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- Herausgeber: Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA
- Kategorie: Wissenschaft und neue Technologien
- Sprache: Deutsch
- Veröffentlichungsjahr: 2019
Die zweite Auflage dieses beliebten Einsteiger-Buches vermittelt das unverzichtbare chemische Grundwissen für 'Chemie-Nebenfächler'. Die Studenten können sowohl Studenten der Lebenswissenschaften (Medizin, Biologie) als auch technischer Fachrichtungen (z.B. Maschinenbau, Umwelttechnik...) sein. Mit dem didaktischen Ansatz, zuerst Problemstellung - dann Antwort, fördert das Buch die aktive Auseinandersetzung mit dem Stoff. Kompakt und auf den Punkt gebracht sind alle Hauptthemen der anorganischen und organischen Chemie äußerst verständlich erklärt und abgedeckt. Dabei unterstützen besondere Textelemente Ihren Lernerfolg: * Für inhaltliche Orientierung sorgen optisch hervorgehobene Schlüsselthemen am Kapitelanfang. * Das Wichtigste wird kurz und prägnant in Definitionen und Merksätzen zusammengefasst. * Beispiele helfen beim Anwenden des Lernstoffs. * Wissenstest und Prüfungsvorbereitung: Aufgaben mit Lösungen helfen ungemein beim eigenständigen Überprüfen des Gelernten.
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Seitenzahl: 416
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Inhaltsverzeichnis
Cover
Vorwort zur zweiten Auflage
1 Aufbau der Materie, Atombau und Periodensystem
1.1 Aufbau der Materie
1.2 Atombau
1.3 Das Periodensystem der Elemente (PSE)
1.4 Radioaktivität
2 Reaktionsgleichungen und Stöchiometrie
2.1 Die Reaktionsgleichung
2.2 Umgesetzte Mengen und Massen
2.3 Die Stoffmenge Mol
2.4 Reaktionstypen in der Chemie
2.5 Konzentrationsangaben
2.6 Die Aktivität
2.7 Rechenbeispiele
2.8 Mischungsrechnen
3 Bindungsarten
3.1 Die Ionenbindung
3.2 Die Metallbindung
3.3 Die Elektronenpaarbindung
3.4 Mehrfachbindungen
3.5 Komplexbindung
3.6 Bindungskräfte zwischen Molekülen
4 Kinetik und Thermodynamik
4.1 Chemische Kinetik
4.2 Thermodynamik
4.3 Verbindungen zwischen Kinetik und Thermodynamik
5 Zustandsformen der Materie
5.1 Die Aggregatzustände
5.2 Phasenübergänge
5.3 Lösungen
6 Säuren und Basen
6.1 Die Theorien von Arrhenius und Brönsted
6.2 Die Stärke von Säuren und Basen
6.3 Die Neutralisationsreaktion
6.4 Der pH-Wert
6.5 Puffer
7 Redoxreaktionen
7.1 Die Reaktion von Metallen mit Sauerstoff
7.2 Verbrennung von Kohlenstoffverbindungen
7.3 Die Elektronenverteilung in Verbindungen
7.4 Oxidationszahlen
7.5 Häufig vorkommende Typen von Redoxreaktionen
7.6 Elementare Vorgänge bei Redoxreaktionen
7.7 Oxidations- und Reduktionsmittel
7.8 Das Aufstellen von Redoxgleichungen
7.9 Disproportionierung und Komproportionierung
7.10 Die Spannungsreihe der Metalle
7.11 Elektrochemie
8 Angewandte anorganische Chemie
8.1 Anorganische Analytik
8.2 Großtechnische Prozesse
9 Sonderstellung des Kohlenstoffs
9.1 Die Stellung des Kohlenstoffs im PSE
9.2 Die Bildung von Hybridorbitalen
9.3 Kohlenwasserstoffe
9.4 Die Vielfalt organischer Verbindungen: funktionelle Gruppen
9.5 Nomenklatur organischer Verbindungen
10 Kohlenwasserstoffe
10.1 Alkane
10.2 Verzweigte Alkane
10.3 Alkene
10.4 Alkine
10.5 Aliphaten
10.6 Cyclische Kohlenwasserstoffe
10.7 Physikalische Eigenschaften der Kohlenwasserstoffe
10.8 Chemische Eigenschaften der Kohlenwasserstoffe
10.9 Aromatische Verbindungen
10.10 Erdöl und Kohle
10.11 Reaktionen der Aromaten
10.12 Halogenierte Kohlenwasserstoffe
11 Alkohole
11.1 Einwertige Alkohole
11.2 Mehrwertige Alkohole
11.3 Primäre, sekundäre und tertiäre Hydroxylgruppen
11.4 Reaktionen von Alkoholen
11.5 Phenole
12 Aldehyde und Ketone
12.1 Die Carbonylgruppe
12.2 Nomenklatur der Aldehyde
12.3 Nomenklatur der Ketone
12.4 Reaktionen der Carbonylgruppe
13 Amine
13.1 Die Aminogruppe
13.2 Primäre, sekundäre und tertiäre Amine
13.3 Die Basizität der Amine
13.4 Quartäre Amine
13.5 Aromatische Amine
13.6 Reaktionen mit salpetriger Säure/Nitrit
13.7 Weitere stickstoffhaltige Verbindungen
14 Carbonsäuren
14.1 Die Carboxylgruppe
14.2 Die homologe Reihe der Carbonsäuren
14.3 Physikalische Eigenschaften
14.4 Die Säurestärke
14.5 Substituierte Carbonsäuren
14.6 Derivate der Carboxylgruppe
14.7 Typische Reaktionen von Carbonsäuren
15 Reaktionstypen in der organischen Chemie
15.1 Grundsätzliches
15.2 Additionen
15.3 Substitutionen
15.4 Eliminierung
15.5 Umlagerung
15.6 Redoxreaktionen
16 Isomerie
16.1 Konformationsisomerie
16.2 Strukturisomerie
16.3 Stereoisomerie
16.4 Optische Aktivität
17 Kunststoffe
17.1 Einteilung nach Materialeigenschaften
17.2 Halbsynthetische Kunststoffe
17.3 Vollsynthetische Kunststoffe
17.4 Silicone
18 Naturstoffe
18.1 Fette, Öle, Seifen, Wachse
18.2 Aminosäuren und Eiweiße
18.3 Kohlenhydrate
18.4 Nucleinsäuren
19 Richtig gelöst
Literatur
Stichwortverzeichnis
Endbenutzer-Lizenzvereinbarung
Illustrationsverzeichnis
Kapitel 1
Abb. 1.1
Abb. 1.2
Abb. 1.3
Abb. 1.4
Abb. 1.5
Abb. 1.6
Abb. 1.7 Kästchenschema: Elektronenkonfiguration von Lithium und Beryllium.
Abb. 1.8 Kästchenschema: Die Verteilung der Elektronen für die Elemente der OZ 5...
Abb. 1.9 Auffüllschema der Orbitale
Abb. 1.10 Die Belegung der ersten d-Orbitale: Elektronenverteilung für das Eleme...
Abb. 1.11 Erst mit dem Elektron Nr. 31 wird wieder ein p-Orbital befüllt. Diese ...
