Grundzüge der Chemie

Transkript

1 Grundzüge der hemie für Studierende des Maschinenbaus, der Elektrotechnik und Umwelttechnik und Ressourcenmanagement 3. Auflage WS 2006/07 Basierend auf dem Skript von Prof. Dr. Stefan Kaskel

2 Empfohlene Lehrbücher 1. hemie für Ingenieure, J. oinkis, E. Lindner, Wiley-V, 2001 (ISBN , 34,90 Euro). 2. hemie - Einfach Alles, P. W. Atkins, J. A. Beran, Wiley-V, 1998 (ISBN , 55,- Euro). 3. Das Basiswissen der hemie,. E. Mortimer, 8. Aufl., Thieme, 2003 (ISBN ,95 Euro). Das Skript versucht in weiten Teilen ein Lehrbuch zu ersetzen. Trotzdem empfiehlt es sich, parallel zur Vorlesung ein Lehrbuch zu verwenden, um weitere Beispiele und Reaktionen kennen zulernen. Der Umfang der Vorlesung orientiert sich im wesentlichen an dem Buch von Lindner. Das Buch von Atkins ist umfangreicher und allgemeiner gehalten, enthält aber viele anschauliche Beispiele und Abbildungen. Allgemeines: Am Ende des Semesters erfolgt eine schriftliche Fachprüfung. Der Termin wird noch bekannt gegeben. Zur besseren Lernkontrolle befinden sich am Ende eines Kapitels Übungsaufgaben, welche denen der Fachprüfung weitestgehend entsprechen. Die Lösungen befinden sich am Ende des Skriptes. Schlüsselbegriffe, welche innerhalb des Skriptums fett gedruckt sind, gehören unbedingt zum Stoffumfang der Fachprüfung und sollten verstanden sein. Zur Übung wird am Ende des Semesters eine Probeklausur zur Verfügung gestellt. rganisatorische Fragen richten Sie am besten direkt an Dr. Löffler per elke@techem.rub.de. Der verantwortliche Lehrstuhl an der UNI Bochum ist Prof. Dr. Martin Muhler. : Sekreteriat: Sigrid Kalender Gebäude NBF 04/690 Lehrstuhl für Technische hemie Universitätsstr Bochum rganisatorische Informationen finden Sie am schwarzen Brett und auf der Web- Seite des Lehrstuhls für Technische hemie. Kein Skript ist ohne Fehler! Dieses Skript wird laufend verbessert und der Vorlesung entsprechend aktualisiert. 2

3 Inhaltsverzeichnis: 1. Atombau 5 Atomkern und -hülle Bohrsches Atommodell rbitalmodell Aufbau des Periodensystems Periodische Eigenschaften 2. hemische Bindung 32 Ionenbindung Kovalente Bindung Metallbindung albleiter 3. Aggregatzustände und Phasendiagramme 56 Der gasförmige Zustand Der flüssige Zustand Der feste Zustand Phasendiagramme 4. hemische Reaktionen 70 Reaktionsgleichungen Energieumsätze Redoxreaktionen Säure-Base-Reaktionen 5. Das hemische Gleichgewicht 105 Ionenprodukt des Wassers Löslichkeitsprodukt Schwache Säuren 6. rganische hemie 116 Alkane Alkene Kunststoffe Aromaten Funktionelle Gruppen 7. Anhang 125 Größen und Einheiten 3

4 Griechisches Alphabet Dezimalzahlen Logarithmus Elektronegativität der Elemente Lösungen zu den Kontrollfragen 4

5 1. Atombau Atome sind die elementaren Bausteine, aus denen die Materie aufgebaut ist. Die Unteilbarkeit dieser Bausteine wurde bereits im Altertum formuliert. eute weiß man, dass Atome aus weiteren kleineren Bausteinen aufgebaut sind, den Elementarteilchen Protonen, Elektronen und Neutronen. Protonen Elektronen Neutronen Atome bestehen aus dem Atomkern und der Atomhülle. Die Protonen und Neutronen bilden den Atomkern, die Elektronen befinden sich in der Atomhülle. Die Zahl der Protonen im Kern wird als rdnungszahl bezeichnet. Alle Atome eines Elementes haben die gleiche rdnungszahl. Die Elemente werden durch Abkürzungen gekennzeichnet, welche aus dem lateinischen abgeleitet oder nach ihren Entdeckern benannt sind. Z.B. (ydrogenium) für Wasserstoff und (xygenium) für Sauerstoff. Die Summe der Protonen und Neutronen wird als Massenzahl bezeichnet, da diese Zahl die Masse eines Atomes bestimmt. Atome eines Elementes haben immer die gleiche Zahl an Protonen im Kern, jedoch können sie sich in der Massenzahl unterscheiden. Atome mit gleicher rdnungszahl jedoch unterschiedlicher Massenzahl heißen Isotope. 5

6 Beispiel: Das Sauerstoffatom 16 8 Ο Massenzahl = 16, rdnungszahl = 8, Zahl der Neutronen = Ο und 16 8 Ο sind Isotope des Elementes Sauerstoff. Im Periodensystem sind die Elemente entsprechend ihrer rdnungszahl geordnet. Die Kernbausteine haben unterschiedliche Eigenschaften. Sie haben unterschiedliche Ladung und Masse. Tabelle 1: Physikalische Eigenschaften der Atombausteine Elementarteilchen Masse Elektrische Ladung Elektron (e - ) 0, g -1, Proton (p + ) 1, g +1, Neutron (n) 1, g 0 Die Einheit der elektrischen Ladung ist das oulomb (), die Masse hat die Einheit Kilogramm. Zur Abkürzung durch 10er-Potenzen s. Anhang. Vergleicht man die Eigenschaften in Tabelle 1, so erkennt man, dass Neutronen und Protonen die gleiche Masse aufweisen und sich nur in der Ladung unterscheiden. Proton und Elektron haben betragsmäßig gleiche Ladung, jedoch mit unterschiedlichen Vorzeichen. Daher bestimmt die Anzahl der Neutronen und Protonen die Masse eines Atomes (Massenzahl). Die Ladung des Kernes wird durch die Zahl der Protonen bestimmt. Die Elektronen kompensieren die positive Ladung des Kernes und bilden eine negative ülle. Ein neutrales Atom besitzt genauso viele Elektronen wie Protonen. Da bei chemischen Reaktionen Elektronen zwischen zwei oder mehreren Atomen miteinander in Wechselwirkung treten, ist die Zahl der Elektronen entscheidend für die Reaktionen, die ein Atom eingehen kann. Sie ist identisch zu der Zahl der Protonen. Daher unterscheiden sich Atome eines Elementes praktisch nicht in der Reaktivität, während Atome unterschiedlicher rdnungszahl (Elemente) unterschiedliche Reaktionen zeigen. Massendefekt Durch Zusammenlagerung unterschiedlicher Elementarteilchen bilden sich Atome. Trotzdem entspricht die Masse eines Atomes nicht genau der Summe der Massen 6

