Berufliche Oberschule Fürstenfeldbruck Staatliche Fachoberschule und Berufsoberschule

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1 Berufliche Oberschule Fürstenfeldbruck Staatliche Fachoberschule und Berufsoberschule Fach: Chemie Ausarbeitung: S. Räthel, S. Heilmann, C. Preller, M. Rodecker

2 Inhaltsverzeichnis 1. Materie besteht aus Teilchen (10) Der Streuversuch von Rutherford (10) Das Kern-Hülle-Modell des Atoms (10) Die Atomhülle: Das Energiestufenmodell (10, 11) Die Atomhülle: Feinbau im Orbitalmodell (11) Spektrallinien Die Quantenzahlen Orbitalbesetzung und Elektronenkonfiguration Das Periodensystem der Elemente (PSE) (10) Anordnung der Elemente im PSE (10) Die Hauptgruppen (10) Atomradius und elektrostatische Kräfte im Atom (10, 11) Reaktivität chemischer Elemente (10) Das vollständige Periodensystem (11, zur Information)...22 Seite 2 / 23

3 1. Materie besteht aus Teilchen (10) Teilt man eine Stoffportion in Gedanken in immer kleinere Teile, so gelangt man irgendwann an eine Stelle, an der durch eine weitere Teilung die charakteristischen Stoffeigenschaften zerstört werden. Im Weiteren gelangt man irgendwann an den Punkt, an dem die Atombestandteile nicht weiter geteilt werden können. Bereits der griechische Philosoph Demokrit gelangte ca. 400 v.chr. zu diesem Schluss. Seitdem galt: Die kleinsten Teilchen, aus denen ein Element besteht, nennt man Atome (atomos = unteilbar). Sind mehrere (gleichartige oder verschiedene) Atome zu einem Teilchen zusammengefasst, so nennt man dies ein Molekül (molecula = kleine Masse). Dieser Gedanke blieb bis ins 19. Jahrhundert bestehen, v.a. weil die Größe eines Atoms viel zu gering ist, um es mit damaligen Mitteln betrachten und genauer untersuchen zu können. John Dalton beschrieb daher 1808 die Atome als kleinstmögliche, kugelförmige, unzerstörbare Teilchen. Bei chemischen Reaktionen werden sie neu zueinander angeordnet und bilden daher neue Stoffe. Man kann sich das Atom in dieser Art als starr-elastische (sprich: nur gering verformbare) Kugel vorstellen. Mehrere Atome halten als Molekül klebrig zusammen, wenn sie sich berühren. Für einen Alltagsvergleich eignet sich am besten ein Vollgummi-Hüpfball. Daraus entstand der Begriff des chemischen Elements: Elemente setzen sich aus Atomen eines Typs zusammen (Definition später!), Verbindungen aus Atomen mehrerer Elemente = Moleküle. Später im 19. Jahrhundert kamen Zweifel an dieser Theorie auf, da man herausfand, dass sich Atome in positiv und negativ geladene Teilchen trennen lassen. Die Zweifel verstärkten sich, als man den radioaktiven Zerfall der Atome entdeckte (1896, Becquerel, Schwärzung verpackter Fotoplatten): -Strahlen: positiv geladene Teilchen mit relativ großer Masse, heute: Heliumatomkerne He 2+ -Strahlen: negativ geladene Teilchen mit sehr geringer Masse, heute: Elektronen e - -Strahlen: hoch energetische (elektromagnetische) Begleitstrahlung (Röntgenstrahlung mit sehr kleiner Wellenlänge), ohne Masse. Die alte Hypothese war widerlegt und musste durch besser geeignete Vorstellungen ersetzt werden. Thompson entwickelte dazu 1903 das Rosinenkuchenmodell, bei dem negativ geladene Elektronen in einer gleichmäßigen positiv geladenen, lockeren Masse verteilt sind wie Rosinen in einem Kuchenteig. Diese Vorstellung wollte Ernest Rutherford untersuchen, da nicht genauer bekannt war, wie sich die positive Masse im Atom verhält. Durch die lockere Anordnung sollte sie für - Strahlen durchlässig sein. Diese untersuchte Rutherford zuvor ausführlich. Seite 3 / 23

4 1.1 Der Streuversuch von Rutherford (10) Rutherford setzte in seinem Streuversuch (1909) eine Goldfolie von ca. 0,0005 mm = 500 nm ca Atomschichten starker -Strahlung aus. Er wählte Gold, weil es als einziges Metall so dünn auswalzbar ist und eine hohe Dichte hat. Die Strahlung traf auf einen Filmstreifen und belichtete diesen unterschiedlich stark, so dass ihr Weg und ihre Häufigkeit an bestimmten Stellen nachvollzogen werden konnten: Laut Thompson müsste die Strahlung die Goldfolie durchdringen und wenn überhaupt nur wenig abgelenkt werden: Im Versuch durchdrang wie erwartet ein großer Teil der -Teilchen die Goldfolie. Nur 1 von Teilchen wurde abgelenkt. Aber zum großen Erstaunen der Forscher wurden sehr wenige Teilchen direkt zurückgeworfen, ca. 1 von Rutherford soll dazu später bemerkt haben: Es war fast genau so unglaublich, als ob Sie eine 15-Zoll-Granate gegen ein Stück Seidenpapier abfeuern und die Granate kommt zurück und trifft Sie!". (15 Zoll ca. 38 cm) Seite 4 / 23

