestreben, noch ein Elektron aufzunehmen und so die Neonschale zu erreichen. Es müsste anderenfalls sieben Außenelektronen abstoßen, um seine äußere Schale aufzulösen. Dies ist sehr unwahrscheinlich. Fluor bildet F - - Ionen und ist, genau wie das Natrium, einwertig. 3. Aufgabe: Stelle die Aussagen der Abschnitte a), b) und c) in einer Skizze dar! Merke: Bis zur vierten Hauptgruppe geben die Atome in Verbindungen eher Elektronen ab, um ein Elektronenoktett zu erreichen. Ab dort werden eher Elektronen aufgenommen. Im PSE verhält sich daher die Wertigkeit meist wie folgt: Hauptgruppe Wertig- keit/ionen 1 Alkalimetalle 2 Erdalkalimetalle 3 Erdmetalle 4 Kohlenstoffgruppe 5 Stickstoffgruppe 6 Chalkogene 7 Halogene 8 Edelgase M + M 2+ M 3+ A 4+ /A 4- A 3- A 2- A - / In einzelnen Verbindungen können jedoch auch andere Wertigkeiten auftreten. 3

5 2 Niemand ist gern allein: Die chemische Bindung Wenn Atome Elektronen aufnehmen oder abgeben, so ändert sich das Verhältnis von Kernzu Hüllenladung. Elektronen können ganz abgegeben oder von Atomen gemeinsam genutzt werden. Dabei gehen die Atome Bindungen ein. Man unterscheidet zwischen Ionenbindung, Elektronenpaarbindung und metallischer Bindung. Merke: Atome reagieren miteinander, indem sie Elektronen austauschen oder teilen. Dabei erfüllen sie die Oktettregel, da dies einen für sie energetisch günstigen Zustand ermöglicht. Die unterschiedlichen Arten der chemischen Bindung stellen dabei verschiedene Strategien dar, wie dies erreicht werden kann. 2.1 Das Salz in der Suppe: Die Ionenbindung Bei einer Ionenbindung verzichtet ein Partner auf seine äußeren Elektronen, während der zweite diese Elektronen aufnimmt und seine unvollständig besetzten Schalen auffüllt. Durch die Elektronenübertragung entstehen aus der Atomsorte, die die Elektronen liefert, positiv gelandene Ionen (Kationen), während die Atomart, die die Elektronen aufnimmt, negativ geladene Ionen (Anionen) bildet. Zur Verdeutlichung die Reaktion von Natrium- und Chloratomen: Na + Cl Na + + Cl - NaCl Natrium hat ein Außenelektron, das es abgeben muss, um eine voll besetzte äußere Elektronenschale zu bekommen, es bildet Natrium-Kationen. Chlor erreicht dieses Ziel durch Aufnahme eines Elektrons, das Ergebnis ist ein Chlorid-Anion. Aus der unterschiedlichen Ladung von Kationen und Anionen resultiert eine elektrostatische Anziehungskraft, die Ionenbindung. Das Ergebnis ist ein Salz, das Natriumchlorid (Koch- oder Steinsalz). 4

6 Merke: Salze sind Stoffe, die über Ionenbindungen zusammengehalten werden. Häufig bestehen sie aus metallischen Kationen und nichtmetallischen Anionen. 4. Aufgabe: Erkläre die folgenden Reaktionen; ergänze die Anzahl der erforderlichen Ionen: a) K + S K + + S 2- K 2 S (Kaliumsulfid) b) Al + Br Al 3+ + Br - AlBr 3 (Aluminiumbromid) 5. Aufgabe: Formuliere selbstständig folgende Reaktionen wie im Beispiel oben: a) Calcium reagiert mit Fluor b) Aluminium reagiert mit Schwefel Info: Die elektrostatischen Kräfte der Ionenbindung wirken ungerichtet nach allen Seiten. Deshalb entstehen durch sie sogenannte Ionenkristalle, die z.b. als Kristalle des Kochsalzes als Würfel sichtbar sind. Da sehr viele NaCl-Einheiten einen solchen Kristall bilden, müsste man dessen Formel als (NaCl) x angeben. Der Einfachheit halber schreibt