7 der Elementarteilchen. Die Masse ist etwas geringer. Dieser Masseverlust, der bei der Zusammenlagerung der Bausteine auftritt, wird als Massendefekt bezeichnet. Ursache für den Massendefekt ist die bei der Zusammenlagerung der Elementarteilchen frei werdende Bindungsenergie. Dabei handelt es sich um enorme Energiebeträge. Es findet eine Umwandlung von Masse in Energie statt: 2 E = mc E = Energie in Joule, m = Masse in kg, c = Lichtgeschwindigkeit ( m/s) Beispiel: Das Isotop 12 besteht aus 6 Protonen, 6 Neutronen und 6 Elektronen. Rechnerisch würde die Summe der Atombausteine einen Wert von 6x1, g + 6x1, g + 6x 0, g = 2, g ergeben. Die tatsächliche Masse des Isotopes beträgt allerdings nur 1, g. Die Differenz von m = 1, g wird bei der Bildung aus den Kernbausteinen in Energie umgewandelt und als Massendefekt bezeichnet. Diese Masse entspricht einer Energie von 1, J/Atom bzw. 7, J/g(). Das entspricht der 22 Millionenfachen Energie, die bei der Verbrennung von 1 g Kohle frei wird. Massendefekte treten nur bei Kernreaktionen auf. Daher können Kernreaktionen auch zur Erzeugung von Energie verwendet werden, sowohl zivil als auch militärisch. Ein typisches Beispiel für die Verwendung einer Kernreaktion zur Energieerzeugung ist die Fusion: 1 4 e + andereelementarteilchen + Energie

8 Aufbau der Elektronenhülle Für die chemischen Reaktionen spielen Kernreaktionen praktisch keine Rolle. Die chemischen Reaktionen kommen durch Wechselwirkungen der Elektronenhülle zustande. Beispielsweise werden bei bestimmten Reaktionen Elektronen von einem Element auf das andere Element übertragen: Na + l Nal Daher ist der Aufbau der Elektronenhülle eines Atoms für die chemischen Eigenschaften eines Elementes entscheidend. Elemente der ersten auptgruppe z.b. können in chemischen Reaktionen nur ein Elektron aus der Elektronenhülle abgeben, obwohl das Isotop 23 11Na insgesamt 11 Elektronen enthält. Der Aufbau der Elektronenhülle ist verantwortlich für dieses Verhalten. Es gibt noch weitere Elemente, die nur 1 Elektron abgeben können: Li, K, Rb, s. Sie ähneln sich stark in ihrem chemischen Verhalten. Daher werden sie in einer Gruppe, der 1. auptgruppe des Periodensystems der Elemente zusammengefasst. Definition: Elemente, welche innerhalb des Periodensystems untereinander angeordnet sind, gehören zu einer Gruppe. Das Periodensystem ist in aupt- und Nebengruppen unterteilt. Innerhalb einer Gruppe weisen Elemente ähnliche chemische Eigenschaften auf, da die Elektronenhüllen ähnlich aufgebaut sind. Es gibt 8 auptgruppen (hellblau und weiß) und 10 Nebengruppen (gelb). Im deutschen heißen die auptgruppen 1., 2., 3., 4.,...auptgruppe und die Nebengruppen entsprechend 3.(Sc), 4.(Ti), 5.,...1.(u), 2.(Zn) Nebengruppe, während im amerikanischen die Gruppen einfach von 1-18 durchnummeriert werden. Elemente, welche im Periodensystem nebeneinander angeordnet sind gehören zu derselben Periode. 8

9 I 1 1,01 II 3 4 Li Be 6,94 9,01 11 Na 22,99 19 K 39,1 37 Rb 85,47 55 s Z E M rel. III IV V VI VII 12 Mg 24,31 IIIb IVb Vb VIb VIIb VIIIb Ib IIb 20 a 40,08 38 Sr 87,62 56 Ba 132,91 137, Fr Ra ,03 21 Sc 44,96 39 Y 88,91 22 Ti 47,88 40 Zr 91,22 72 f 23 V 50,94 41 Nb 92,91 73 Ta 24 r Mo 95,94 74 W 25 Mn 54,94 43 Tc Re 26 Fe 55,85 44 Ru 27 o 58,93 45 Rh 28 Ni 58,69 46 Pd 29 u 63,55 47 Ag 30 Zn 65,39 48 d 101,07 102,91 106,42 107,87 112,41 5 B 10,81 13 Al 26,98 31 Ga 69,72 49 In 114, s Ir Pt Au g Tl 178,49 180,95 183,85 186,21 190,2 192,22 195,08 196,97 200,59 204, Rf Db Sg Bh s Mt ,01 14 Si 28,09 32 Ge 72,61 50 Sn 118,71 82 Pb 207,2 7 N 14,01 15 P 30,97 33 As 74,92 51 Sb 121,76 83 Bi 208, S 32,07 34 Se 78,96 52 Te 127,6 84 Po F l 35,45 35 Br 79,9 53 I 126,9 85 At 210 VIII 2 e 4,00 10 Ne 20,18 18 Ar 39,95 36 Kr 83,8 54 Xe 131,29 86 Rn La 138,91 89 Ac e 140,12 90 Th 232,04 59 Pr 140,91 91 Pa 231,04 60 Nd 144,24 92 U 238,03 61 Pm Np 237,05 62 Sm 150,36 94 Pu Eu 151,97 95 Am Gd 157,25 96 m Tb 158,93 97 Bk Dy 162,5 98 f o 164,93 99 Es Er 167, Fm Tm 168, Md Yb 173, No Lu 174, Lr 260 Das Bohrsche Atommodell: Das Bohrsche Modell der Elektronenhülle erklärt die periodischen Eigenschaften der Elemente. Danach umkreisen die Elektronen den Atomkern und bewegen sich dabei auf definierten Bahnen mit konstantem Abstand zum Kern, den sogenannten Elektronenschalen. Die Schalen kann man sich wie Kugelschalen vorstellen. Die 1. Elektronenschale ist dem Kern am nächsten und wird als K-Schale bezeichnet, die folgenden als L, M, N usw. Schale. Jede Schale kann nur eine bestimmte Zahl von Elektronen aufnehmen und nicht beliebig viele. Auf die K-Schale passen nur 2 Elektronen, die L-Schale kann 8 und 9

10 die M-Schale maximal 18 Elektronen aufnehmen. Allgemein kann die n-te Schale 2n 2 Elektronen aufnehmen. Ist eine der unteren Schalen voll, so wird bei weiterer Zugabe von Elektronen die nächsthöhere Schale besetzt. Die Elektronenschalen unterscheiden sich auch in ihrer Energie. Die jeweils dem Kern näheren Schalen haben eine geringere Energie als die höheren Schalen. Versuch: Flammenfärbung Die unterschiedlichen energetischen Bahnen können experimentell einfach nachgewiesen werden: Befinden sich alle Elektronen in den energetisch niedrigsten Schalen, so ist das Atom im Grundzustand. Man kann aber durch Energiezufuhr, z.b. im Bunsenbrenner, Elektronen in höhere Bahnen anregen. Die Elektronen kehren jedoch schnell in den Grundzustand zurück. Dabei wird Energie frei, welche in Form von Licht ausgesandt wird. Die Farbe des Lichtes hängt von der Energie des Lichtes ab: E = hc/λ E = Energie, h = Konstante (Plancksches Wirkungsquantum), λ = Wellenlänge des Lichtes. Blaues Licht ist energiereich, rotes Licht energiearm. Blaues Licht hat eine kürzere Wellenlänge als rotes Licht. (Zur Wellennatur des Lichtes siehe Lehrbücher der Physik). Flammenfärbung: Li: rot, Na: gelb, etc. 10

11 Lithium Natrium Das Bohrsche Atommodell erklärt den Aufbau des Periodensystems und die Ähnlichkeiten der Elemente in einer Gruppe (s. Abbildung unten): Das leichteste Element Wasserstoff () hat ein Elektron in der K-Schale, elium (e) hat 2 Elektronen. Damit ist die K-Schale voll. Li hat drei Elektronen und nun wird über Be, B,, N,, F bis Ne die L-Schale aufgefüllt. Analog werden die Elektronen in die M-Schale eingefüllt. Elemente, welche vollbesetzte Elektronenschalen aufweisen, stellen besonders stabile Elektronenkonfigurationen dar. So weisen die Elemente der 8. auptgruppe (Edelgase) eine besonders stabile Elektronenkonfiguration auf 11