Abb. 1.12
Abb. 1.13
Kapitel 2
Abb. 2.1
Abb. 2.2
Abb. 2.3
Kapitel 3
Abb. 3.1
Abb. 3.2
Abb. 3.3
Abb. 3.4
Abb. 3.5
Abb. 3.6
Abb. 3.7
Abb. 3.8
Abb. 3.9
Abb. 3.10
Abb. 3.11
Abb. 3.12
Abb. 3.13
Abb. 3.14
Abb. 3.15
Abb. 3.16
Abb. 3.17
Abb. 3.18
Abb. 3.19
Abb. 3.20
Kapitel 4
Abb. 4.1
Abb. 4.2
Abb. 4.3
Abb. 4.4
Abb. 4.5
Abb. 4.6
Abb. 4.7
Abb. 4.8
Abb. 4.9
Abb. 4.10
Abb. 4.11
Abb. 4.12
Kapitel 5
Abb. 5.1
Abb. 5.2
Abb. 5.3
Abb. 5.4
Abb. 5.5
Kapitel 6
Abb. 6.1
Abb. 6.2
Abb. 6.3
Abb. 6.4
Abb. 6.5
Abb. 6.6
Abb. 6.7
Kapitel 7
Abb. 7.1 Zwei Reaktionstypen als Teilchenübergang gedeutet.
Abb. 7.2
Abb. 7.3
Abb. 7.4
Abb. 7.5
Abb. 7.6
Abb. 7.7
Abb. 7.8
Abb. 7.9
Abb. 7.10
Abb. 7.11
Abb. 7.12
Abb. 7.13
Abb. 7.14
Abb. 7.15
Kapitel 9
Abb. 9.1
Abb. 9.2
Abb. 9.3
Abb. 9.4
Abb. 9.5
Abb. 9.6
Abb. 9.7
Abb. 9.8
Kapitel 10
Abb. 10.1
Abb. 10.2
Abb. 10.3
Abb. 10.4
Abb. 10.5
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Abb. 10.16
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Abb. 10.21
Abb. 10.22
Kapitel 11
Abb. 11.1
Abb. 11.2
Abb. 11.3
Abb. 11.4
Abb. 11.5
Abb. 11.6
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Abb. 11.10
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Kapitel 12
Abb. 12.1
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Kapitel 13
Abb. 13.1
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Kapitel 14
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Kapitel 15
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Abb. 15.12
Abb. 15.13
Kapitel 16
Abb. 16.1
Abb. 16.2
Abb. 16.3
Abb. 16.4
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Abb. 16.9
Abb. 16.10
Abb. 16.11
Abb. 16.12
Abb. 16.13
Abb. 16.14
Kapitel 17
Abb. 17.1
Abb. 17.2
Abb. 17.3
Kapitel 18
Abb. 18.1
Abb. 18.2
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Abb. 18.21
Kapitel 19
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Thomas Wurm
Chemie für Einsteiger und Durchsteiger
2. Auflage
Autor
Thomas Wurm
Berufsfachschule für PTA Neuburger Str. 109 94036 Passau Deutschland
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Umschlaggestaltung Blue Sea Design, Simone Buck, McLeese Lake, Canada
Satz le-tex publishing services GmbH, Leipzig, Deutschland
Print ISBN 978-3-527-34586-1
ePDF ISBN 978-3-527-82090-0
ePub ISBN 978-3-527-82091-7
Vorwort zur zweiten Auflage
Sie schreiben bald einen Test oder bereiten sich auf einen Kurs vor, in dem Chemie-Kenntnisse gefragt sind? Und Ihre Schulkenntnisse sind eher nicht vorhanden, sie sind ohne Struktur oder gar nicht mehr auffindbar? Dann ist es Zeit für einen frischen, schwungvollen Neustart – drücken Sie mit diesem Buch die Reset-Taste.
Die Chemie beschäftigt sich mit dem Aufbau der Welt. In der Folge werden chemische Kenntnisse als Basis aller Material- und Biowissenschaften angesehen. Die Chemie schafft also die Voraussetzungen dafür, um alle diese Fächer zu verstehen. Das vorliegende Buch hat sich zur Aufgabe gemacht, einen unterhaltsamen und gleichzeitig ertragreichen Einstieg in die gesamte Chemie zu vermitteln. Das schließt die allgemeine, die anorganische und die organische Chemie ein. Wer sich mit den vorgestellten Inhalten auseinandersetzt, der wird mit Basiskenntnissen und Verständnis belohnt. Kurze Zusammenfassungen und Übungsfragen sollen das Wissen festigen und eine Selbstkontrolle ermöglichen.
Nachdem die erste Auflage sehr gut angenommen wurde, konnte ich in der vorliegenden Fassung Ergänzungen anbringen und Ungereimtheiten bzw. Fehler beseitigen. Zur leichteren Handhabbarkeit schließen sich die Kontrollfragen nun direkt am Ende eines jeden Kapitels an.
Niemand muss für dieses Buch mehr mitbringen als den Willen zum Lernen und einen wachen Verstand. Machen Sie sich also ans Werk, am besten noch heute.
Viel Erfolg dabei wünscht Ihnen
Thomas Wurm
Passau, im September 2018
1Aufbau der Materie, Atombau und Periodensystem
In diesem Kapitel … Haben Sie folgende Definition schon gehört? „Chemie ist’s dann, wenn’s qualmt und stinkt.“ Dabei geht man davon aus, dass sowohl der Qualm als auch die Duftnote neu entstanden sind, und zwar durch eine chemische Reaktion, also eine stoffliche Umsetzung. Somit beschäftigt sich die Chemie mit Reaktionen oder chemischen Umsetzungen; und darunter verstehen wir stoffliche Veränderungen. Wir sagen, Stoff A reagiert zu Stoff B, und symbolisieren dies durch den Reaktionspfeil „→“. Was aber ist ein Stoff? Woraus besteht die Materie? Klären wir zuerst einige Begriffe, um uns anschließend mit Atomen und ihrem Aufbau zu beschäftigen. Am Ende des Kapitels wollen wir noch auf den Zerfall von Atomkernen eingehen – ein Thema, das zwischen der Physik und der Chemie angesiedelt ist.
1.1 Aufbau der Materie
Nach unserem Verständnis ist Materie alles, was Raum einnimmt und eine Masse besitzt.
1.1.1 Reinstoffe
Reinstoffe kann man mit physikalischen Methoden wie Sortieren, Sieben, Filtrieren, Zentrifugieren, Destillieren nicht weiter auftrennen. Beispiele dafür sind Gold (ein Element), Sauerstoff (ein Element, welches in Form von Molekülen vorkommt) oder Wasser (eine Verbindung von zwei Elementen). Reinstoffe oder reine Substanzen können folglich Elemente oder chemische Verbindungen sein.
1.1.2 Mischungen
Eine Mischung besteht aus mehreren Reinstoffen und lässt sich mit physikalischen Methoden in ihre Bestandteile (die Reinstoffe) trennen.
Eine Mischung aus Schotter und Sand lässt sich durch Sortieren oder Sieben trennen. Eine Mischung aus Sand und Kochsalz lässt sich ebenfalls mit physikalischen Methoden trennen, indem man das Salz mit Wasser herauslöst. Eine Mischung aus Salz und Wasser trennt man, indem man das Wasser verdampft.
Abb. 1.1
Es gibt heterogene und homogene Mischungen. Heterogenen Mischungen sieht man es mit bloßem Auge an, dass sie aus mehreren Bestandteilen oder Phasen bestehen.