5 1911 lieferte Rutherford eine Erklärung: Die Atome sind keine vollständig gefüllten Kugeln, sondern im Prinzip leer. (Relation: Hätte der Kern die Größe eines 10 ct - Stückes, wäre das gesamte Atom so groß wie ein Fußballfeld beides natürlich kugelförmig.) Die starke Ablenkung bzw. Reflektion einiger weniger (positiv geladener!) Teilchen wird durch positive Zentren innerhalb der Atome (= Atomkerne) verursacht. Diese müssen eine hohe Masse besitzen, sonst würden sie weggeschleudert wie eine Billardkugel. Die Hülle der Atome besteht aus sich bewegenden, nahezu masselosen Elektronen mit negativen Ladungen, wodurch sie die positive Ladung des Kerns ausgleichen. Die -Teilchen können die Atomhülle praktisch ungehindert durchdringen, werden aber vom Atomkern stark abgelenkt oder zurückgeworfen. So entstand das heute noch gültige Kern-Hülle-Modell des Atoms: 1.2 Das Kern-Hülle-Modell des Atoms (10) Ein Atom besteht aus Atomkern und Atomhülle. Der Atomkern ist aus Protonen und Neutronen (erst 1932 durch Chadwick nachgewiesen!) aufgebaut. Man bezeichnet diese Atombausteine als Nukleonen (Kernteilchen, Nukleus = Kern). Die Atomhülle ist aus Elektronen aufgebaut. Ort Teilchen Atommasse [u] Masse [kg] Ladung [C = As] Atomkern Proton p + 1 (,007276) 1, * e * Neutron n 1 (,008665) 1, * ±0 neutral Atomhülle Elektron e 0 (, ) 9, * e * u = atomare e = Elementarladung Masseneinheit Seite 5 / 23

6 Mit diesem Wissensstand lassen sich einige Begriffe definieren: Die atomare Masseneinheit u ist definiert als 1/12 der Masse des Kohlenstoffatoms mit 12 Nukleonen. Sie und die Elementarladung e werden eingesetzt, um das Rechnen mit einfachen Zahlen zu ermöglichen. Weiter gilt: Ein chemisches Element ist eine Substanz, die aus Atomen mit gleicher Protonenzahl gebildet ist. Die Protonenzahl wird am Elementsymbol links unten angegeben, z.b. 12 C, 1 H, 8 O, 17 Cl Da ein Atom elektrisch neutral ist, muss die Anzahl der Elektronen Z e gleich der Protonenzahl Z sein: Z = Z e Jeder Kernbaustein hat etwa die Masse 1u. Atommassen sollten daher nur unwesentlich von ganzzahligen Werten abweichen. Ein Blick in das PSE zeigt jedoch beispielsweise für Chlor die Atommasse von 35,5u. Halbe Kernbausteine gibt es aber nicht, es muss eine andere Erklärung gefunden werden. Eine genaue Untersuchung einer großen Zahl von Chloratomen ergibt, dass 75% aller Chlor- Atome die Masse 35u und 25% die Masse 37u haben. Atome ein und desselben Elements können also unterschiedliche Massen haben. Da ein Element über seine Protonenzahl definiert ist, kann nur die Neutronenzahl variieren. Die leichteren Chloratome haben neben den 17 Protonen 18 Neutronen im Kern, die schwereren dagegen 20 Neutronen. Der für Chlor angegebene Wert von 35,5u beschreibt also nicht die Masse jedes einzelnen Chloratoms, sondern die durchschnittliche Masse der natürlich vorkommenden Mischung von Chloratomen: 35u u 25 m a = = 35,5 u 100 Atome des gleichen Elements, die sich in ihrer Neutronenzahl und damit in ihrer Masse unterscheiden, nennt man Isotope. Beachten Sie: Es gibt keinen Standard und keine Abweichungen. Alle existierenden Varianten des Elements sind Isotope. Beispiele: 1 1 H 1 2 H (Deuterium) schwerer Wasserstoff 1 3 H (Tritium) überschwerer Wasserstoff Die atomare Masse in u wird links oben am Elementsymbol angegeben, z.b. 12,01 C, 1,008 H, 16,00 O, 35,45 Cl Einige Isotope vor allem der schwereren Elemente sind instabil und senden radioaktive Strahlung aus. Dadurch wandeln sie sich in Atome anderer Elemente um. Seite 6 / 23