12 (Edelgaskonfiguration). Diese Elemente sind weder bestrebt Elektronen abzugeben noch aufzunehmen und gehen daher nur wenige chemische Reaktionen ein. Die übrigen Elemente versuchen, in chemischen Reaktionen eine Edelgaskonfiguration zu erreichen, dadurch dass sie Elektronen abgeben oder aufnehmen. Beispiel: Na F Na + F - Natrium gibt ein Elektron ab und weist also eine Elektronengaskonfiguration wie Neon auf. Fluor nimmt ein Elektron auf und erreicht ebenfalls die Neonkonfiguration. Die resultierenden Teilchen tragen je eine Elementarladung. Atome, welche eine oder mehrere positive oder negative Elementarladung tragen heißen Ionen. Die chemische Bindung zwischen Ionen wird in Kapitel 2 erläutert. Atome oder Moleküle, welche ein ungepaartes Elektron aufweisen (hier z.b. Na), heißen Radikale. Elemente innerhalb einer Gruppe weisen die gleiche Zahl von Elektronen in der äußeren Schale auf z.b. Li und Na jeweils 1 Elektron. Sie können in chemischen Reaktionen maximal 1 Elektron abgeben. Die Elektronen der äußersten Schale werden auch Valenzelektronen genannt. Elemente einer Gruppe weisen die gleiche Zahl an Valenzelektronen auf. Die Zahl der Valenzelektronen entspricht im deutschen der Gruppennummer (s.o.). In chemischen Reaktionen geben die Elemente der 1., 2. und 3. auptgruppe in der Regel 1, 2 oder 3 Elektronen ab, um eine stabile Elektronenkonfiguration zu erreichen. Die Elemente der 5., 6. und 7. auptgruppe nehmen 3, 2, oder 1 Elektron auf. Die Edelgase gehen nur unter sehr drastischen Bedingungen Reaktionen ein, da sie bereits eine stabile Elektronenkonfiguration aufweisen. Die Stellung im 12

13 Periodensystem bestimmt, wie viele Elektronen maximal abgegeben oder aufgenommen werden können. Das rbitalmodell Das Bohrsche Atommodell ist eine grobe Vereinfachung. In Wirklichkeit sind die höheren Schalen weiter unterteilt in Bahnfunktionen, die als rbitale bezeichnet werden. Die L-Schale weist zwei unterschiedliche Bahnfunktionen auf, die s- und p-bahnen. Dabei können sich zwei Elektronen in s-bahnen und sechs in p-bahnen aufhalten. In der gleichen Weise teilt sich die M-Schale in s-, p-, und d-bahnen auf, wobei die d- Bahnen genau 10 Elektronen aufnehmen können. Schale Unterteilung Zahl der BF Zahl der Elektronen K s 1 2 L s 1 2 p 3 6 M s 1 2 p 3 6 d 5 10 usw. Ein weitere grobe Vereinfachung des Bohr-Modells ist, dass sich die Elektronen auf Kreisbahnen befinden. In Wirklichkeit kann man die Position eines Elektrons in einem Atom nicht genau bestimmen. Dies bezeichnet man als eisenbergsche Unschärferelation (s.a. Lehrbücher der Physik). Es gibt jedoch rte, an denen man ein bestimmtes Elektron mit einer höheren Wahrscheinlichkeit antrifft, und welche, wo man es wahrscheinlich nicht antrifft. Die Aufenthaltswahrscheinlichkeit wird daher durch eine Funktion angegeben, deren Quadrat die Aufenthaltswahrscheinlichkeit in Abhängigkeit vom rt angibt. Diese Funktion wird als rbital bezeichnet. Die rbitale werden mit kleinen Buchstaben (s, p, d) bezeichnet und haben sich historisch entwickelt (s = sharp, p = principal, d = diffuse aus den Bezeichnungen für Spektrallinienserien). 13

14 Da diese Funktionen schwierig darzustellen sind, wird üblicherweise nicht die Funktion, sondern eine dreidimensionale Darstellung einer bestimmten Aufenthaltswahrscheinlichkeit angegeben. Diese sind nicht die eigentlichen rbitale, werden aber häufig vereinfacht so bezeichnet. Die obige Abbildung zeigt die s- und p-rbitale und deren räumliche Ausdehnung. Es gibt drei p-rbitale, welche sich in ihrer räumlichen Ausdehnung unterscheiden: p x, p y und p z. Die Elektronen sausen also hauptsächlich innerhalb dieser Kugeln und anteln durch die Gegend. Somit ist jede Schale weiter unterteilt in s-, p-, und d-rbitale, die sich in ihrer räumlichen Ausdehnung unterscheiden. Jedes rbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen. Es gibt auch f-rbitale (14 Elektronen). 14

15 Quantenzahlen: Um die Elektronen in einem Atom dennoch unterscheiden zu können, werden die Elektronen durch die sogenannten Quantenzahlen charakterisiert. Man unterschiedet: n = auptquantenzahl (1, 2, 3,...) l = Nebenquantenzahl (0, 1, 2,... n-1) m = Magnetische Quantenzahl (-l, -l+1, -l+2... l-1, l) s = Spinquantenzahl (+1/2, -1/2) Die auptquantenzahl n ist mit der Nummer der Schale im Bohrschen Atommodell identisch. Für Elektronen der K-Schale ist die auptquantenzahl n = 1, für die der L- Schale n = 2 usw. Die Nebenquantenzahl l gibt an, ob es sich um ein s-, p-, oder d-rbital handelt. Sie kann je nach auptquantenzahl Werte von 0 bis n-1 annehmen. D.h. für Elektronen mit der auptquantenzahl n=2 kann l die Werte l=0 (s-elektronen) oder l=1 (p- Elektronen) annehmen, bei Elektronen mit der auptquantenzahl n = 3 kann l auch den Wert 2 annehmen (d-elektronen): Nebenquantenzahl l rbitalbezeichnung 0 s 1 p 2 d 3 f Elektronen mit der gleichen Nebenquantenzahl können unterschiedliche magnetische Quantenzahlen aufweisen. Für eine bestimmte Quantenzahl l kann m die Werte m = (-l, -l+1,... l-1, l) annehmen also z.b. für die p-rbitale kann m die Werte -1, 0 und +1 annehmen. Daher gibt es genau drei p-rbitale mit genau diesen Quantenzahlen, die sich in ihrer räumlichen rientierung unterscheiden. Sie werden als p x, p y und p z bezeichnet. (Allerdings kann man nicht einem dieser rbitale eine bestimmte Quantenzahl l zuordnen, weil es sich bei den rbitalen p x, p y und p z um sogenannte symmetrieadaptierte Linearkombinationen aus den eigentlichen 15

16 rbitalen handelt. Am besten, man vergisst diese Bemerkung, wenn man halbwegs schnell durchs Studium kommen will. Genaueres s. Lehrbücher der Quantenchemie oder Mathematik). Wichtig ist nur zu kapieren, dass m die räumlich unterschiedlichen rbitale charakterisiert. Z.B. kann bei den d-rbitalen (l = 2) m die Werte -2, -1, 0, 1, 2 annehmen, was zu den fünf räumlich unterschiedlich ausgedehnten d-rbitalen führt (Abbildung). Abbildung : Die d-rbitale d x 2 -y 2, d xy, d xz, d yz und d z 2 (v.l.n.r.) Wie bereits erwähnt kann jedes rbital 2 Elektronen aufnehmen. Diese beiden Elektronen unterschieden sich in ihrer Spinquantenzahl s, welche die Werte +1/2 oder -1/2 annehmen kann. Merke: Jedes Elektron, welches sich in einem Atom aufhält, kann durch eine Funktion beschrieben werden, die durch die vier Quantenzahlen (n, l, m, s) eindeutig charakterisiert ist. Die Tatsache, dass es in keinem Atom zwei oder mehr Elektronen gibt, die in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen, wird als Pauli-Prinzip bezeichnet. Die möglichen Kombinationen von Quantenzahlen sind in der folgenden Tabelle zusammengestellt. 16