man nur NaCl. 2.2 Drei Namen, die dasselbe meinen: Elektronenpaar-, Atom-, oder kovalente Bindung Im vorigen Abschnitt wurde die Ionenbindung vorgestellt. Sie bildet sich in der Regel zwischen Metallen mit wenigen Außenelektronen, die bevorzugt Elektronen abgeben und Nichtmetallen aus, die viele Außenelektronen besitzen und bevorzugt Elektronen aufnehmen. Bei der Elektronenpaarbindung wird eine andere Strategie verfolgt, um ein vollständiges Elektronenoktett zu erreichen. Es ist eine Bindung zwischen Nichtmetallatomen, die Elektronenpaare gemeinsam nutzen, um voll besetzte äußere Schalen zu erzielen. Die Elektronenpaarbindung herrscht in Molekülen vor. Merke: Die Elektronenpaar-, Atom- oder kovalente Bindung ist die Bindung, die sich zwischen Nichtmetallatomen ausbildet. Bei ihr werden Elektronenpaare von beiden Bindungspartnern genutzt, um die Oktettregel zu erfüllen. Beispiel 1: Wasserstoff Beispiel 2: Sauerstoff Beispiel 3: Stickstoff H + H H 2 O + O O 2 N + N N 2 Bei der Ausbildung einer Atombindung müssen die Bindungspartner sich soweit nähern, dass ihre äußeren Schalen überlappen. Ein Elektronenpaar, das so entsteht, wird von beiden an der Bindung beteiligten Atomen gemeinsam genutzt, um eine voll besetzte äußere Schale zu erhalten. 10. Aufgabe: Fertige Skizzen gemäß dem Bohr schen Atommodell an und zeige damit die Bindungsverhältnisse im Wasserstoff-, Sauerstoff- und Stickstoffmolekül. Zeige, dass in einem Fall eine Einfach-, in einem Fall eine Doppel- und in einem Fall eine Dreifachbindung vorliegen muss. 11. Aufgabe: Zeichne gemäß dem Bohr schen Atommodell ein HCl- und ein Wassermolekül! 5

7 2.3 Ein glänzender Auftritt: Metallbindung und metallische Eigenschaften Ionenbindung und Atombindung sind Dir nun bereits bekannt. Wie aber sehen die Bindungsverhältnisse in einem Metallstück (der Chemiker spricht von Metallkristall) aus, in dem alle an der Bindung beteiligten Partner das Bestreben haben, ihre Valenzelektronen (=Außenelektronen) abzugeben? Bereits um 1900 wurde von Drude und Lorentz ein Modell zur metallischen Bindung entwickelt. Danach sind in Metallen die Gitterplätze durch positive Ionenrümpfe besetzt, die durch Abgabe der Valenzelektronen entstehen. Diese Ionenrümpfe (Bsp. Na +, Ca 2+, Al 3+ ) verfügen somit über voll besetzte äußere Schalen und erfüllen die Oktettregel. Im Gegensatz zu anderen Bindungsarten sind die Valenzelektronen also nicht an ein bestimmtes Atom gebunden, sondern delokalisiert. Ähnlich, wie sich Gasatome frei im gesamten Gasraum bewegen können, können sich die Valenzelektronen der Metallatome im gesamten Metallgitter frei bewegen und werden als Elektronengas bezeichnet. Dieses Modell erklärt die metallischen Eigenschaften: Durch die vielen frei beweglichen und über den gesamten Metallkristall verteilten Elektronen leiten Metalle elektrischen Strom. Besonders gute Leiter wie Kupfer oder Gold werden häufig in der Elektroindustrie eingesetzt. Die Elektronen können Licht aller Wellenlängen sowohl absorbieren (=aufnehmen) als auch reflektieren (zurückstahlen). Die Undurchsichtigkeit von Metallen und der metallische Glanz sind somit erklärt. Einige Metalle wirken jedoch auch stumpf, da sich ihre Oberfäche schnell mit einer Oxidschicht überzieht. Diese Metalle glänzen erst, wenn man sie