Bei einer homogenen Mischung sieht man das nicht, sie ist schließlich „homogen“ (gleichförmig). Man muss sie erst genauer untersuchen. Eine wässrige Kochsalzlösung sieht genauso aus wie der Reinstoff Wasser. Erst beim Abdampfen des Wassers (eine physikalische Methode) erkennen wir, dass ein nicht flüchtiger Rückstand verbleibt, der vorher unsichtbar, eben homogen hineingemischt war.
Wichtig zu wissen
Wir unterscheiden Reinstoffe und Mischungen. Mischungen können homogen und heterogen sein.
Tipp
Die analytische Chemie untersucht Mischungen und Reinstoffe, um Hinweise auf die genaue Zusammensetzung und die Identität der vorliegenden Substanzen zu erhalten. Sie bedient sich dabei chemischer und physikalischer Verfahren. Wo die Grenze zwischen Physik und Chemie liegt, ist dabei nicht immer eindeutig; man spricht dann von physikalisch-chemischen Methoden oder von physikalischer Chemie (der Begriff „chemische Physik“ ist weniger gebräuchlich).
1.1.3 Elemente und Verbindungen
Wichtig zu wissen
Elemente bestehen aus gleichartigen Atomen.
Elemente sind Reinstoffe.
Verbindungen sind ebenfalls Reinstoffe. Sie sind aus mehreren verschiedenen Atomsorten aufgebaut.
Die Atome sind in Verbindungen so miteinander verknüpft, dass physikalische Methoden nicht zur Auftrennung führen. Viele Verbindungen sind „Moleküle“, andere Verbindungen sind Salze; entscheidend ist der Bindungstyp (siehe Kapitel 3). Mithilfe von chemischen Reaktionen lassen sich Verbindungen jedoch in andere Verbindungen, eventuell auch in die beteiligten Elemente überführen.
1.2 Atombau
In diesem Abschnitt … Unter Atomen stellte sich der Grieche Demokrit vor über 2000 Jahren unteilbare Teilchen vor, aus denen sich die Materie zusammensetzt. Diese Idee wurde immer wieder diskutiert, verworfen und variiert. Letztlich hatte Demokrit recht, auch wenn die Atomphysik heute in der Lage ist, sogar Atome in immer kleinere Teilchen weiter aufzuspalten. Für chemische Überlegungen genügt es aber, wenn wir auf der Ebene eines Atoms bleiben und uns eine bildliche Vorstellung vom Atombau machen können. Wir entwickeln also gedanklich ein Atommodell.
Wichtig zu wissen
Jedes Atom besteht aus einem Kern, dem Atomkern, und einer Hülle, der Elektronenhülle.
1.2.1 Der Atomkern
Der Atomkern ist aufgebaut aus zwei Arten von Teilchen, die auf engstem Raum aneinanderkleben, nämlich den positiv geladenen Protonen (p+) und den Neutronen (n), die keine Ladung besitzen.
Die Schreibweise für diese Kernteilchen, die Nukleonen, lautet:
Proton: 1p+
Neutron: 1n
Tipp
Die hochgestellte Ziffer links steht für die Masse des Teilchens (s. u.); man kann sie auch weglassen. Rechts oben steht die Ladung.
Es muss einen Chemiker nicht unbedingt interessieren, dass die moderne Physik nach immer kleineren Bestandteilen sucht, die ihrerseits die Protonen und die Neutronen aufbauen. Je intensiver die Physiker suchen und je mehr Energie sie aufwenden, desto mehr und desto kleinere Teilchen scheinen sie zu finden. Es ist – zumindest derzeit – unklar, ob der auf diese Weise aufgebaute „Teilchenzoo“ jemals vollständig und endgültig sein kann.
Der einfachste Atomkern mit der Ordnungszahl 1 besteht aus genau einem Proton p+. Es handelt sich um das Element Wasserstoff.
Abb. 1.2
Der nächste Atomkern mit der Ordnungszahl 2 besteht aus zwei p+ und heißt Helium. In der Regel enthält ein Heliumkern neben den zwei p+ auch noch zwei Neutronen n.
Es folgt mit der Ordnungszahl 3 ein Kern mit drei Protonen, Lithium; hinzu kommen vier Neutronen im Kern, also hat ein Lithiumkern insgesamt sieben Nukleonen.
Diese Reihe können wir bis zu 90 und mehr Protonen fortsetzen. Bei 92 p+ sind wir beim Uran angelangt; das sind dann alle natürlich vorkommenden Atomtypen (alle natürlichen Elemente).
Wichtig zu wissen
Der Atomtyp (das Element) ist definiert durch die Anzahl der Protonen p+. Alle p+ befinden sich im Kern.
Für die Anzahl an p+ kann man auch den Begriff Ordnungszahl benutzen.
Jeder Ordnungszahl wird eine Elementbezeichnung und ein Kürzel oder Elementsymbol zugeordnet.
„H“ steht beispielsweise für Wasserstoff, „He“ für Helium, „Li“ für Lithium usw.
Die Anzahl der Neutronen n ist für die Zugehörigkeit zu einem Element ohne Bedeutung.
1.2.1.1 Die Atommasse
Wir können an dieser Stelle einen ersten orientierenden Blick auf die Masse eines Atoms werfen. Die Elektronen e− sind im Vergleich zu den p+ und n sehr leicht; wir wollen sie zunächst in unseren Berechnungen unterschlagen und bleiben bei den Kernen.
Wichtig zu wissen
Die Massen eines Protons und eines Neutrons sind nahezu gleich.
In Gramm ausgedrückt ist diese Masse sehr, sehr klein und für unseren Zweck, nämlich die bildhafte Erklärung eines Atoms, viel zu unhandlich. Sie beträgt 1,67 × 10–24g. Daher setzen wir die Masse eines Protons und eines Neutrons einfach gleich 1. Als Einheit nehmen wir „u” – von „atomic mass unit”.
Damit hat das normale Wasserstoffatom die Masse 1 u, Helium hat die Masse 4 u (da sein Kern normalerweise aus 2 p+ und 2 n besteht), Lithium hat 7 u (3 p+ und 4 n), und Kohlenstoff hat 12 u (6 p+ und 6 n).
Abb. 1.3
Der Chemiker schreibt in seiner Formelsprache 1H, 4He, 7Li und 12C.
Wichtig zu wissen
Die Zahl links oben ist die Massenzahl MZ.
Die Zahl links unten ist die Ordnungszahl OZ (oder Protonenzahl).
Beispiele:
Die Angabe der Ordnungszahl bringt keine zusätzliche Information, da das Elementsymbol bereits für den Atomtyp und damit die Ordnungszahl steht. Meistens wird die Ordnungszahl deshalb weggelassen.
Die Differenz aus Massenzahl und Ordnungszahl ergibt die Anzahl der Neutronen, wenn man sie denn wissen möchte.
1.2.1.2 Isotope
Spannend ist die Tatsache, dass nur wenige Atomtypen in der Natur als eine Kernsorte mit einer festen Zahl an Neutronen auftreten. Innerhalb eines Elements gibt es meist eine Mischung von Kernen, wobei die Anzahl p+ natürlich gleich sein muss; die Protonen umgeben sich also mit unterschiedlich vielen Neutronen.