7 1.3 Die Atomhülle: Das Energiestufenmodell (10, 11) Die Atomhülle ist aus negativ geladenen Elektronen, kurz e, aufgebaut. Diese bewegen sich im großen freien Raum um den Kern, verfügen also über Bewegungsenergie. Der Kern ist positiv geladen, er zieht die negativ geladenen Elektronen elektrostatisch an. Aus der Entfernung zwischen Kern und Elektron ergibt sich auch eine Lageenergie. Entsprechend der Physik summieren sich diese Energien zur Eigenenergie eines Elektrons auf. Diese ist umso größer, je schneller sich das Elektron bewegt bzw. je weiter es vom Kern entfernt ist. Versuch: Bringt man verschiedene Salze in die rauschende Bunsenbrennerflamme, strahlt diese verschiedenfarbiges Licht ab. z.b. Natriumchlorid: gelb Kaliumchlorid: Lithiumchlorid: violett rot Die Energie aus der Flamme des Bunsenbrenners wird von den Elektronen aufgenommen und später wieder abgegeben. Dabei entstehen je nach Energiebetrag verschiedene Farben. Das Licht kann mittels eines Spektrometers (teilt das Licht in die einzelnen Wellenlängen auf) untersucht werden, woraus sich ergibt, dass das emittierte Licht kein Mischlicht aus allen Wellenlängen (= kontinuierliches Spektrum, Mischfarbe weiß) ist, sondern nur aus wenigen, genau bestimmbaren Bereichen (sog. Linien) besteht: Da jede Linie für einen ganz bestimmten Energiebetrag steht, lässt sich folgern, dass sowohl die aufgenommenen als auch die abgegebenen Energieportionen nicht beliebig groß sein können. Sie sind gequantelt, das heißt es sind nur wenige bestimmte ( diskrete ) Energiestufen, sogenannte Energieniveaus (n = 1, 2, ) möglich, die Energiebereiche dazwischen stehen nicht zur Verfügung: Seite 7 / 23

8 Da sich ein Elektron mit einer bestimmten Eigenenergie auch maximal eine bestimmte Strecke vom Atomkern entfernen kann, das aber in jede beliebige Richtung des Raums, bilden sich annähernd kugelförmige Schalen (K, L, ). Ein Elektron des Energieniveaus n = 1 bewegt sich also frei innerhalb der innersten Schale, eines mit n = 2 innerhalb der beiden inneren Schalen usw. Dabei muss berücksichtigt werden, dass sich die Elektronen untereinander abstoßen, Elektronen der äußeren Schalen halten sich daher verhältnismäßig selten weiter innen auf. (Platztausch unter Energieübertragung ist ebenfalls möglich, aber nicht messbar.) Jedes Energieniveau kann maximal 2n 2 Elektronen aufnehmen (wie im Bus müssen nicht alle Plätze besetzt sein!): n = 1 : n = 2 : n = 3 :... 2 Elektronen 8 Elektronen 18 Elektronen Die Schalen werden von innen nach außen aufgefüllt. Die Elektronen in der äußersten besetzten Schale nennt man Valenzelektronen. Seite 8 / 23

9 Setzt man die Energieaufnahme der Flammenfärbung mit einer Anhebung eines Elektrons auf ein höheres Energieniveau gleich (im Kern können mit diesen Energiebeträgen keine Veränderungen hervorgerufen werden) und die Abgabe von Licht mit dem Zurückspringen des Elektrons auf ein niedrigeres Niveau, so müssen die verschiedenen Sprunghöhen genau festgelegt sein: Betrachtet man die Bewegung eines Elektrons genauer, so können wir es uns modellhaft wie einen Ball an einer Gummischnur vorstellen: Der Ball (das Elektron) bewegt sich vom Befestigungspunkt (dem Atomkern) weg, bis er seine Bewegungsenergie vollständig zur Spannung des Gummiseils (elektrostatische Anziehung Elektron Kern) verbraucht und somit die größte Entfernung erreicht hat (maximale Lageenergie des Elektrons). Anschließend wird der Ball zum Befestigungspunkt hin beschleunigt, gewinnt also an Bewegungs- und verliert an Lageenergie. Das Elektron reagiert genauso. Da das Elektron fast immer am Kern vorbeifliegt und im Gegensatz zu unserem Ball normalerweise nicht durch Reibung und ähnliche Kräfte gebremst wird, bleibt es immer in Bewegung. Wenn ein Elektron auf den Kern trifft, fliegt es einfach durch diesen hindurch, da es nicht nur ein Teilchen sondern auch eine Welle ist (wie das Licht). Betrachten wir nun alle möglichen Zustände, in denen das Elektron maximale Lageenergie und damit keine Bewegungsenergie besitzt, so ergibt sich daraus ein kugelförmiger Bereich. Betrachtet man verschiedene Energieniveaus, so ergeben sich verschiedene Kugeln, die wie die Schalen einer Zwiebel um den Atomkern angeordnet sind. Innerhalb dieser Schalen bewegen sich die Elektronen. Da sich Elektronen innerhalb eines Atoms, aber auch die Elektronen benachbarter Atome, auf Grund ihrer negativen Ladung abstoßen, können sich keine festen Bewegungen herausbilden. Die Elektronen bewegen sich also innerhalb ihres Energieniveaus beinahe regellos. Allerdings ordnen sie sich innerhalb des Energieniveaus wenn möglich immer paarweise an. (Orbitaltheorie (11. Jgst), Quantenmechanische Modelle auf Grund des Welle-Teilchen- Dualismus der Elektronen) Seite 9 / 23