schneidet oder ihre Oberflächen anschleift. Auch die Duktilität (=plastische Verformbarkeit) der Metalle wird durch das Modell verständlich: Im Gegensatz zu Ionenkristallen kann es bei Einwirkung äußerer Kräfte niemals dazu kommen, dass gleich geladene Ionen nebeneinander liegen. Im Gegensatz zu Ionenkristallen, die äußerst spröde sind, verfügen Metallkristalle über Gleitebenen, deren Verschiebung nicht zur Entstehung von Abstoßungskräften im Metall führt (siehe Abbildung nächste Seite). Metallkristall: Die Gleitebenen und das Elek- Ionenkristall: Durch Einwirkung äußerer Kräfte können tronengas verhindern eine Abstoßung bei Einwir- gleich geladene Ionen Abstoßungskräfte hervorrufen. kung äußerer Kräfte. Metalle sind plastisch verformbar. Ionenkristalle sind spröde und brechen leicht. 12. Aufgabe: Erkläre am Beispiel der Metalle Natrium und Aluminium, wieso die metallische Bindung die Oktettregel zu erfüllen vermag! Wie viele Elektronen werden in beiden Fällen pro Atom zum Elektronengas? 6

8 Zusammenfassung der drei bisher behandelten Bindungsarten Sowohl die Ionenbindung als Bindung zwischen Metall und Nichtmetall als auch die Atombindung als Bindung zwischen Nichtmetallatomen und die Metallbindung stellen unterschiedliche Strategien dar, die Oktettregel zu erfüllen. Metalle sind dabei grundsätzlich durch ihr Bestreben gekennzeichnet, Elektronen abzugeben. Sie stehen links im PSE und haben wenige Außenelektronen. Nichtmetalle verfügen bereits über viele Außenelektronen. Sie stehen rechts im PSE und sind bestrebt, die Oktettregel durch Aufnahme von Elektronen in ihre äußeren Schalen zu erfüllen. 3 Ein Geben und Nehmen: Redoxreaktionen und der Handel mit Elektronen Ziemlich früh hast Du im Chemieunterricht gelernt, dass Oxidation bedeutet, dass ein Stoff sich mit Sauerstoff verbindet. Reduktion ist das Gegenteil davon, das heißt, Sauerstoff wird entfernt. Dann kam, vielleicht zu Deiner Überraschung, die Erkenntnis, dass eine Reduktion auch dann vorliegt, wenn ein Stoff sich mit Wasserstoff verbindet. Da Oxidation und Reduktion gegenteilig sind, muss also auch eine Oxidation vorliegen, wenn Wasserstoff aus einer Verbindung entfernt wird. Beide Definitionen sind jedoch nicht allgemein gültig, letztlich, so hast Du vielleicht auch noch gelernt, kommt es auf den Fluss der Elektronen an. Das Verbinden mit Sauerstoff ist deshalb eine Oxidation, weil Sauerstoff dem Stoff Elektronen entzieht. Man kann dies auch erreichen, indem man ein Wasserstoffatom entfernt, das sein Elektron dabei mitnimmt. Wird Sauerstoff entfernt, werden Elektronen hinzugefügt, das kennzeichnet die Reduktion. Auch die Aufnahme von Wasserstoff vermehrt die Elektronen, da dieser bestrebt ist, sein Außenelektron schnell abzugeben. Das ganze klingt kompliziert und ist es auch. Du wirst diese Definitionen aber für Redoxreaktionen und Elektrochemie brauchen. Am besten lernst Du folgende Tabelle einfach auswendig: Oxidation Aufnahme von Sauerstoff Abgabe von Wasserstoff Abgabe von Elektronen Reduktion Abgabe von Sauerstoff Aufnahme von Wasserstoff Aufnahme von Elektronen Schauen wir uns zur Vertiefung einen alten Bekannten an, die Reaktion von Natrium mit Chlor zu Kochsalz. 13. Aufgabe: Ergänze folgenden Lückentext unter Anwendung der gelernten Definitionen Natrium ist ein metall. Wie alle Metalle hat es wenig Außenelektronen und neigt daher dazu, diese, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Diese gilt als chemisch besonders stabil (=inert). Das ist die Aussage der regel. Da alle Elemente mit wenigen Außenelektronen diese eher abgeben, sind alle diese Elemente Metalle. Metalle stehen daher im PSE eher auf der Seite. Die Abgabe von Elektronen nennt der Chemiker. Metalle neigen dazu, zu. 7