Somit treten Subtypen innerhalb eines Elements auf, sogenannte Isotope. Da deren Mischungsverhältnis praktisch überall auf der Welt identisch ist, führt uns dieser Sachverhalt zur (durchschnittlichen) Massenzahl MZ einer Atomsorte und damit zur Atommasse eines Elements. Die Kohlenstoffkerne treten beispielsweise zu 98,9 % mit 6 n auf, was die MZ 12 ergibt. Enthält der C-Kern aber 7 n, was für 1,1 % der C-Kerne zutrifft, führt das zu der MZ 13. Man spricht von einem C-13-Isotop oder 13C-Kohlenstoff.
Tipp
In ganz geringem Umfang taucht auch noch 14C-Kohlenstoff auf, der in der höheren Atmosphäre unter dem Einfluss von Strahlung entsteht. Dieser Kern ist aber instabil und zerfällt wieder von selbst. Wir haben es hier mit einem Beispiel natürlicher Radioaktivität zu tun.
In manchen Fällen ist das exakte Isotopenverhältnis eines Elements nicht überall gleich, sondern vom Ort seines natürlichen Vorkommens abhängig. Dann können Archäologen feststellen, woher genau ein Metall eines bestimmten Fundortes stammt oder wo das Skelett eines Vormenschen mit dem Isotopenverhältnis X: Y in seinen Zähnen einmal gelebt haben muss.
Abb. 1.4
Wichtig zu wissen
Der Fachbegriff für die Unterarten eines Elements lautet Isotop.
Isotope eines Elements besitzen die gleiche Anzahl Protonen und unterscheiden sich durch die Anzahl der Neutronen, was zu unterschiedlichen Massen führt. Wir haben die Kohlenstoffisotope besprochen, von denen eines radioaktiv ist. Es gibt auch beim Wasserstoff zwei natürlich vorkommende Isotope, 1H und 2H.
Beim Lithium kommen auf die drei Protonen meistens vier Neutronen (7Li). Etwa 7,4% der Lithiumkerne enthalten jedoch nur drei Neutronen (6Li).
Wie oben bereits angedeutet, hat dies Auswirkungen auf die Masse der Atome eines natürlich vorkommenden Elements:
Nehmen wir eine Probe von reinstem Kohlenstoff. Sie setzt sich aus sehr vielen 12C-Atomen und sehr wenigen 13C-Atomen zusammen. Unter Berücksichtigung der exakten Häufigkeit der beiden Isotope ergibt sich eine Atommasse von knapp über 12 u, nämlich genau 12,011 u. Beim Lithium errechnet sich aus der Häufigkeitsverteilung der 6Li- (etwa 7 %) und 7Li-Atome (etwa 93 %) eine mittlere Atommasse von 6,94 u.
Tipp
Die nicht ganzzahligen Atommassen sind in erster Linie die Folge des Vorkommens unterschiedlicher Isotope. Darüber hinaus spielen bei den in Tabellen angegebenen Atommassen noch andere Effekte mit, etwa der „Massendefekt“, der beim Aufbau der Kerne zum Tragen kommt, ferner die Berücksichtigung der Elektronen und der zwar kleine, aber vorhandene Massenunterschied zwischen Proton und Neutron. Diese Effekte werden bei größeren Atomen bedeutender. Das ist ein Grund dafür, dass man heute Atommassen nicht mehr vom Wasserstoff ableitet, sondern vom Kohlenstoff 12C.
1.2.1.3 Nuklide
Unter einem Nuklid versteht man allgemein eine Atomsorte, die durch ihre Ordnungszahl und ihre Massenzahl festgelegt ist. Nur Nuklide, die zu ein und demselben Element gehören (also dieselbe Ordnungszahl besitzen), werden jeweils als „Isotope“ des betreffenden Elements zusammengefasst. Es gibt rund 90 natürlich vorkommende Elemente, und von den meisten gibt es mehrere Isotope. Insgesamt kennt man rund 340 natürlich vorkommende Nuklide.
1.2.2 Die Elektronenhülle
Der Aufbau des Atomkerns aus Protonen und Neutronen ist also ziemlich einfach. Wir setzen die Kerne wie Klumpen aus immer mehr Protonen zusammen, und dazwischen verwenden wir als „Klebstoff” Neutronen. Bei der Hülle eines Atoms wird es komplizierter. Zunächst stellen wir fest:
Wichtig zu wissen
Die Hülle eines Atoms besteht nur aus Elektronen e−.
Die Anzahl der e− entspricht (beim ungeladenen Atom) der Anzahl der Protonen.
Die positiven Ladungen stecken im Kern, die negativen in der Hülle. Wir haben bei ebenso vielen negativen wie positiven Ladungen insgesamt ein ungeladenes Teilchen.
Wichtig zu wissen
Im elementaren Zustand ist ein Atom insgesamt ungeladen.
Wir müssen also beim Wasserstoff ein Elektron, beim Helium zwei Elektronen, beim Lithium drei, beim Kohlenstoff sechs Elektronen in der Hülle verteilen; beim Blei mit der Ordnungszahl 82 müssen wir sogar 82 Elektronen irgendwie in der Atomhülle unterbringen. Es fragt sich nur, wie.
Könnten wir das winzige Atom mit bloßem Auge betrachten, so würden wir einen ganz winzigen Kern sehen, den noch viel winzigere Elektronen in verschiedenen Abständen umschwirren. Mit der Außenwelt in Kontakt kommen nur die Elektronen, die sich am weitesten vom Kern entfernt befinden. Sie allein sind für die Reaktionsfreudigkeit und damit die chemischen Eigenschaften eines Elements verantwortlich. Die inneren Elektronen sind gut „abgeschirmt“, wenig kontaktfreudig und stabil in der Hülle untergebracht.
Tipp
Wenn ein Atomkern die Größe einer Kirsche hat und diese Kirsche im Mittelkreis eines Fußballfeldes liegt, dann reicht die Elektronenhülle bis zu den Zuschauertribünen und darüber hinaus.
Die wichtigen Fragen, die sich der Chemiker stellt, lauten: Wie ist die Elektronenhülle aufgebaut, wo befinden sich die Elektronen? Und: Wie viele Außenelektronen hat ein Element?
1.2.2.1 Das Schalenmodell
Dem Atommodell von Niels Bohr zufolge umkreisen die Elektronen den Kern auf Schalen. Das erinnert uns ein wenig an das Sonnensystem mit seinen Planeten. Jede Schale befindet sich in einem bestimmten Abstand zum Kern und kann nur eine bestimmte Anzahl an Elektronen aufnehmen (die kernnächste Schale maximal zwei, die nächste maximal acht).
Je weiter entfernt die Schale ist, desto mehr Energie steckt in ihren Elektronen. Deshalb werden die Schalen von innen, vom Kern her, aufgefüllt. Das beginnt mit den energieärmsten Elektronen; weiter entfernte Elektronen besitzen immer ein bisschen mehr Energie. Die Schalen werden mit K, L, M, N usw. bezeichnet.
Das Schalenmodell ist einfach und anschaulich. Mit seiner Hilfe kann man sich leicht vorstellen, dass eine komplett gefüllte Außenschale ein besonderer Zustand ist, oder dass ein Atom z. B. sein einziges Außenelektron abgibt und zu einem insgesamt positiv geladenen Teilchen wird.