10 1.4 Die Atomhülle: Feinbau im Orbitalmodell (11) Spektrallinien Im Energiestufenmodell der Atomhülle ist jedes Elektron einem bestimmten Energieniveau mit bestimmter Energie zugeordnet. Befinden sich alle Elektronen im Zustand geringstmöglicher Energie, so ist das Atom im Grundzustand. Ist ein Elektron (oder mehrere) durch Aufnahme von Energie auf eine höhere Stufe gelangt, so ist das Atom angeregt. Dabei gilt wie bekannt: Ein Atom vermag nur solche Energiebeträge aufzunehmen, die genau der Differenz der Energiestufen entsprechen, und kann auch nur dieselben Energiebeträge abgeben! Das hierbei abgestrahlte Licht weist die diesen Energiebeträgen entsprechenden Wellenlängen auf Die Quantenzahlen Leistungsfähige Spektroskope zeigen, dass die Spektrallinien eigentlich Gruppen noch feinerer Linien sind. Das zeigt, dass die Energiestufen so nicht zur Erklärung des Aufbaus ausreichen. Nähere Betrachtungen und v.a. komplexe Berechnungen führten daher zur quantenmechanischen Obitaltheorie. Die Hauptquantenzahl n: Die Energieniveaus bleiben erhalten, sie stellen die Haupteinteilung dar. Daher bezeichnet man sie im Weiteren als Hauptenergieniveaus. Sie werden durch die Hauptquantenzahl n beschrieben. Real existieren sieben Hauptenergieniveaus, die von bekannten Elementen im Grundzustand genutzt werden. n = 1, 2, 3,, 7 Die Hauptquantenzahlen reichen für die Beschreibung der Verhältnisse beim Wasserstoffatom (und Heliumatom) aus. Betrachtet man Atome mit mehreren Elektronen, so genügt diese Angabe allein nicht mehr. Es müssen weitere Quantenzahlen eingeführt werden. Seite 10 / 23

11 Die Nebenquantenzahl : Da man also mit den Hauptenergieniveaus nicht auskommt, müssen Unterenergieniveaus eingerichtet werden. Deren Energiezustände werden durch die Nebenquantenzahl angegeben. Sie kann alle ganzzahligen Werte von 0 bis n-1 annehmen. = 0, 1,, n-1 Die erste Schale mit Hauptquantenzahl n = 1 besteht somit nur aus einer Unterschale, da für nur der Wert 0 erlaubt ist. Die 2. Schale setzt sich nach denselben Überlegungen aus 2 Unterschalen zusammen, da jetzt die Werte 0 und 1 aufweist. Die unterschiedlichen Energiezustände der Unterschalen erhalten besondere Symbole: Nebenquantenzahl Symbol + Bezeichnung = 0 = 1 = 2 = 3 s (sharp) p (principal) d (diffus) f (fundamental) Es existieren keine Elemente, die höhere Nebenquantenzahlen benötigen. Zur genaueren Kennzeichnung setzt man die Hauptquantenzahl voran: 1s, 2s, 3p o.ä. Die Elektronen werden dann als 1s- oder 3p-Elektronen bezeichnet. Seite 11 / 23

12 Die Magnetquantenzahl m: Der Physiker P. Zeemann entdeckte 1897, dass die Spektrallinien der p-, d- und f-serien im Magnetfeld symmetrisch in 3, 5 bzw. 7 Linien aufspalten, daraus folgert man die energetische Aufspaltung. Dabei wurde folgende Beziehung zwischen der Nebenquantenzahl und der Magnetquantenzahl m gefunden: m = -,, + (nur ganze Zahlen!) Für = 1 (p-niveau) ergeben sich somit 3 Werte: -1, 0, +1 Diese 3 p-zustände sind im unbeeinflussten Atom energetisch gleich. Durch die 3 Quantenzahlen n,, m lassen sich energetische Zustände (Aufenthaltsräume für Elektronen) beschreiben, die man Atomorbitale (Orbitale) nennt. Jedes Orbital kann man als Kästchen schreiben, wobei energiegleiche Orbitale zu einem Block zusammengefasst werden. Die Kästchenschreibweise: Seite 12 / 23