17 Tabelle: Kombinationsmöglichkeiten der Quantenzhalen n l m s /2, -1/ /2, -1/ /2, -1/2 0 +1/2, -1/2 1 +1/2, -1/ /2, -1/ /2, -1/2 0 +1/2, -1/2 1 +1/2, -1/ /2, -1/2-1 +1/2, -1/2 0 +1/2, -1/2 1 +1/2, -1/2 2 +1/2, -1/2 n = auptquantenzahl (1, 2, 3,...), l = Nebenquantenzahl (0, 1, 2,... n-1), m = Magnetische Quantenzahl (-l, -l+1, -l+2... l-1, l), s = Spinquantenzahl (+1/2, -1/2). Aus den möglichen Quantenzahlenkombinationen folgt sehr einfach die Unterteilung der Schalen K, L und M in Bahnfunktionen s, p und d und ebenso die Zahl der möglichen Elektronen auf einer Schale (K: 2, L: 8, M: 18). Zusammenfassung (rbitalmodell): Die Schalen im Bohrschen Atommodell sind weiter unterteilt in Bahnfunktionen, die sogenannten rbitale. Sie sind ein Maß für die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen. Das s-rbital ist kugelförmig. Die p-rbitale stellen anteln dar. Die d- rbitale weisen eine kompliziertere Gestalt auf. Die Elektronen halten sich innerhalb der Kugeln und anteln auf, aber der rt kann nicht eindeutig bestimmt werden. Jedes rbital kann 2 Elektronen aufnehmen. 17

18 Aufbau des Periodensystems: Die Elemente Die Atome sind im Periodensystem anhand der rdnungszahl geordnet. Die rdnungszahl gibt die Zahl der Protonen im Kern an und entspricht bei einem ungeladenen Atom der Zahl der Elektronen. Mit zunehmender Elektronenzahl werden die Elektronen in die Bahnen der Atome gefüllt. Die Zuordnung der Elektronen zu bestimmten Quantenzahlen innerhalb eines Atomes bezeichnet man als Elektronenkonfiguration. Für den Aufbau des Periodensystems und die chemischen Eigenschaften der Elemente ist insbesondere die Elektronenkonfiguration des sogenannten Grundzustandes von Bedeutung. Damit wird die energetisch günstigste Elektronenkonfiguration bezeichnet. Die Elektronenkonfiguration für den Grundzustand folgt einer Reihe von Regeln: 1. Zunächst werden rbitale der geringsten Energie besetzt. Die Energie der rbitale folgt im wesentlichen den auptquantenzahlen, allerdings treten bei den höheren Schalen Überlappungen auf. Die genaue energetische Abfolge der rbitale ist auf S. 19 (Abbildung) angegeben. 2. Bei der Besetzung energetisch gleichwertiger rbitale werden zunächst die rbitale mit kleinerem l (Nebenquantenzahl) besetzt. 3. undsche Regel: Bei der Besetzung energetisch gleichwertiger rbitale (z.b. p x,p y,p z ) werden zuerst alle rbitale nur einfach besetzt und anschließend erst zweifach. 18

19 Beispiel Sauerstoff-Atom: Dieses Atom hat 8 Protonen im Kern und daher müssen 8 Elektronen in die rbitale eingefüllt werden. Zunächst werden die niedrigsten 1s-rbitale besetzt, anschließend die 2s und 2p-ribtale. Da jedes rbital zwei Elektronen aufnehmen kann, die sich nur in ihrem Spin unterscheiden, wird ein rbital häufig als Kästchen symbolisiert, welches einen Pfeil mit nach oben zeigender und einen mit nach unten zeigender Spitze aufnehmen kann. rbital Modell Bohr Modell Energie 2s 2p... K.. L 1s Die vollständige Elektronenkonfiguration des Sauerstoffs wird mit 1s 2 2s 2 2p 4 angegeben, wobei die erste Zahl die auptquantenzahl n angibt, die hochgestellte Zahl die Zahl der Elektronen in den jeweiligen s- oder p-rbitalen angibt. Vergleicht man das rbital-modell und das Bohrsche Schalenmodell, so wird noch ein weiterer Unterschied deutlich. Während im Bohr-Modell Elektronen auf der gleichen Schale (L) energetisch gleichwertig erscheinen, so haben im rbitalmodell Elektronen auf der L-Schale unterschiedliche Energien, je nachdem, ob es sich um s- oder p-elektronen handelt. Dies ist tatsächlich der Fall. Bei Atomen mit sehr vielen Elektronen, sind s-, p- und d-elektronen z.t so stark unterschiedlich in ihrer Energie, dass die energetisch höheren Funktionen d und f mit den energetisch niedrigen der nächst höheren Schale überlappen. Die genaue energetische Reihenfolge der rbitale ist in der folgenden Abbildung schematisch dargestellt. 19

20 s- p- d- f-rbitale Q 7s 6p P 5f 5d Energie 6s 5s 4s 5p 4p 4d 3d 4f N M 3s 2s 1s K 3p 2p L Anhand von obiger Abbildung kann man sich leicht den Aufbau des Periodensystems klarmachen. Die Reihenfolge der rbitalbesetzung folgt der blauen Linie. rbitale gleicher Farbe gehören jeweils zur gleichen Schale bzw. auptquantenzahl. Die erste Periode besteht aus den Elementen (1s 1 ) und e (1s 2 ). Die zweite aus den Elementen Li ([e] 2s 1 ), Be ([e] 2s 2 ), und B bis Ne ([e]2s 2 2p 1 -[e]2s 2 2p 6 ). (Anm.: Um nicht jedes mal die komplette Konfiguration der unteren vollen Schalen mit angeben zu müssen, wird häufig [El] als schematische Abkürzung verwendet). Analoges gilt für die dritte Periode Na ([Ne]3s 1 ) - Ar ([Ne]3s 2 3p 6 ). Der Effekt der Überschneidung der Schalen macht sich erst in der 4. Periode bemerkbar. Nach dem Auffüllen der 4 s-rbitale (K, a) werden zunächst die energetisch niedrigeren 3d- 20

21 rbitale besetzt. Es folgen also 10 Elemente, Sc ([Ar]4s 2 3d 1 ) Zn ([Ar]4s 2 3d 10 ), mit d-elektronen als Valenzelektronen. Sie werden als Übergangselemente bezeichnet. Sie sind im Periodensystem auf Seite 8 dunkelblau gekennzeichnet. Dagegen heißen die Elemente, welche s- und p-elektronen als Valenzelektronen aufweisen auptgruppenelemente. Sie sind im Periodensystem auf S.8 rot gekennzeichnet. Die Namen der auptgruppen von links nach rechts sind: Alkalimetalle (1.G), Erdalkalimetalle (2.G), [Triele (3.G), Tetrele (4.G), Pentele (5.G), diese werden nur selten gebraucht], halkogene (6.G), alogene (7.G), Edelgase (8.G). In analoger Weise werden bei den schwereren Elementen nach Auffüllen des 6s- rbitals (s und Ba) die 4f-rbitale aufgefüllt. Diese 14 Elemente heißen f-elemente bzw. Lanthaniden (4f) und Actiniden (5f). Aufgrund der großen Zahl der Protonen und Neutronen im Kern der Actiniden sind diese Kerne in der Regel instabil und zerfallen spontan, wobei hochenergetische Strahlung ausgesandt wird. Diese Elemente sind also radioaktiv. 21