Tipp
Mithilfe der Schalen kann man sich auch vorstellen, wie Elektronen durch die Aufnahme von Energie „angeregt“ werden, nämlich auf eine weiter entfernte, energiereichere Schale hüpfen. Diese angeregten Elektronen springen gerne wieder auf eine energieärmere Schale zurück und geben dabei ihre überschüssige Energie in Form von Lichtstrahlung ab.
Abb. 1.5
Das Problem bei diesem Modell ist, dass geladene Teilchen, die sich auf einer Kreisbahn befinden, der Physik zufolge eigentlich ständig Energie abstrahlen und irgendwann in den Kern stürzen müssten. Weil das aber offenbar nicht passiert, müssen wir uns die Elektronenhülle etwas komplizierter aufgebaut vorstellen.
1.2.2.2 Das Orbitalmodell
Zu Beginn des 20. Jahrhunderts wurde klar, dass sich kleinste Teilchen wie Elektronen nicht immer eindeutig als Teilchen beschreiben lassen. Elektronen verhalten sich je nach gewählter Versuchsanordnung wie kleine geladene Masseteilchen oder wie eine Welle, und ihr Aufenthaltsort lässt sich nie mit absoluter Genauigkeit vorhersagen. Entweder kennt man den Ort, an dem das Elektron sitzt, und weiß nicht, wie schnell und wohin es fliegt – oder man kennt den Impuls, dann weiß man aber nicht, wo es genau sitzt. Das Ganze nennt man Quantenmechanik.
Mit komplizierten Berechnungen kann man inzwischen die Verteilung der Elektronen in der Hülle eines Atoms so beschreiben, dass sich viele Eigenschaften der Elektronenhülle erklären lassen und das Modell immer noch halbwegs anschaulich ist.
Tab. 1.1 Der Aufbau der ersten drei Schalen mit ihren Orbitalen.
Schale 1
max. 2 e
−
1 s-Orbital
Schale 2
max. 8 e
−
1 s-Orbital plus 3 p-Orbitale
Schale 3
max. 18 e
−
1 s-Orbital plus 3 p-Orbitale (theoretisch plus 5 d-Orbitale)
Der Grundgedanke lautet: Elektronen halten sich in „Orbitalen“ auf. Orbitale sind also Aufenthaltsräume für Elektronen.
Wichtig zu wissen
Die Quantenmechanik sagt:
Ein Orbital kann gar kein, ein oder maximal zwei Elektronen beherbergen.
Es gibt verschiedene Arten von Orbitalen mit jeweils charakteristischer Form.
Die Schalen, deren Abstand vom Kern die Energie der Elektronen bestimmt, gibt es auch im Orbitalmodell. Innerhalb jeder Schale finden sich eine oder mehrere Arten von Orbitalen. Man könnte sich die Orbitale auch als eine Art von „Unterschalen“ der Hauptschalen vorstellen.
Die s-Orbitale stellen wir uns wie eine Kugel vor, in der ein oder zwei s-Elektronen mit höchster Wahrscheinlichkeit zu finden sind.
Die drei p-Orbitale jeder Schale sehen aus wie Hanteln oder doppelte Keulen, die in einem Winkel von 90° im dreidimensionalen Raum wie auf der x-, y- und z-Achse eines Koordinatensystems aufeinandersitzen. Es gibt also drei p-Orbitale, nämlich px, py und pz.
Abb. 1.6
Die (komplizierteren) Formen der fünf d-Orbitale müssen uns an dieser Stelle nicht unbedingt interessieren. Es genügt zu wissen, dass es sie gibt und dass sie insgesamt bis zu zehn Elektronen aufnehmen können.
Tipp
Die Form des jeweiligen Orbitaltyps ist auf jeder Schale gleich. Die höhere Schale umschließt die darunterliegenden. Damit werden die Schalen immer größer (wie bei einer russischen Matrjoschka-Puppe).
1.2.2.3 Das Kästchenschema
Kommen wir zu unserem Problem zurück, der Elektronenverteilung innerhalb der Atomhülle. Füllen wir also die Hülle von innen her mit Elektronen auf:
Ein Atom mit einem Proton erhält ein Elektron. Dieses befindet sich im s-Orbital der ersten Schale, auch als 1s bezeichnet. Helium mit zwei Protonen erhält zwei Elektronen, die beide im 1s-Orbital herumfliegen. In Kurzfassung schreibt man „1s2“. Die „1“ steht für die erste Schale und die hochgestellte „2“ steht für zwei Elektronen. Damit ist die erste Schale voll. Lithium mit drei Protonen erhält drei Elektronen. Das dritte Elektron muss in die zweite Schale, und zwar ins 2s-Orbital, weil auf der ersten Schale nur für zwei Elektronen Platz ist.
Die Quantenmechanik besagt, dass niemals zwei identische Elektronen in einem Orbital vorkommen dürfen; so will es das „Pauli-Prinzip“. Zwei Elektronen in demselben Orbital haben die gleiche Energie, sie müssen sich also anderweitig unterscheiden. Dafür sorgt der „Spin“, den man sich als eine Rotation des Elektrons um seine eigene Achse vorstellen kann, und zwar entweder im Uhrzeigersinn oder entgegengesetzt. Wenn wir Elektronen mit Pfeilen darstellen, dann deutet die Pfeilrichtung (nach oben oder nach unten) den Spin an.
Mithilfe von Kästchen lassen sich die Orbitale und ihre Belegung mit Elektronen vereinfacht darstellen. Ein Kästchen steht für ein Orbital; es kann mit maximal zwei Pfeilen gefüllt werden. In Abb. 1.7 wird das Kästchenschema an den Beispielen Lithium und Beryllium mit den Elektronenkonfigurationen 1s2 2s1 bzw. 1s2 2s2 vorgestellt.
Abb. 1.7 Kästchenschema: Elektronenkonfiguration von Lithium und Beryllium.
Die p-Orbitale der zweiten Schale sind zwar vorhanden, aber sie sind unbesetzt.
Beim Element mit der Ordnungszahl 4 ist mit dem vierten Elektron das 2s-Orbital vollständig gefüllt. Dieses Element – Beryllium – trägt zwei Außenelektronen mit der Elektronenkonfiguration 1s2 2s2.
Damit ist das 2s-Orbital voll, und es folgen die p-Orbitale. Alle drei p-Orbitale lassen sich zwar durch ihre räumliche Ausrichtung unterscheiden, ihre Energie ist jedoch identisch. Das hat eine wichtige Konsequenz: Die folgenden drei Elektronen werden zunächst einzeln in das px-, py - bzw. pz -Orbital gesetzt.
Tipp
Die Besetzung der p-Orbitale mit zuerst einzelnen Elektronen wird als Hund’sche Regel bezeichnet.
Die Elemente mit den OZ 5, 6 und 7 – Bor, Kohlenstoff und Stickstoff – haben neben einem gefüllten 2s-Orbital ein, zwei bzw. drei p-Orbitale, die mit je einem Elektron besetzt sind.
Die Elektronenkonfigurationen lauten:
Bor (B):
1s
2
2s
2
2p
1
Kohlenstoff (C):
1s
2
2s
2
2p
2
(genau genommen müsste es heißen
Stickstoff (N):
1s
2
2s
2
2p
3
(bzw.