13 Die Spinquantenzahl s: Wie man durch einen Vergleich der Kästchenzahl mit der Maximalzahl der Elektronen pro Schale (max. 2n 2 ) leicht erkennen kann, reicht die Anzahl der Energiezustände immer noch nicht. Die Zahl der Elektronen, die maximal untergebracht werden müssen, ist genau doppelt so hoch. Jedes Orbital muss also mit max. 2 Elektronen besetzt werden. Dabei gilt das Pauli-Prinzip: In einem Atom kann jeder durch die 4 Quantenzahlen beschriebene Zustand nur von einem einzigen Elektron eingenommen werden. Es muss also noch eine Quantenzahl eingeführt werden, die Spinquantenzahl s. Jedes Elektron besitzt danach einen Eigendrehimpuls, den Elektronenspin, der entweder im oder gegen den Uhrzeigersinn gerichtet ist. Die Spinquantenzahl s kann demnach 2 Werte einnehmen, + 1/2 und - 1/2 s = ± 1/2 Dies bedeutet, dass jedes Orbital nur mit 2 Elektronen entgegengesetzten Spins besetzt werden kann. In der Kästchenschreibweise wird der Elektronenspin mit Pfeilen nach oben und unten verdeutlicht. Beispiel: Argon Mit den 4 Quantenzahlen n, l, m und s ist man in der Lage, den Zustand eines jeden Elektrons im Atom zu charakterisieren. Jedes Elektron hat somit eine ganz individuelle Kombination aus den 4 Quantenzahlen. Es gibt in einem Atom keine zwei Elektronen mit denselben 4 Quantenzahlen. Seite 13 / 23

14 1.4.3 Orbitalbesetzung und Elektronenkonfiguration Nachdem ein Elektron in der Hülle das noch verbleibende energieärmste Niveau besetzt, kann man nun die Orbitale auffüllen. Im Grundzustand eines Atoms werden dessen Orbitale in der Reihenfolge steigender Energie aufgefüllt. Die für ein Atom typische Verteilung der Elektronen auf die Orbitale bezeichnet man als Elektronenkonfiguration. Nach der Hund schen Regel werden alle energiegleichen Orbitale erst einzeln durch Elektronen gleichen Spins besetzt, dann wird jeweils das zweite Elektron mit entgegengesetztem Spin hinzugefügt. Erstellung von Elektronenkonfigurationen: Das Durcheinander bei Brom wird im Folgenden erklärt. Die untere Schreibweise heißt Kurzschreibweise: Anzahl enthaltener Elektronen Elementname bzw. Symbol: Orbital H: 1s 1 Seite 14 / 23

15 Orbitalbesetzung (Reihenfolge): Wie man anhand des PSE sehen kann (Farben!), werden nach dem Edelgas Ar nicht die noch freien 3d-Orbitale aufgefüllt, sondern die 4s-Orbitale. Dies bedeutet, dass letztere energieärmer sein müssen. Weitere Betrachtungen zeigen, dass die Unterstufen der restlichen Hauptschalen alle energetisch verschachtelt sind. Sie werden in der Reihenfolge steigender Energie aufgefüllt: Diese Reihenfolge kann man in folgendem Schema zusammenfassen: Im Periodensystem lassen sich die Orbitale gut zuordnen: (kein Farbbezug zu den Hauptenergieniveaus!) Seite 15 / 23

16 2. Das Periodensystem der Elemente (PSE) (10) Heute sind knapp über 100 chemische Elemente bekannt, einige davon künstlich erzeugt. Seit etwa 200 Jahren versuchen Chemiker, Ordnung in die Vielzahl der Elemente zu bringen. Das war besonders deshalb schwierig, weil manche Elemente so selten sind, dass sie den Forschern jener Zeit unbekannt waren (ca. 50 bekannt). Zur Bezeichnung dienen international vereinbarte Symbole. Die Symbole bestehen aus dem ersten Buchstaben des Elementnamens (meist aus der griechischen oder lateinischen Sprache) und meist einem zweiten Buchstaben, um Verwechslungen auszuschließen. Beispiele: (fett: lernen!) Wasserstoff = Hydrogenium = H Sauerstoff = Oxygenium = O Stickstoff = Nitrogenium = N Kohlenstoff = Carbon(eum) = C Chlor = Cl Schwefel = Sulfur = S Eisen = Ferrum = Fe Kupfer = Cuprum = Cu Blei = Plumbum = Pb Silber = Argentum = Ag Gold = Aurum = Au 2.1 Anordnung der Elemente im PSE (10) Die Elementsymbole werden im Periodensystem der Elemente (PSE) aufgelistet. Diese Auflistung ist Mitte des 19. Jahrhunderts entstanden und wurde beibehalten, da sie eine einfache Einschätzung der Stoffe erlaubt. Die Elemente des PSE werden nach ansteigender Protonenzahl = Kernladungszahl geordnet. Die Zahl findet sich im PSE links unten am Elementsymbol: z.b. 6 C Darstellung in einer Schemazeichnung des PSE: Die Elektronen der äußersten besetzten Schale bezeichnet man als Valenzelektronen ( zählende, wertige Elektronen), da nur sie chemische Reaktionen eingehen. Die Valenzelektronenzahl bestimmt also die chemischen Eigenschaften eines Atoms. Chemische Reaktionen sind immer Reaktionen der Atomhülle, nie des Atomkerns. Man ordnet Elemente im Periodensystem (PSE) senkrecht in Gruppen von Elementen gleicher Valenzelektronenzahl und oft sehr ähnlichem Reaktionsverhalten und waagrecht in Perioden mit unterschiedlicher Valenzelektronenzahl und unterschiedlichen Eigenschaften an. Seite 16 / 23