22 Elektronenkonfiguration der ersten 36 Elemente: Z ElemK L M M M N N Symbol P ent 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 1 1s e 1s 2 3 Li [e]2s Be [e]2s 2 5 B [e]2s 2 2p 1 6 [e]2s 2 2p 2 7 N [e]2s 2 2p 3 8 [e]2s 2 2p 4 9 F [e]2s 2 2p 5 10 Ne [e]2s 2 2p 6 11 Na [Ne]3s Mg [Ne]3s 2 13 Al [Ne]3s 2 3p 1 14 Si [Ne]3s 2 3p 2 15 P [Ne]3s 2 3p 3 16 S [Ne]3s 2 3p 4 17 l [Ne]3s 2 3p 5 18 Ar [Ne]3s 2 3p 6 19 K [Ar]4s a [Ar]4s 2 21 Sc [Ar]4s 2 3d 1 22 Ti [Ar]4s 2 3d 2 23 V [Ar]4s 2 3d 3 24 r* [Ar]4s 1 3d 5 25 Mn [Ar]4s 2 3d 5 26 Fe [Ar]4s 2 3d 6 27 o [Ar]4s 2 3d 7 28 Ni [Ar]4s 2 3d 8 29 u* [Ar]4s 1 3d Zn [Ar]4s 2 3d Ga [Ar]4s 2 3d 10 4p 1 32 Ge [Ar]4s 2 3d 10 4p 2 33 As [Ar]4s 2 3d 10 4p 3 34 Se [Ar]4s 2 3d 10 4p 4 35 Br [Ar]4s 2 3d 10 4p 5 36 Kr [Ar]4s 2 3d 10 4p 6 Z = rdnungszahl, jedes Kästchen repräsentiert ein rbital, *Ausnahme, P = Periode, die Edelgaskonfigurationen sind farbig markiert. In der Fachprüfung sollte man in der Lage sein, sich die Elektronenkonfiguration der ersten 36 Elemente anhand der rdnungszahl abzuleiten. 22

23 Periodische Eigenschaften: Um die Reaktivität der einzelnen Elemente besser verstehen zu können, ist es sinnvoll, einige Trends zu diskutieren. Anhand dieser kann man einige Reaktivitätstrends richtig vorhersagen und sich merken, ohne das Periodensystem auswendig lernen zu müssen. Ionisierungsenergie: Die Ionisierungsenergie gibt an, wie viel Energie notwendig ist, um ein Elektron aus dem Atom zu entfernen. A + Ionisierungsenergie (I E ) A + + e - Da diese Energie dem Element zugeführt werden muss, ist I E > 0. Die Ionisierungsenergie ist daher ein Maß, wie leicht ein Elektron abgegeben werden kann. Für Elemente der gleichen Periode nimmt die Ionisierungsenergie von links nach rechts zu. Dies hängt damit zusammen, dass die Zahl der positiven Ladungen im Kern zunimmt, und somit die Elektronen stärker zu Kern hin gezogen werden. Die Schale bleibt ja gleich. Innerhalb einer Gruppe nimmt die Ionisierungsenergie von oben nach unten ab, da sich das Elektron mit jedem Schritt nach unten in einer Schale befindet, die weiter vom Kern entfernt ist. Die höchsten Ionisierungsenergien weisen die Edelgase auf I II III IV V VI VII VIII e I nimmt zu Li Be B N F Ne NaMgAl Si P S l Ar K a Ga Ge As Se Br Kr RbSr In Sn Sb Te I Xe s Ba Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra I nimmt ab 23

24 Ionisierungsenergie (ev) e Ne N Be F Li B Mg Na Z = rdnungszahl In obiger Abbildung sind die Ionisierungsenergien pro Atom der ersten 12 Elemente dargestellt. Die Ionisierungsenergie ist in Elektronenvolt (ev) angegeben (1 ev = 1, Joule). Beispiel: Gewicht eines -Atomes: 1, g 1 g Wasserstoff, enthält daher Atome zur Ionisierung von 1g -Atome (I = 13,6 ev) werden also J (ca. 1,3 MJ) benötigt. Dies entspricht ungefähr der Energie, die bei der Verbrennung von 40 g Kohle entsteht. Li und Na (1. G) haben die niedrigsten Ionisierungsenergien. Die Energie, welche zur Abgabe eines Elektrons aufgebracht werden muss, ist also relativ gering. Die Edelgase (e und Ne) haben dagegen sehr hohe Ionisierungsenergien. 24

25 Elektronenaffinität: Die Elektronenaffinität gibt an, wie viel Energie frei wird, wenn ein neutrales Atom ein Elektron aufnimmt. A + e - A - + Elektronenaffinität (E A ) Sie ist daher ein Maß dafür, wie leicht ein Element ein Elektron aufnimmt. Da es sich um eine Energie handelt, welche bei der Anlagerung des Elektrons frei wird, hat die Elektronenaffinität ein negatives Vorzeichen. Die Elektronenaffinitäten sind nicht für alle Elemente bekannt. Die Elektronenaffinität ist umso kleiner, je leichter ein Elektron aufgenommen werden kann. Tendenziell nimmt die Elektronenaffinität innerhalb einer Gruppe von oben nach unten zu (betragsmäßig ab), weil die Elektronen auf immer höhere Schalen gebracht werden, die weiter vom Kern entfernt sind. Somit ist der Energiegewinn geringer. Dies gilt z.b. für die Alkalimetalle. Innerhalb einer Periode nimmt die Elektronenaffinität von links nach rechts ab (betragsmäßig zu), weil die Kernladungszahl steigt, und zusätzliche Elektronen stärker gebunden werden können I II III IV V VI VII VIII e E Li Be A nimmt ab B N F Ne NaMgAl Si P S l Ar K a Ga Ge As Se Br Kr RbSr In Sn Sb Te I Xe s Ba Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra E A nimmt zu Allerdings treten aufgrund der spezifischen Elektronenkonfiguration der entstehenden Ionen Unregelmäßigkeiten auf. Die folgende Abbildung zeigt die Elektronenaffinitäten der ersten 12 Elemente. 25

26 E A (kj/mol) e Be Ne Mg N Li B Na F Z = rdnungszahl Die Edelgase (e, Ne) weisen die höchsten Elektronenaffinitäten auf, weil bei Anlagerung eines zusätzlichen Elektrons die stabile Edelgaskonfiguration verloren geht. Die niedrigste Elektronenaffinität weist Fluor auf, da das Fluorid-Ion, welches durch Anlagerung eines Elektrons entsteht, die Edelgaskonfiguration aufweist. Stickstoff weist dagegen eine höhere Elektronenaffinität auf, als erwartet im Vergleich zu Kohlenstoff. Dies wird anhand der Elektronenkonfiguration der entstehenden Ionen deutlich: - N - Energie 2s 2p 2s 2p 1s 1s Während beim - -Ion ein zusätzliches Elektron ein freies p-rbital besetzt, muss dieses zusätzliche Elektron beim N - -Ion in ein p-rbital, in dem sich bereits ein Elektron aufhält. Diese Paarung erfordert zusätzliche Energie (sog. Spinpaarungsenergie). 26