Abb. 1.8 Kästchenschema: Die Verteilung der Elektronen für die Elemente der OZ 5, 6 und 7.
Mit dem nächsten Element – Sauerstoff mit acht Protonen und somit insgesamt acht Elektronen – gelangen wir zu sechs Außenelektronen, die sich auf der zweiten Schale befinden. Mit dem sechsten Elektron entsteht ein Elektronenpaar in px, und zwei einzelne Elektronen bleiben ungepaart: Es folgt das Fluor mit sieben Außenelektronen. Das Neon mit der Ordnungszahl 10 und insgesamt zehn Elektronen trägt acht Außenelektronen. Damit ist die zweite Elektronenschale komplett gefüllt.
Die dritte Schale Dieses Spiel müssen wir für den Aufbau der dritten Schale wiederholen: Wir füllen zunächst das 3s-Orbital mit dem ersten und zweiten Elektron. Dann füllen wir die p-Orbitale, und zwar zuerst mit Einzelelektronen, dann ergeben sich Elektronenpaare.
Doch was geschieht dann? Waren da nicht d-Orbitale, die in der dritten Schale als Nächstes gefüllt werden müssten?
Im Prinzip ja, aber …
Abb. 1.9 Auffüllschema der Orbitale
Das 4s-Orbital besitzt eine geringere Energie als die 3d-Orbitale. Punkt. 4s kommt also vor 3d, zuerst wird 4s mit einem, dann mit zwei Elektronen besetzt; die nächsten zehn Elektronen kommen erst danach in die fünf d-Orbitale.
Tipp
Es ist, als ob wir ein Hotel mit Doppelzimmern nach einer bestimmten Regel mit Gästen belegen. Die der Rezeption (= Atomkern) am nächsten gelegenen Zimmer kommen zuerst dran: der erste Stock, dann der zweite. Sollten Zimmer wie die p-Orbitale auf dem gleichen Stock liegen und zusätzlich gleich weit entfernt sein, werden sie zuerst einzeln und im Anschluss doppelt belegt.
Die 3d-Zimmer liegen zwar im Prinzip auf dem dritten Stock hinter den 3p-Zimmern. Aber sie befinden sich jedoch so weit abgelegen im Hinterhaus, dass es günstiger ist, zuerst die 4s-Zimmer des vierten Stocks zu belegen. Erst dann geht es zu den 3d-Zimmern und anschließend wieder wie erwartet zu 4p.
Abb. 1.10 Die Belegung der ersten d-Orbitale: Elektronenverteilung für das Element mit der OZ 21 (Scandium; OZ 20 ist Calcium). Die dritte Schale ist mit acht Elektronen gefüllt, dann erhält das 4s-Orbital zwei Elektronen; das 21. Elektron kommt in das erste von fünf d-Orbitalen.
Tipp
Nach der quantenmechanischen Betrachtungsweise gibt es folgende Zuordnungsregeln:
Die Schalennummer steht für die Hauptquantenzahl (1, 2, 3, 4 usw.).
Je nach Schale gibt es unterschiedliche Unterschalen, und zwar auf der
ersten (oder K-)Schale
eine (s)
zweiten (oder L-)Schale
zwei (s und p)
dritten (oder M-)Schale
drei (s und p und d)
vierten (oder N-)Schale
vier (s und p und d und f)
In der Quantenmechanik spricht man von der Hauptquantenzahl (entspricht der Schale) und der Nebenquantenzahl (entspricht der Anzahl Unterschalen bzw. dem Orbitaltyp). Die Nebenquantenzahlen lassen sich weiter aufspalten, und daraus ergibt sich die Anzahl an Orbitalen pro Orbitaltyp (die sogenannte Magnetquantenzahl). Es kann auf einer Schale maximal ein s-Orbital, drei p-Orbitale, fünf d-Orbitale und sieben f-Orbitale geben.
Schließlich gibt es die Spinquantenzahl, welche für ein einzelnes Elektron gilt und +12 oder −12 betragen kann (wobei das Vorzeichen die „Rotationsrichtung“ andeutet). Die beiden Elektronen in einem Orbital müssen sich in der Spinquantenzahl unterscheiden.
Das klingt etwas kompliziert, aber in den allermeisten Fällen genügt es für uns, dass wir auf allen Schalen mit den s- und den p-Orbitalen arbeiten. Damit genügt es, dass wir eine Schale mit maximal acht Elektronen füllen.
Abb. 1.11 Erst mit dem Elektron Nr. 31 wird wieder ein p-Orbital befüllt. Diese Elektronenkonfiguration entspricht dem Element Gallium; Gallium hat drei Elektronen auf der vierten Schale; das Element mit der OZ 30 ist Zink.
Abb. 1.12
Wichtig zu wissen
Die gefüllte Achterschale ist eine besonders stabile Elektronenkonfiguration.
Man spricht von einem Elektronenoktett oder der Edelgaskonfiguration.
Die Betrachtung der genauen Elektronenverteilung ist keine Spielerei! Aus ihr kann man wichtige Rückschlüsse hinsichtlich des chemischen Verhaltens eines Atoms ziehen:
Ein Atom, das sieben Außenelektronen besitzt und damit nur noch ein Elektron für den stabilen und ersehnten Edelgaszustand braucht, zeigt andere Eigenschaften als ein Atom, das nur ein Außenelektron besitzt.
Aber nicht nur die Anzahl der Außenelektronen ist von Bedeutung. Gepaarte Elektronen verhalten sich friedlicher als ungepaarte. Die ungepaarten wünschen sich ein Elektron als Partner und gehen gerne eine Bindung ein. Es ist hinsichtlich der Reaktionsfreudigkeit ein Unterschied, ob ein Atom drei ungepaarte Elektronen trägt oder nur eines.
In Zusammenhang mit den Außenelektronen wird auch der Begriff „Valenzelektronen“ verwendet. Valenzelektronen sind diejenigen Elektronen der äußersten Schale, die sich gern an Bindungen beteiligen. Das sind natürlich bevorzugt die ungepaarten. Stickstoff mit fünf Außenelektronen (davon drei ungepaarte) würde gerne drei Elektronen aufnehmen; es überrascht deshalb nicht, dass Stickstoff sich mit drei Wasserstoffatomen zu Ammoniak NH3 verbindet. Stickstoff hat also drei Valenzelektronen. Lithium mit einem Außenelektron gibt dieses möglichst ab; es besitzt ein Valenzelektron.
1.3 Das Periodensystem der Elemente (PSE)
In diesem Abschnitt … Man hat schon in der Mitte des 19. Jahrhunderts erkannt, dass sich manche Elemente chemisch ähnlich verhalten, dass es also so etwas wie Verwandtschaftsbeziehungen zwischen Elementen gibt. Das war lange vor der Entwicklung eines funktionierenden Atommodells oder der Entdeckung der Kernteilchen und des Elektrons. Der russische Chemiker Mendelejew ordnete die damals bekannten Elemente nach ihrer Atommasse und stellte fest, dass sich Eigenschaften nach jeweils acht Elementen wiederholen. Also war eine „Periode“ acht Elemente lang. Wenn zwischen chemisch verwandten Elementen keine acht bekannten Elemente lagen, dann, so sagte Mendelejew voraus, müssten sich hinter diesen Lücken seines periodischen Systems Elemente verbergen, die einfach noch nicht entdeckt seien. Das war naturwissenschaftliches Denken auf höchstem Niveau: nicht nur Eigenschaften bekannter Elemente zu erklären, sondern sogar Vorhersagen zu treffen, die sich später bewahrheiteten.