17 2.2 Die Hauptgruppen (10) Gruppennummer Bezeichnung der Gruppe Herkunft / Eigenschaft Anzahl der Valenzelektronen I Alkalimetalle Alkalibildner = Laugenbildner 1 II Erdalkalimetalle s.o., außerdem in Erden = 2 Erzen vorkommend III Erdmetalle, Borgruppe s.o. 3 IV Kohlenstoffgruppe Leitelement Kohlenstoff 4 V Stickstoffgruppe Leitelement Stickstoff 5 VI Chalkogene, Kalkbildner 6 Sauerstoffgruppe VII Halogene Salzbildner (halos = Salz) 7 VIII Edelgase extrem reaktionsträge = edel 8 (He: 2) 2.3 Atomradius und elektrostatische Kräfte im Atom (10, 11) Atome sind unterschiedlich groß. Wie man bereits in der Darstellung des Schalenmodells sehen kann, ist jede neue Schale größer als die vorherige und somit wird auch das Atom deutlich größer. Da Atome kugelförmig sind, gibt man, wie wissenschaftlich üblich, den Radius an. Man stellt also fest, dass mit zunehmender Anzahl von Schalen = innerhalb einer Gruppe der Atomradius steigt. Wie verhält sich der Atomradius in einer Periode? Alle von links nach rechts hinzukommenden Elektronen liegen in der gleichen Schale, die Atome sollten also von ähnlicher Größe sein. Im Atomkern kommen immer mehr Protonen hinzu, welche die Elektronen immer stärker elektrostatisch anziehen. Bei nahezu gleicher Eigenenergie können sich die Elektronen also nicht mehr so weit vom Atomkern entfernen. Der Atomradius sinkt daher innerhalb einer Periode von links nach rechts. Kombiniert kann man feststellen: Der Atomradius steigt von rechts oben nach links unten im Periodensystem an. z.b. H 37 pm (1 pm = m), Li 152 pm, C 77 pm, F 64 pm Na 186 pm, Al 143 pm, Cl 99 pm Br 114 pm, I 133 pm, At 140 Die elektrostatische Anziehung der Elektronen durch den Atomkern ist eine Grundlage aller chemischen Reaktionen und regelmäßigen Entwicklungen im PSE. Allgemein gilt: Je höher die Protonenzahl, desto stärker ist die Anziehung der Elektronen. Je weiter die Elektronen vom Kern entfernt sind, desto schwächer wirkt sich diese Anziehungskraft aus (wie bei einem Magneten, der Eisen immer schwächer anzieht, je weiter er davon entfernt ist. Achtung: magnetische Anziehung elektrostatische Anziehung!) Je mehr Elektronen vorhanden sind, desto schwächer wird jedes Einzelne von ihnen bei gleicher Kernladung angezogen. Also ziehen die Elemente ihre Valenzelektronen unterschiedlich stark an: Innerhalb einer Periode von links nach rechts stärker (gleiche Schale, höhere Kernladung), innerhalb einer Gruppe von oben nach unten schwächer. Die höheren Schalen mit ihrer größeren Entfernung vom Kern wirken sich stärker aus als die steigende Kernladung. Seite 17 / 23

18 2.4 Reaktivität chemischer Elemente (10) Alle Elemente mit Ausnahme der Edelgase gehen Reaktionen ein, um eine besonders stabile Valenzschale zu erreichen. Dies entspricht der Edelgaskonfiguration. Möglich sind also 2 Valenzelektronen wie bei Helium oder 8 Valenzelektronen wie bei allen anderen Edelgasen. Aufgrund dieser meist angestrebten Zahl von 8 Valenzelektronen (Elektronenoktett) spricht man von der Oktettregel (8er-Regel). Diese gilt grundsätzlich für alle chemischen Reaktionen, streng genommen jedoch nur für Elemente der 1. und 2. Periode. Achten Sie darauf, dass ab der 3. Periode mehr als acht Elektronen im äußersten besetzten Energieniveau Platz finden können. Sprechen Sie daher nicht von vollen Schalen. Die Oktettregel: In einem stabilen Molekül muss jedes Atom von 8 Valenzelektronen 4 Elektronenpaaren umgeben sein, nur das Wasserstoffatom hat 2 Elektronen 1 Elektronenpaar. Um dies zu verdeutlichen, sollen bestimmte Eigenschaften der Elemente betrachtet werden. Die einfachste Einteilung der Elemente ist die in Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle. Diese Einstufung der Elemente entsteht aus dem Reaktionsverhalten und anderen Eigenschaften. Die Unterscheidung zieht sich diagonal durch das PSE: Periode Gruppe I II III IV V VI VII VIII 1 H He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra = Metalle = Halbmetalle = Nichtmetalle = Edelgase Die Edelgase sind sehr reaktionsträge und gelten daher als eigene Gruppe. Ansonsten gilt: Je weiter links und unten ein Element steht, desto stärker ist sein Metallcharakter ausgeprägt. Je weiter rechts und oben ein Element steht, desto stärker ist sein Nichtmetallcharakter. Metall- und Nichtmetallcharakter bezeichnen in etwa die Stärke der typischen Reaktionen. (Die Edelgase werden ausgenommen, da sie keine Reaktionen eingehen.) Eine Grundlage des Metallcharakters soll beispielhaft näher betrachtet werden: Seite 18 / 23