27 Reaktivität der Elemente: Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität erlauben in gewissen Grenzen eine Vorhersage von Reaktionen zwischen zwei Elementen. Bei chemischen Reaktionen zwischen Elementen werden Elektronen ausgetauscht. Elemente mit niedriger Ionisierungsenergie, können leicht ein Elektron abgeben. Elemente mit kleiner Elektronenaffinität nehmen leicht Elektronen auf. Wenn der Energiegewinn bei der Aufnahme eines Elektrons größer ist als die Ionisierungsenergie, die zur Ionisierung der Reaktionspartners aufgebracht werden muss, ist die Reaktion mit einem Energiegewinn verbunden und somit begünstigt. Es reagieren daher bevorzugt Elemente mit geringer Ionisierungsenergie (Alkalimetalle) mit Elementen kleiner Elektronenaffinität (alogene). Elemente, welche große Ionisierungsenergien und große Elektronenaffinitäten aufweisen, sind reaktionsträge (Edelgase). Elektronegativität: Um bei der Reaktion zweier Elemente voraussagen zu können, welches der beiden Elemente dazu tendiert, die Elektronen aufzunehmen ist es also notwendig, Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität zu vergleichen. Bildet man die Differenz: = I E E A so erhält man einen Indikator, der umso größer ist, je größer das Vermögen eines Elementes ist, in einer chemischen Reaktion die Elektronen aufzunehmen. Der Faktor EN abs I = wird als absolute Elektronegativität (EN abs ) bezeichnet, wobei I E und E A in ev angegeben werden. Es sind noch andere Definitionen der Elektronegativität in Gebrauch (z. B. nach Pauling). Auf die genaue Berechnung soll hier aber nicht eingegangen werden. Die relative Elektronegativität erhält man aus der absoluten Elektronegativität durch folgende Umrechung: E E 2 A EN rel = A 0,168( I E ) 0,207 Die relative Elektronegativität ist in vielen Periodensystemen tabelliert (s. Anhang). 27

28 Merke: Die Elektronegativität ist ein Maß für das Bestreben eines Elementes, in einer chemischen Reaktion die Elektronen aufzunehmen. Die Elektronegativität nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu, da in dieser Richtung die Kernladungszahl steigt, und die Elektronen somit stärker an den Kern gebunden werden können. Die Elektronegativität nimmt innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab, da zunehmend höhere Schalen besetzt werden, die weiter vom Kern entfernt sind, und somit leichter ein Elektron abgegeben werden als aufgenommen werden kann. Das am stärksten elektronegative Element ist damit Fluor! I II III IV V VI VII VIII 1 e EN nimmt zu 2 Li Be B N F Ne 3 NaMgAl Si P S l Ar 4 K a Ga Ge As Se Br Kr 5 RbSr In Sn Sb Te I Xe 6 s Ba Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra EN nimmt ab Die Elektronegativität der ersten 17 Elemente ist in folgender Abbildung wiedergegeben: EN 4 3,5 3 2,5 2 1,5 1 0,5 0 F N S l Be B P Si e Li MgAl Ne Na Z = rdnungszahl 28

29 Metalle und Nichtmetalle: Elemente mit geringer Elektronegativität, können relativ leicht Elektronen abgeben. Steht kein Reaktionspartner zur Verfügung, so führt dies zu einer relativ hohen Beweglichkeit der äußeren Elektronen. Diese Elemente leiten daher den elektrischen Strom (Metalle), was bei den stärker elektronegativen Elementen (Nichtmetalle) nicht der Fall ist. Im Periodensystem der Elemente auf S. 8 sind die Metalle dunkelrot, die Nichtmetalle hellrot dargestellt. Die Übergangselemente, Lanthaniden und Actinoiden sind durchweg Metalle (blau). Relative Atommassen: Zu Beginn des Kapitels wurde bereits das Gewicht der Atome angesprochen. Die Masse eines Atomes wird dabei im wesentlichen durch die Zahl der Neutronen und Protonen im Kern eines Atomes bestimmt. Aufgrund des Massendefektes stimmt die Atommasse aber nicht genau mit der Summe der Massen der Kernbausteine überein. Für das Isotop 12 betrug die Masse eines Atoms 1, g. Da es unpraktisch ist, mit sehr kleinen Zahlen zu rechnen, werden in der Praxis keine absoluten Massen sondern relative Atommassen verwendet (Einheit u). Diese werden durch Multiplikation mit einer Konstanten N A erhalten, der Avogadrokonstanten (N A = 6, ). Sie ist genau so gewählt, dass das Isotop 12 6 die relative Atommasse 12,00 u hat (u ist die Einheit der relativen Atommasse). Im Periodensystem sind die relativen Atommassen der Elemente tabelliert. Dabei fällt auf, dass die relative Atommasse des Elementes Kohlenstoff nicht genau 12,00 u sondern 12,011 u ist. Der Grund dieser Abweichung ist, dass ein natürliches Element immer aus einer Mischung mehrerer Isotope besteht. Die relative Atommasse im Periodensystem berechnet sich aus den prozentualen Anteilen der einzelnen Isotope. M nat X M = 100 Isotop M nat = relative Atommasse des natürlichen Elementes, M isotop = relative Atommasse des Isotopes, X = äufigkeit des Isotopes im natürlichen Element. 29

30 Die Isotopenverteilung ist durch die Entstehung der Elemente im Weltall bedingt und ist einheitlich auf der ganzen Erde, so dass die relative Atommasse eine Konstante auf der Erde darstellt, so lange keine Anreicherung eines bestimmten Elementes künstlich hervorgerufen wurde. Beispiel: Das Element hlor (l) besteht aus den beiden Isotopen 35 l und 37 l: Isotop äufigkeit (%) Masse (u) 35 l 75,77 34,97 37 l 24,23 36,97 Daraus ergibt sich die mittlere Masse des natürlichen Elementes: M nat 75,77 34, ,23 36,97 = = 35, Stoffmenge: Die Stoffmenge, welche genauso viele Atome enthält, wie in 12,0 g des Isotopes 12 6 enthalten sind, bezeichnet man als ein Mol. Das Mol ist die Einheit einer Stoffmenge und steht für eine bestimmte, konstante Zahl von Atomen oder Molekülen. In der Praxis ist es einfacher, Berechnungen mit molaren Stoffmengen durchzuführen, als das Gewicht einzelner Atome oder Moleküle zu berechnen. In einem Mol des Isotopes 12 6 sind 6, Atome enthalten. Die molare Atommasse des Isotopes beträgt 12,0 g/mol. Die molare Atommasse der natürlich vorkommenden Elemente (Isotopmischungen) entspricht genau der relativen Atommasse in Gramm. Molare Atommassen, erlauben eine schnelle Berechnung der Massen, welche notwendig sind um gleiche Stoffmengen zur Reaktion zu bringen. Beispiel: Zur erstellung von Wasser sollen zwei mol Wasserstoffatome mit einem mol Sauerstoffatome umgesetzt werden: mol -Atome entsprechen 2,016 g; 1 mol -Atome entsprechen 15,999 g. Wasserstoff und Sauerstoff müssen also im Massenverhältnis 1:8 eingesetzt werden. 30

31 Kontrollfragen zu Kapitel 1 1. Wie viele Protonen, Neutronen und Elektronen besitzt das u-isotop 63 29u? 2. Geben Sie die rdnungszahl des Elementes Kupfer an. 3. Bei der Kernspaltung von 1 kg 235 U wird eine Energie von 8.23*10 13 J frei. Wie groß ist der Masseverlust? (Anmerkung: 1J = 1 kg m 2 s -2 ; Vakuumlichtgeschwindigkeit c = 2.998*10 8 m s -1 ). 4. Silber ist ein Mischelement bestehend aus den beiden Isotopen Ag (106,906 u) und Ag (108,905 u). Die mittlere Atommasse beträgt 107,868 u. Wie viel Prozent Anteil hat jedes Isotop? 5. Berechnen Sie die Frequenz und Energie von rotem Licht der Wellenlänge 800 nm. 6. Wieviele Elektronen können die K-,L-,M- und N-Schale jeweils aufnehmen? 7. Welche Werte können die Nebenquantenzahlen l, m und s annehmen, wenn die auptquantenzahl n = 2 ist. Zeichnen Sie die entsprechenden rbitale. 8. Geben Sie die Elektronenkonfiguration der Elemente Li, Na, und S an. 31