Heute erscheint uns die Anordnung der Elemente im Periodensystem (PSE) vollkommen logisch, nachdem wir etwas von Elektronen und Schalen gehört haben und wissen, wie die Atomhülle Schritt für Schritt mit Elektronen aufgefüllt wird. Demnach haben alle Elemente mit genau einem Außenelektron ähnliche Eigenschaften, ebenso die mit zwei Außenelektronen usw. Wir schreiben solche Elemente untereinander und bilden nach der Anzahl der Außenelektronen Spalten – so, wie es Mendelejew vorgesehen hat.
Tab. 1.2 Alte und neue Zählweise für die Spalten des Periodensystems.
Alte Zählweise
Neue Zählweise
Spalte 1:
1 Außenelektron
1. Hauptgruppe
1 Außenelektron
1. Gruppe
Spalte 2:
2 Außenelektronen
2. Hauptgruppe
2 Außenelektronen
2. Gruppe
Spalte 3: usw. bis
3 Außenelektronen
3. Hauptgruppe
3 oder 13 Außenelektronen
13. Gruppe
Spalte 8:
8 Außenelektronen
8. Hauptgruppe
8 oder 18 Außenelektronen
18. Gruppe
Die einzelnen Gruppen besitzen neben ihren Nummern Namen, von denen man sich einige merken sollte: In der ersten Gruppe finden sich die Alkalimetalle, in der zweiten die Erdalkalimetalle, in der sechsten bzw. 16. die Erzbildner oder Chalkogene und in der siebten bzw. 17. die Salzbildner oder Halogene. Die Elemente mit komplett gefüllten Elektronenschalen heißen Edelgase; sie stehen in der rechten äußeren Spalte des PSE.
Auf der ersten Schale haben nur zwei Elektronen Platz. Auf den folgenden Schalen befinden sich im s- und in den p-Orbitalen maximal acht Elektronen. Mit jeder Schale beginnt im PSE eine neue Zeile, in der sich die Eigenschaften der vorherigen Schale periodisch wiederholen. Anders gesagt: Jede Zeile steht für eine Schale, die „Periode“ genannt wird.
Die Elemente mit den aufzufüllenden d-Orbitalen hat man früher als „Nebengruppen-Elemente“ bezeichnet und ihren Gruppen den Buchstaben „b“ angehängt.
Das Kästchenschema in Abb. 1.10 kann den Aufbau des PSE und die Aufteilung in s-, p- und d-Elemente anschaulich erklären. Insbesondere kann man erkennen, warum die d-Elemente erst in der vierten Zeile (Periode) auftauchen: weil nämlich die 3d-Orbitale nach dem 4s-Orbital befüllt werden. So ist zu erklären, dass sowohl die zweite als auch die dritte Periode nur acht Elemente beherbergen.
Heute werden die „d-Elemente“ als „Übergangselemente“ bezeichnet und vollwertig ins PSE integriert. Die Zählweise der Gruppen im PSE beginnt man mit den Spalten (= Gruppen) 1 und 2, dann werden, falls nötig, die d-Gruppen mit den Nummern 3 bis 12 eingeschoben, bis dann die Nummern 13 bis 18 folgen (die ehemaligen Hauptgruppen 3 bis 8).
Tipp
Die neuen Gruppen 13 bis 18 werden durch Abziehen von 10 zu den alten Hauptgruppen 3 bis 8 (geschrieben III … VIII) gebildet.
Die Zahl 10 ergibt sich aus den maximal möglichen zehn Elektronen in den d-Orbitalen, was zu den zehn Nebengruppen führt.
Tab. 1.3 Beispiele für die Stellung der Elemente im PSE.
Gruppe
1(I)
2(II)
3–7
88
99
1010
1111
1212
13(iii)
14(IV)
15(V)
16(VI)
17(VII)
18(VIII)
Periode
1
1
H
2
He
2
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4
19
K
20
Ca
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
35
Br
36
Kr
5
38
Sr
47
Ag
53
I
54
Xe
6
55
Cs
56
Ba
78
Pt
79
Au
80
Hg
86
Rn
Die zehn „Nebengruppen“ reichen nicht mehr aus, wenn nach den d-Orbitalen irgendwann die f-Orbitale zu befüllen sind. Für die f-Elemente, die erst in der sechsten Periode auftauchen, hat man aus Platzgründen keine „Neben-Nebengruppen“ bzw. Spalten im PSE eingerichtet, sondern man schreibt sie einfach darunter. Sie erhalten auch keine Gruppennummer. Man bezeichnet sie als „innere Übergangselemente“ oder als „Lanthan(o)ide“ und „Actin(o)ide“.
Wichtig zu wissen
Das PSE gibt uns auf einen Blick Auskunft darüber, wie viele Außenelektronen ein Element hat.
Die Elemente einer Gruppe (= Spalte) besitzen alle eine identische (Außen-)Elektronenkonfiguration.
Die Perioden (= Zeilen) stehen für die Elektronenschalen, wobei die innerste Schale 1 immer oben steht.
Aus der (Außen-)Elektronenkonfiguration und der Größe (Anzahl der Schalen) eines Atoms kann man wichtige Schlüsse auf das chemische Verhalten und die Bereitschaft zu chemischen Bindungen ziehen. Man sollte zumindest mit den Gruppen 1 und 2 und 13 bis 18 gut umgehen können. Bei ihnen sind die d-Orbitale entweder ganz leer oder komplett befüllt. Man muss sich um die d-Elektronenkonfiguration also keine Gedanken machen.
1.3.1 Ionisierungsenergie
Stellen wir uns vor, wir haben ein einzelnes Atom eines Elements mit allen seinen Elektronen. Jetzt versuchen wir, aus der Hülle ein Elektron wegzuschießen. Dabei entsteht ein positiv geladenes Ion, ein Kation. Das Wegschießen kostet natürlich Energie, die in diesem Fall Ionisierungsenergie genannt wird.
Die Ionisierungsenergie ist grundsätzlich in den links gelegenen Gruppen des PSE niedriger als in den rechts gelegenen. Bei den Atomen mit voller Elektronenschale, den Edelgasen, ist sie am höchsten. Bei ihnen gelingt es nur mit sehr großem Aufwand, ein Elektron zu entfernen.
Tab. 1.4 Beispiele für Elektronenaffinität und Ionisierungsenergie (in kJ/mol).
Na
Si
S
Cl
Gr. 1 (I)
Gr. 14 (IV)
Gr. 16 (VI)
Gr. 17 (VII)
Ionisierungsenergie
495
786
999
1251
Elektronenaffinität
–53
–120
–200
–349
Nicht nur die Stellung im PSE links oder rechts, sondern auch die Anzahl der Schalen und damit die Größe eines Atoms machen sich dabei bemerkbar. Je größer der Abstand der Außenelektronen vom positiv geladenen Kern ist, desto leichter lässt sich ein Elektron entfernen, desto geringer ist also die Ionisierungsenergie.
Wichtig zu wissen
Im PSE links und/oder unten stehende Elemente geben relativ leicht Elektronen ab.