9 Chlor gehört zur Hauptgruppe der. Es hat bereits sieben Außenelektronen. Wie alle Nichtmetalle neigt es dazu, Elektronen, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Da alle Elemente mit vielen Außenelektronen eher Elektronen aufnehmen, sind alle diese Elemente und stehen im PSE eher auf der Seite. Die Aufnahme von Elektronen nennt der Chemiker. Nichtmetalle neigen dazu, zu werden. Die Reaktion eines Metalls mit einem Nichtmetall läuft in der Regel unter Elektronenübertragung ab. Da der eine Partner oxidiert wird, indem er Elektronen und der andere Partner diese Elektronen, also reduziert wird, spricht man bei Reaktionen mit Elektronenübertragung von Redoxreaktionen. Tipp: Das Aufstellen komplizierter Redoxgleichungen gehört zu den schwierigsten Dingen im Chemieunterricht und erfordert viele Schritte und einiges an Übung. Du wirst es ernst in Jahrgangsstufe 12 lernen. Aber wenn Du außerhalb der Schule noch mal mit Chemie zu tun hast, wirst Du froh sein, wenn Du diese Technik beherrscht. Letztlich kommt es immer darauf an, den Elektronenfluss auszugleichen, da ein Partner nicht mehr Elektronen aufnehmen kann, als der andere liefert. Wenn Du dies im Auge behältst und Dir ein systematisches Vorgehen aneignest, ist die Sache nur noch halb so wild! 4. Der Stoff, aus dem das Leben ist: Kohlenstoff im PSE Sicher hast Du schon einmal Aussagen gehört wie: Das Leben basiert auf Kohlenstoff oder Wenn man alles Wasser aus einem Menschen entfernen würde, bliebe kaum mehr von ihm übrig, als ein Häuflein Kohlenstoff. Die chemischen Eigenschaften dieses Elementes sind eng mit dem Leben verbunden und es ist sehr fraglich, ob es eine Möglichkeit gäbe, Leben auf einem anderen Element als Kohlenstoff aufzubauen. Warum ist das so? Betrachten wir die Stellung des Kohlenstoffes im Periodensystem der 12 Elemente, um eine Antwort auf diese Frage zu erhalten. Die Ordnungszahl ist 6, die Massenzahl 12. Kohlenstoff ist also ein kleines Atom und geht daher klar definierte Verbindungen ein. C Seine Stellung im PSE in der zweiten Periode weist darauf hin. Aber Kohlenstoff steht auch in der vierten Hauptgruppe, kann also bis zu vier 6 Bindungen eingehen und dabei seine Außenelektronen sowohl abgeben als auch seine Schale durch Aufnahme von Elektronen füllen. Durch seine vier Bindungsmöglichkeiten kann Kohlenstoff vor allem mit sich selbst in beliebiger Weise reagieren, dies bedingt die unendliche Fülle organischer Moleküle. Kombiniert man Kohlenstoffgerüste noch mit wenigen anderen Elementen wie Wasserstoff, Sauerstoff, Phosphor, Schwefel und Stickstoff, so hat man die Bausteine beisammen, aus denen alle bedeutsamen Moleküle des Lebens wie Zucker (Kohlenhydrate), Fette (Lipide) und Eiweiße (Proteine) aber auch Kernsäuren (Nucleinsäuren wie die DNA) aufgebaut sind. 8

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