32 2. Die hemische Bindung Treten zwei oder mehrere Elemente miteinander in Wechselwirkung, so bilden sich Bindungen zwischen diesen Elementen aus. Dabei werden Elektronen ausgetauscht. Der Grad des Austausches hängt von der Elektronegativität der beteiligten Elemente ab. Es können drei Arten der chemischen Bindung unterschieden werden. 1. Ionenbindung (große Elektronegativitätsdifferenz) 2. Kovalente Bindung (kleine oder keine Elektronegativitätsdifferenz) 3. Metallische Bindung Ionische Bindung: Ist die Elektronegativitätsdifferenz der beteiligten Elemente sehr groß, so werden die Elektronen vollständig von einem Atom auf das andere übertragen. Es entstehen zwei geladene Atome ( Ionen ). Positiv geladene Ionen heißen Kationen, negativ geladene Ionen heißen Anionen Na F Na + F - Ein Beispiel ist die bereits besprochene Reaktion von Natrium mit Fluor. Dabei entsteht Natriumfluorid. Das entstehende Anionen wird als Fluorid-Ion bezeichnet. Allgemein erhalten einatomige Anionen die Endung id (Fluorid, hlorid, xid etc. ). Die Ionen kann man sich vereinfacht als geladene Kugeln vorstellen. Da sich positive und negative Ladungen gegenseitig anziehen, lagern sich die Kugeln zusammen, und zwar so, dass die Kationen von möglichst vielen Anionen umgeben sind bzw. die Anionen von möglichst vielen Kationen. Sie bilden ein Gitter. Diese Gitterbildung ist mit einem Energiegewinn verbunden. 32

33 Natriumchlorid-Gitter als Kugelmodell (Grün: l -, grau: Na + ). Die Energie, welche bei Annäherung von zwei Ionen auf den Abstand d frei wird, kann aus dem oulomb Gesetz berechnet werden (s. Lehrbücher der Physik): E = zk z Ae 4πε d 0 2 z K, z A = Ladung des Kations, Anions, e = Elementarladung, ε 0 = Dielektrizitätskonstante. Wenn sich mehr als nur zwei Ionen zusammenlagern, ist der Energiegewinn noch größer. Dies hängt jedoch von der Struktur des Gitters ab. Um die Gesamtenergie zu berechnen, muss man den rechten Teil der Gleichung noch mit einem Faktor A, der sogenannten Madelungkonstante, multiplizieren (A = 1,7 4,7 je nach Gitter). Die bei der Bildung des Gitters aus den Ionen frei werdende Energie bezeichnet man als Gitterenergie. Die oben dargestellte Gitterstruktur, welche durch Zusammenlagerung von l - - und Na + -Ionen entsteht, ist unten nochmals abgebildet (l: grün, Na: blau). Dabei sind die Ionen etwas verkleinert gezeichnet, um die Struktur besser erkennen zu können. 33

34 Man spricht auch von einem Ionenkristall. Bei dem hier gezeigten Ionenkristall handelt es sich um Kochsalz (Nal). Jedes Natrium-Ion ist von 6 hlorid-ionen umgeben, jedes horid-ion von 6 Natrium-Ionen. Für diese Struktur beträgt die Madelungkonstante A Nal = 1,75. Es gibt aber auch andere Strukturen. Generell spricht man bei Stoffen, welche aus Kationen und Anionen aufgebaut sind und einen Ionenkristall bilden, von Salzen. Die Zahl von Gegenionen, welche ein bestimmtes Ion umgeben, bezeichnet man als Koordinationszahl. Im Fall des Nal ist die Koordinationszahl von beiden Ionen 6. Da zwischen den Ionen starke Anziehungskräfte herrschen, sind Salze sehr stabil und weisen in der Regel hohe Schmelzpunkte auf. Erst in der Schmelze trennen sich die Ionen voneinander und werden frei beweglich. Da die oulomb-energie (s.o.) mit steigender Ladung der Ionen zunimmt, haben Salze aus zweifach geladenen Kationen (Mg 2+, a 2+ ) und Anionen ( 2- ) höhere Gitterenergien als solche aus einfach geladenen Ionen (Na +, l - ). Der Schmelzpunkt von Mg (Magnesia) beispielsweise liegt bei 2642! Gitterenergie (kj/mol) NaF NaBr NaI Nal 2,2 2,4 2,6 2,8 3 3,2 Ionenabstand, d (Å) Abhängigkeit der Gitterenergie der Natriumhalogenide vom Ionenabstand d (1 Å(Angström) = m) Schmelzpunkt ( ) 34

35 Außerdem nimmt die Gitterenergie mit zunehmendem Abstand der Ionen, d, ab. Daher nimmt innerhalb einer Gruppe von Anionen die Gitterenergie von oben nach unten ab, denn es werden zunehmend höhere Schalen besetzt, und damit sind auch die Ionen größer. Dies ist auch der Grund, warum in der Reihe NaF NaI die Gitterenergie und der Schmelzpunkt der Salze von 992 auf 662 abnimmt. 35

36 Die kovalente Bindung (Atombindung): Ist die Elektronegativitätsdifferenz zwischen zwei Atomen sehr klein oder gar null bei zwei gleichen Atomen, so kann es trotzdem zu einem Austausch der Elektronen kommen. Dabei wird jedoch nicht ein Elektron vom einen auf das andere Atom übertragen, sondern die Atome teilen sich die Elektronen gemeinsam. Die Elektronen halten sich nach der Bindungsbildung bevorzugt zwischen den beiden Atomen auf. Dabei überlappen die Atomorbitale der Atome und bilden neue rbitale, die sogenannten Molekülorbitale, die in ihrer Form einer Mischung der Atomorbitale ähneln. Die treibende Kraft für die Bindungsbildung ist wiederum die bevorzugte Stabilität bestimmter Elektronenkonfigurationen. Bei der Bildung von Atombindungen versucht jedes Atom gerade so viele Elektronen zu teilen, dass es selbst eine Edelgaskonfiguration erreicht. Die einfachste Art der Atombindung findet man im Wasserstoff ( 2 -Molekül): Die Wasserstoffatome streben eine Edelgaskonfiguration (e) an. Im 2 -Molekül teilen sich die Atome die Elektronen. Für sich genommen weist jedes -Atom eine e-konfiguration auf. Durch Kombination der beiden 1s rbitale entsteht eine neue Bahn, auf der sich die Elektronen bewegen, das sogenannte Molekülorbital. Jedes Molekülorbital kann wie die Atomorbitale genau zwei Elektronen mit gegensätzlichem Spin aufnehmen. Die neue Bindung wird durch einen Strich symbolisiert. Ein Strich steht immer für zwei Elektronen. Diese Darstellung wird als Valenzstrichformel bezeichnet. 36