19 Reaktivität von Alkali- und Erdalkalimetallen mit Wasser. (10) Versuch: Man gibt ein kleines Stück Natrium oder Calcium in eine Schale mit Wasser. Beobachtung: Beide Metalle lösen sich unter Gasentwicklung vollständig auf. Die Lösung fühlt sich danach seifig an (nur bei Calcium testen, bei Natrium zu gefährlich). Weitere Tests zeigen, dass jeweils eine Lauge entstanden ist und es sich bei dem Gas um Wasserstoff handelt. Erklärung: Alkali- und Erdalkalimetalle reagieren unter Laugenbildung mit Wasser: 2 Na + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 Natronlauge, sehr aggessiv! Ca + 2 H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 Kalklauge, deutlich harmloser. Betrachtet man die Stoffe genauer, stellt man fest, dass sich die Metallteilchen verändert haben. Aus den Metallatomen sind Ionen geworden. Dabei handelt es sich um geladene Teilchen. Da bereits bekannt ist, dass chemische Reaktionen Vorgänge der Atomhülle sind, muss die Ladung mit einer Veränderung der Elektronenzahl zusammenhängen. Die entstandenen Ionen sind positiv geladen (= Kation), die Metallatome haben also Elektronen abgegeben: Metallatom Metallkation + x e - Im Atom gilt Protonenzahl (+ geladen) = Elektronenzahl (- geladen). Werden Elektronen abgegeben, überwiegt die Anzahl positiver Ladungsträger, daher die positive Ladung des Kations. Bei Nichtmetallatomen findet der umgekehrte Vorgang statt. Die Aufnahme zusätzlicher Elektronen (- geladen) bewirkt eine negative Gesamtladung, das Teilchen heißt Anion. Allgemein: Metallatome geben in chemischen Reaktionen Elektronen ab, sie werden dabei zu positiv geladenen Kationen. Nichtmetallatome nehmen in chemischen Reaktionen Elektronen auf, sie werden zu negativ geladenen Anionen. Elektronenkonfiguration von Ionen: (11) Die Anzahl der Elektronen ist abhängig von der Valenzelektronenzahl: Metallatome geben im Regelfall alle Valenzelektronen ab, Nichtmetallatome nehmen Elektronen auf, bis sie die Edelgaskonfiguration erreicht haben: Die entstehende Ladung wird rechts oben am Elementsymbol angegeben und entspricht im Betrag der Anzahl an abgegebenen bzw. aufgenommenen Elektronen. Seite 19 / 23

20 Ionenradien (10) Wie man unschwer erkennen kann, leert sich bei der Kationenbildung die äußerste Schale. Daher ist ein Kation deutlich kleiner als das Atom, aus dem es entsteht: Bei der Anionenbildung werden Elektronen aufgenommen. Damit erhöht sich die Abstoßung der Elektronen untereinander und sie entfernen sich etwas weiter vom Atomkern. Ein Anion ist größer als das Atom, aus dem es entsteht: Ionenradius: z. B. Ca 197 pm Ca pm z. B. S 104 pm S pm Elementeigenschaften zur Ionenbildung (10) Für die Ionenbildung sind zwei gegensätzliche Kräfte verantwortlich. Beide entwickeln sich im PSE regelmäßig: Als Elektronenaffinität bezeichnet man die Fähigkeit eines Atoms, ein oder mehrere zusätzliche Elektronen an sich zu binden. Sie steigt im PSE von links unten nach rechts oben an, da rechts oben die neuen Elektronen am nächsten zum Kern liegen und dieser auf die gleiche Schale bezogen die meisten Protonen enthält. S.o. elektrostatische Anziehung! Unter Energieaufwand können einem Atom Elektronen entzogen werden (auch den Edelgasen). Je stärker sie vom Atomkern angezogen werden, desto mehr Energie muss man dazu aufwenden. Diese zur Abspaltung eines Elektrons benötigte Energie nennt man Ionisierungsenergie, da bei dem Vorgang Ionen entstehen. Sie steigt im PSE von links unten nach rechts oben an. Die Ionisierungsenergie ist die stärkste der hier genannten Energien. Seite 20 / 23