1.3.2 Elektronenaffinität
Umgekehrt können wir einem Atom ein Elektron „auf die Hülle drücken“, damit ein Anion entsteht. In diesem Fall wird Energie frei, was sich in einem negativen Vorzeichen ausdrückt. Je höher die Elektronenaffinität, desto stärker negativ ist die Zahl. Die Situation ist folglich umgekehrt wie bei der Ionisierungsenergie.
Wichtig zu wissen
Die Gruppen 1 und 2 haben eine niedrige, die Gruppen 6 und 7 eine hohe Elektronenaffinität.
Sowohl die Ionisierungsenergie als auch die Elektronenaffinität besitzen als Zahlenwert keine große Bedeutung. Wir sollten uns aber klarmachen, dass die Leichtigkeit der Abgabe bzw. Aufnahme von Elektronen von der Stellung im PSE abhängig ist.
Tipp
Man könnte sich nun fragen, warum ein Atom überhaupt Elektronen abgibt oder aufnimmt. Schließlich können solche Vorgänge Energie kosten. Das ist richtig. Wir müssen aber den Vorgang als ersten Schritt in einem Prozess betrachten. Dieser erste Schritt ist vielleicht mehr oder weniger aufwendig; insgesamt kann die Sache aber rentabel werden, wenn nämlich mit den nächsten Schritten mehr Energie gewonnen wird, als zunächstaufgewendet wird. Damit beschäftigen wir uns in Kapitel 3.
Tab. 1.5 Halbmetalle; links von ihnen sind die Metalle im PSE.
Gruppe
1(I)
2(II)
3–12
13(II)
14(IV)
15(V)
16(VI)
17(VII)
18(VIII)
Periode
1
2
5
B
3
14
Si
4
32
Ge
33
As
34
Se
5
51
Sb
52
Te
6
85
At
1.3.3 Metalle und Nichtmetalle
Der Mensch kategorisiert und teilt in Gruppen ein. Der Chemiker tut das ebenso und teilt die Elemente im PSE in Metalle und Nichtmetalle ein. Elemente, die gerne Elektronen abgeben, werden Metalle genannt, und solche, die Elektronen eher aufnehmen, sind Nichtmetalle.
Der Chemiker spricht auch vom metallischen oder nichtmetallischen Charakter eines Elements. Dabei meint er das chemische Verhalten, das sich aus der Elektronenstruktur ergibt. Metalle zeigen eine niedrige Ionisierungsenergie und eine geringe Elektronenaffinität. Nichtmetalle zeigen eine hohe Ionisierungsenergie und eine hohe Elektronenaffinität.
Wichtig zu wissen
Die Metalle stehen links bzw. unten im PSE. Sie geben gerne Elektronen ab.
Die Nichtmetalle stehen rechts bzw. oben im PSE. Sie nehmen gerne Elektronen auf.
Insgesamt sind die Metalle deutlich in der Überzahl. Bei einer Einteilung in nur zwei Gruppen bleibt es nicht aus, dass man sich manchmal nicht entscheiden kann, was insbesondere für die Halbmetalle gilt. Man kann durch die Halbmetalle Bor (B), Silicium (Si), Arsen (As) und Tellur (Te) eine schräge Linie von links oben nach rechts unten ziehen, welche die Grenze zwischen Metallen und Nichtmetallen bildet.
Tipp
Einige Halbmetalle besitzen als sogenannte Halbleiter eine große Bedeutung in der Technik.
1.3.4 Elektronegativität
In Verbindungen lässt sich beobachten, dass Elemente Elektronen mehr oder weniger stark zu sich ziehen. Das ist eine Charaktereigenschaft eines jeden Elements. Der Chemiker Pauling hat diese Eigenschaft Elektronegativität (EN) genannt und jedem Element eine dimensionslose Zahl zugeordnet. Das elektronegativste Element ist das Fluor (rechts oben), es erhält die Zahl 4,1 (manchmal auch 4,0); dann kommt der Sauerstoff mit 3,5. Diese Rangliste kann man fortführen bis zur ersten Gruppe. Lithium hat die EN 1,0 und Cäsium 0,9.
Wichtig zu wissen
Metalle haben durchweg EN-Werte unter 1,7, meistens unter 1,5.
Die EN-Werte von Nichtmetallen liegen bei 2,2 und darüber.
Es lohnt sich, die Reihenfolge der Elektronegativitäten folgender Nichtmetalle im Kopf zu haben:
1.4 Radioaktivität
In diesem Abschnitt … Die Chemie beschäftigt sich mit Stoffumwandlungen, die auf der Änderung der Bindungsverhältnisse der beteiligten Atome beruhen. Sie betreffen somit die Elektronenhülle. Eine Veränderung der Atomkerne ist mit chemischen Mitteln nicht möglich. Ein Chemiker kann aus einem anderen Element kein Gold herstellen. Aber einem Kernphysiker könnte das gelingen. In der Kernphysik untersucht man den Aufbau und die Umwandlung von Atomkernen. Dabei kann Strahlung entstehen. Das Thema Radioaktivität ist ein Teilbereich der Physik; es wird manchmal auch als „Kernchemie“ bezeichnet.
1.4.1 Natürliche Radioaktivität
Alle Elemente mit einer Ordnungszahl größer als 83 (Bi, Bismut) besitzen instabile Atomkerne. Diese großen Kerne zerfallen unter Abgabe von Strahlung.
Tipp
Uran (92U), Radium (88Ra) oder das Edelgas Radon (86Rn) sind Beispiele für schwere Atomkerne, die natürlich vorkommende Strahlungsquellen darstellen. Es gibt auch einige natürlich vorkommende leichte Kerne, die instabil sind, wie z. B. 40K oder 14C.
Radioaktive Nuklide werden oft mit einem „*“ gekennzeichnet, z. B. 14C*.
Folgende Strahlungsarten werden unterschieden:
α-Strahlung:
Sie besteht aus
4
He
2+
-Teilchen, sogenannten alpha- oder
α
-Teilchen. Ein Kern, der
α
-Teilchen abgibt, erniedrigt seine MZ um 4 und seine OZ um 2; er wird deutlich leichter. Die
α
-Teilchen besitzen eine sehr hohe Energie, jedoch ist ihre Reichweite gering. In Luft beträgt sie einige Zentimeter. Man kann sich durch ein Blatt Papier vor ihnen abschirmen.
238U ist ein sogenannter α-Strahler.
ß-Strahlung
: Sie besteht aus Elektronen, die sich bei der Umwandlung von Neutronen in Protonen bilden (n → e
−
+ p
+
). Ein reiner ß-Strahler erhöht somit seine OZ um 1, seine MZ bleibt konstant. Die Reichweite von ß-Strahlung beträgt in Luft mehrere Zentimeter bis Meter. Zur Abschirmung genügt Aluminiumfolie.
14C ist demnach ein ß-Strahler.
γ-Strahlung:
Es handelt sich um energiereiche elektromagnetische Strahlung. OZ und MZ bleiben unverändert. Die Reichweite von
γ
-Strahlung beträgt in Luft viele Kilometer, sie lässt sich nur durch eine mehrere Zentimeter dicke Bleischicht abschirmen.
γ
-Strahlung ähnelt der bekannten Röntgenstrahlung.
Eine Einheit für radioaktiven Zerfall lautet Becquerel. 1 Bq steht für einen Kernzerfall pro Sekunde.