37 Auch Elemente mit mehr als einem Valenzelektron bilden Bindungen aus. Fluoratome können eine stabile Neonkonfiguration erreichen, dadurch dass sie das ungepaarte Elektron, welches sich in einem p-rbital befindet, zur Bindungsbildung verwenden. F + F F F Durch Überlappung der beiden p-rbitale entsteht ein neues Molekülorbital, in dem sich zwei Elektronen aufhalten können bige Abbildung zeigt, wie die beiden p-rbitale der F-Atome zu einem neuen Molekülorbital überlappen. Die anderen rbitale, welche mit jeweils zwei gepaarten Elektronen besetzt sind, sind der Übersichtlichkeit wegen weggelassen. Die neue Bindung wird in der Valenzstrichformel wieder durch einen Strich gekennzeichnet. Bindungen, bei denen sich die Elektronen genau zwischen den Atomkernen aufhalten, werden als s-bindung bezeichnet. Es gibt aber auch noch kompliziertere Bindungstypen, die als p-bindungen bezeichnet werden. Dabei befinden sich die Elektronen oberhalb und unterhalb der Kernverbindungsachse. Ein typisches Beispiel ist Stickstoff:. Ṇ. +.. Ṇ N N In diesem Fall werden nicht nur eine sondern gleich mehrere Bindungen ausgebildet. Im N 2 -Molekül ist jedes N-Atom von insgesamt 8 Elektronen umgeben, 2 davon in einem einsamen Elektronenpaar und 6 befinden sich in gemeinsamen Bindungen. Jedes Atom erreicht dadurch eine stabile Elektronenkonfiguration, die der Neonkonfiguration entspricht. 37

38 Während im 2 -Molekül nur eine Bindung vorliegt (Einfachbindung), liegt im N 2 - Molekül eine Dreifachbindung vor. Die Bindungen sind aber nicht alle energetisch gleichwertig. Die Elektronenkonfiguration des Stickstoff ist [e]2s 2 2p 3 : Elektronenkonfiguration eines N-Atomes Energie 2s 2p 1s Das 2s-rbital ist voll. Die Valenzelektronen, welche für die Bindungsbildung zur Verfügung stehen, befinden sich in den 2p-rbitalen, p x, p y und p z, welche sich in ihrer räumlichen rientierung unterscheiden. p z. Ṇ.. p x... + p y p z. y x z. σ-bindung p x... + π-bindungen p y Im N 2 -Molekül liegen also drei unterschiedliche Bindungen vor: Eine σ-bindung und zwei π-bindungen. Je mehr Bindungen sich zwischen zwei Atomen befinden, desto stärker ist die Bindung. Die Zahl der Bindungen bezeichnet man auch als Bindungsordnung. 38

39 Die Energie, welche bei der Bindungsbildung aus zwei Atomen frei wird, wird analog zur Gitterenergie als Bindungsenergie bezeichnet. Sie ist umso größer, je stärker die Atome aneinander gebunden sind. Mit zunehmendem Bindungsgrad nimmt auch die Bindungslänge zwischen zwei Atomen ab. 2 N 2 2 F 2 Bindungsordnung Bindungsenergie (kj/mol) - 436,2-946,0-498,7-158,1 Bindungslänge (Å) 0,74 1,10 1,21 1,43 Valenzstrichformeln: Für die Ableitung von möglichen Molekülstrukturen aus der Summenformel einer Verbindung ist die genau Kenntnis der Form der Molekülorbitale nicht nötig. In der Regel reicht es, wenn man in der Lage ist, die Valenzstrichformel aufzustellen. Man sollte aber immer im interkopf haben, dass ein Strich in einer Valenzstrichformel letztendlich ein besetztes MoleküIorbital darstellt. Das Aufstellen von Valenzstrichformeln ist unbedingt prüfungsrelevant! Die wichtigste Regel ist dabei die ktettregel: Bei der Bindungsbildung versuchen die beteiligten Elemente möglichst ein Elektronenoktett (Umgebung mit 8 Elektronen) zu erreichen. Für die Elemente der zweiten Periode gilt die ktettregel streng, da das 2s und die drei 2p-rbitale gefüllt werden. Die Elemente der ersten Periode () erreichen eine stabile Konfiguration mit zwei Elektronen. Die übrigen Elemente versuchen ebenfalls, ein ktett zu erreichen, es können aber auch mehr Elektronen um sie herum angeordnet sein, da auch d-rbitale zur Verfügung stehen. Bei zweiatomigen Molekülen ist das Aufstellen von Valenzstrichformeln relativ einfach: Man bestimmt die Zahl der Valenzelektronen aus der Gruppennummer, bestimmt daraus die Zahl der Elektronenpaare, indem man durch zwei teilt, und ordnet dann die Elektronenpaare so an, dass die beiden Atome möglichst ein ktett bzw. bei Wasserstoff zwei Elektronen um sich herum aufweisen: 39

40 Beispiel: 2 Sauerstoff steht in der 6. G, daher stehen je -Atom 6 Valenzelektronen zur Verfügung, 2x6=12 Elektronen, also 6 Elektronenpaare. Diese müssen so angeordnet werden, dass die ktettregel für beide -Atome erfüllt ist. A B falsch falsch Das Sauerstoffmolekül weist eine Doppelbindung auf (A, richtige Formel). Die Valenzstrichformel von B ist falsch, weil das rechte -Atom nur 3 Elektronenpaare um sich herum aufweist. ist völlig falsch: das linke -Atom weist zwar 4 Elektronenpaare, das rechte hingegen 5 um sich herum auf. Also ist für beide die ktettregel (4 Elektronenpaare) nicht erfüllt. Weitere Beispiele: l l F Während bei den bisherigen Beispielen die Elektronegativitätsdifferenz zwischen beiden Elementen null war, da es sich um die gleichen Elemente handelte, ist die Elektronegativitätsdifferenz beim F (Fluorwasserstoff, Flusssäure) beträchtlich. Trotzdem bildet sich eine kovalente Bindung aus, weil die Differenz nicht groß genug ist, um eine Ionenbindung zu bilden. Das Fluor zieht aber die Elektronen stärker zu sich hin. Weil die Elektronen nicht gleichmäßig zwischen den Atomen verteilt sind, spricht man von einer polaren Bindung. Die Elektronen halten sich also bevorzugt in der Nähe des Fluoratoms auf. Dies bewirkt, dass am Fluoratom ein leichter Elektronenüberschuss herrscht, der zu einer schwachen negativen Aufladung führt, während das F-Molekül am -Atom schwach positiv geladen ist. Diese teilweise Aufladung wird als Partialladung bezeichnet und mit δ+ bzw. δ- bezeichnet. 40

41 δ+ δ- F Die Polarität einer Bindung hängt von den Elektronegativitäten der an der Bindung beteiligten Elemente ab. Je höher die Elektronegativitätsdifferenz ist, desto stärker polar ist die Bindung. So nimmt beispielsweise in der Reihe der alogenwasserstoffverbindungen F I die Elektronegativitätsdifferenz ab und somit auch die Polarität der Bindung. Molekül Elektronegativitätsdifferenz F 1,9 l 0,9 Br 0,7 I 0,3 Die Polarität einer Bindung bestimmt entscheidend die physikalischen Eigenschaften einer Verbindung. Stark polare Bindungen führen zu Molekülen mit einem positiv und einem negativ geladenen Ende, man spricht von einem Dipol. Diese Dipole ziehen sich gegenseitig an, und führen dazu dass die Moleküle z.b. in einer Flüssigkeit stark aneinander gebunden sind Analog zu Molekülen lassen sich die Valenzstrichformeln auch für zweiatomige Ionen aufstellen: z.b. N -, das yanid-ion, hat 10 Valenzelektronen (4() +5(N) + 1(e - ) = 10), also 5 Elektronenpaare wie beim Stickstoff: - N Zur Berechnung der Ladung der einzelnen Atome in diesem Ion geht man wie folgt vor: Man zählt zunächst die Elektronen an jedem Atom. Im Gegensatz zur 41