21 1. Ionisierungsenergie [kj/mol] 10, 11 Das folgende Diagramm zeigt die 1. Ionisierungsenergien der Elemente nach steigender Ordnungszahl. Die Edelgase sind als deutliche Spitzen sichtbar, da sie stabil und nur schwer ionisierbar sind Ordnungszahl Werden wie z.b. bei Calcium mehrere Elektronen entfernt, so steigt die Ionisierungsenergie mit jedem weiteren Elektron stark an: Seite 21 / 23

22 Die Elektronegativität (11) Alle bislang eingeführten Ähnlichkeiten gelten für einzelne Atome. Wenn sich zwei Atome miteinander verbinden, wird eine weitere Größe benötigt. Atombindungen beruhen immer auf Elektronenpaaren, welche sich die verbundenen Atome teilen. Für die Kraft eines Atoms, bindende Elektronenpaare an sich zu ziehen, wurde der Begriff Elektronegativität eingeführt. Sie gilt im Gegensatz zur Elektronenaffinität nur für Elektronenpaarbindungen. Die Elektronegativität ist eine dimensionslose Vergleichszahl. Sie steigt im PSE von links unten nach rechts oben an. Das elektronegativste Teilchen ist das Fluor-Atom mit EN = 4,0 (willkürlich festgelegter Wert). Die Differenz der Elektronegativitäten EN zweier Atome gibt Auskunft, wie polar die Elektronenpaarbindung zwischen ihnen ist. Es existieren verschiedene Skalen zur EN. Da die genauen verwendeten Werte eine Rolle spielen können, müssen alle Werte immer aus dem ausgegebenen PSE entnommen werden! 2.5 Das vollständige Periodensystem (11, zur Information) Je nach der Besetzung der Unterenergieniveaus kann man die Elemente des Periodensystems in 3 Klassen einteilen. Hauptgruppenelemente: Bei diesen Elementen werden die s- und die p-orbitale aufgefüllt. Sie bilden die 8 Gruppen des gekürzten Periodensystems. Die einzelnen Elemente einer Gruppe zeigen gewisse Gemeinsamkeiten, zwischen den Gruppen bestehen aber große Unterschiede. Die Gemeinsamkeiten beruhen auf der gleichen Valenzelektronenzahl. Nebengruppenelemente: Hier findet man ausschließlich Metalle, bei denen jeweils das d-orbital aufgefüllt wird, obwohl das s-unterniveau der nächsten Hauptstufe bereits voll besetzt ist. Diese Substanzen bezeichnet man auch als Übergangselemente. Abweichungen bei der Besetzung der Orbitale: Betrachtet man die Elektronenkonfigurationen dieser Metalle näher, so fallen z.b. bei Chrom und Kupfer Unregelmäßigkeiten auf. Ermittelt man die Elektronenkonfiguration eines Chrom-Atoms, so müsste man vom Vanadium ausgehend das nächste energetisch niedrigste Orbital besetzen und käme zu folgender Konstellation: Cr: [Ar] 4s 2 3d 4 In Wirklichkeit weist das Chrom-Atom folgende Elektronenkonfiguration auf: Cr: [Ar] 4s 1 3d 5 Bei Kupfer findet man statt Cu: [Ar] 4s 2 3d 9 in Wirklichkeit Cu: [Ar] 4s 1 3d 10 Daraus kann man ableiten: Halb- und vollbesetzte d-niveaus stellen einen energetisch günstigen Zustand dar. Seite 22 / 23

23 Unterschiedliche Oxidationsstufen bei Übergangselementen: Die Atome der Übergangselemente können in Verbindungen unterschiedliche Oxidationsstufen einnehmen. V1 Eine Kaliumpermanganatlösung wird mit Natriumsulfitlösung versetzt und durch Zugabe einiger Plätzchen Natriumhydroxid alkalisch gemacht. B: In der violetten Lösung erscheint erst eine grüne Färbung, danach eine blaue und später ein brauner Niederschlag. A: Im alkalischen Milieu wird KMnO 4 durch Na 2 SO 3 reduziert. Dabei entstehen nacheinander verschiedene Oxidationsstufen des Mangans, die aufgrund ihres Absorptionsverhaltens unterschiedliche Färbungen hervorrufen. MnO 4 - MnO 4 2- MnO 4 3- MnO 2 violett grün blau schwarz Die Begründung aller möglichen Zustände ist rein aus der Stabilität von Elektronenkonfigurationen nicht vollständig erklärbar. Innere Übergangselemente: Lanthanoide und Actinoide: Auch hier findet man nur Metalle. Es werden die f-orbitale gefüllt, wobei auch hier halb- oder vollbesetzte Unterenergieniveaus energetisch günstiger sind. Die 4f-Elemente bezeichnet man als Lanthanoide, früher nannte man sie auch Seltene Erden. Die 5f-Elemente heißen Actinoide. Sie sind alle radioaktiv. Unter ihnen befinden sich die sogenannten Transurane. Seite 23 / 23