Übung » Basiskenntnistest - Chemie

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Ordnungsprinzip

 

1.     Einleitung

2.     Effektive ­Kernladung

3.     Ionen- und Atomradien

4.     Ionisierungsenergie

5.     Elektronenaffinität

6.     Elektronegativität EN

7.     Metall- und Nichtmetallcharakter

8.     Kontrollfragen

 

1. Einleitung

Die Entdeckung chemischer Elemente und die Erfindung des Periodensystems waren ein sehr langwieriges und aufwendiges Unterfangen. Zwar kannte man schon zu Frühzeiten einige Elemente, die in elementarer Form in der Natur vorkommen (z.B.: Gold), aber die meisten der heute bekannten Elemente blieben noch lange unerkannt. Das hat vor allem damit zu tun, dass die überwiegende Mehrheit der Elemente in Verbindungen vorkommt und sie somit schwer zu identifizieren waren. Ein ganz anderer Teil der Elemente, nämlich die Gruppe der radioaktiven, sowie instabilen Vertreter wurde erst im 20. Jahrhundert durch moderne Technologien entdeckt.

Im frühen 19. Jahrhundert machten es neue chemische Technologien zur Isolation von Verbindungen einfacher diesen bisher „versteckten“ Elemente auf die Spur zu kommen. Als die Anzahl der neu entdeckten Elemente rapide zunahm, begannen sich einige Wissenschaftler Gedanken darüber zu machen, wie man diese Substanzen sinnvoll ordnen und klassifizieren könnte.

Es waren zwei Chemiker – Dimitri Mendeleev und Lothar Meyer – die schließlich die zündende Idee hatten. Sie schufen (vor allem Mendeleev) das Periodensystem in seiner grundlegenden Form. Zunächst wurde es nach dem Kriterium der Ähnlichkeit der Elemente hinsichtlich ihrer chemischen und physikalischen Eigenschaften erstellt. Die beiden erkannten unterdessen auch, dass sich diese Eigenschaften immer wieder wiederholen, wenn man die Elemente nach ihrem Atomgewicht anordnet.

Erst der englische Physiker Henry Mosley erkannte im Jahre 1913, dass der Anstieg im Atomgewicht allgemein Hand in Hand mit der Erhöhung der Ordnungszahl verläuft. Zu diesem Schluss kam er, als er Elemente mit hochenergetischen Elektronen beschoss und erkannte, dass die durch den Beschuss der Atome emittierte Röntgenstrahlung eine elementspezifische Frequenz aufweist, die mit der Atommasse zunimmt. Er ordnete die Röntgenfrequenzen der Reihe nach so an, dass er jedem Element eine ganze Zahl, die sogenannte Ordnungszahl zuweisen konnte. Moseley identifizierte die Ordnungszahl richtigerweise als Zahl von Protonen im Kern und Zahl von Elektronen in der Atomhülle. Somit konnte er mehr Ordnung in das bis dahin etwas chaotisch erscheinende Periodensystem bringen und stellte ein neues Kriterium zur Anordnung der Elemente auf:

  • Das Periodensystem teilt die Elemente nach aufsteigender Ordnungszahl ein.
  • Elemente in derselben Spalte (= Gruppe, vertikal im PSE) im Periodensystem (Abk.: PSE) haben die gleiche Anzahl von Elektronen in ihren Valenzorbitalen. Die Ähnlichkeiten in den Valenzelektronenstrukturen führen zu den Ähnlichkeiten zwischen den Elementen derselben Gruppe. Die Unterschiede zwischen den Elementen einer Gruppe entstehen dadurch, dass sich ihre Valenzorbitale in verschiedenen Valenzschalen befinden.
  • Elemente in derselben Zeile (= Periode, horizontal im PSE) haben ihre äußersten Elektronen (Valenzelektronen) in derselben Valenzschale. Die Schalen werden aufsteigend mit den Buchstaben K,L,M,N,O,P und Q bezeichnet und werden nach der Besetzungsregel 2n^2 mit Elektronen besetzt, wobei n­= 1 (K) bis n = 7 (Q) gilt.

Die angedeuteten Ähnlichkeiten der chemischen und physikalischen Eigenschaften der Elemente in denselben Gruppen bzw. Perioden gelten fast ausnahmslos. Das geht sogar so weit, dass sich durch das ganze PSE ein Muster (oder eine Tendenz) der jeweiligen Eigenschaft zieht, sodass man das PSE ebenso danach einteilen kann. Diese strukturierenden Eigenschaften sollen im Folgenden kurz angeschnitten werden:

Edelgase

Sie stehen in der 8. Hauptgruppe am rechten Ende des PSE. Die Elemente dieser Gruppe bilden farblose, einatomige Gase, die chemisch sehr träge sind bzw. gar nicht reagieren.

Hauptgruppenelemente

Dieser Teil des PSE umfasst Metalle und Nichtmetalle, welche sich in ihren chemischen und physikalischen Eigenschaften grundlegend unterscheiden. Ihre chemischen Eigenschaften werden durch deren Valenzelektronen bestimmt.

Übergangsmetalle

Sie werden oft auch als Nebengruppenelemente bzw. Übergangselemente bezeichnet. Alle Elemente in diesen Gruppen sind Metalle. Nach ­IUPAC-Definition werden diese Metalle als Elemente des PSE definiert, deren Atome eine nur teilweise mit Elektronen besetzte­ d-Schale besitzen, beziehungsweise Kationen­ mit unvollständig gefüllter­ d-Schale bilden können.

Lanthanoide und Actinoide (seltene Erden)

Auch innere Übergangsmetalle genannt.­ Sie gehören zu der 6. bzw. zur 7. Periode und folgen den Elementen Lanthan und Actinium. Sie spielen hauptsächlich in der Halbleitertechnik und Elektronik (z.B.: Elektrodenmaterialien) eine wichtige Rolle.

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2. Effektive ­Kernladung

Viele Eigenschaften der Atome beruhen auf dem Durchschnittsabstand der äußeren Elektronen vom Kern und der effektiven Kernladung, die diese Elektronen erfahren. Die kernnahen Elektronen sind sehr effektiv bei der Abschirmung der äußeren Elektronen von der vollen Kernladung (diese übt wegen ihrer positiven Ladung eine Anziehung auf die Elektronen aus), während sich Elektronen der gleichen Schale untereinander wenig abschirmen. Kurz gesagt, steigt die effektive Kernladung, die Valenzelektronen erfahren, wenn wir uns von links nach rechts in einer Periode bewegen.

3. Ionen- und Atomradien

Atomradien nehmen zu, wenn wir uns in der Gruppe nach unten bewegen. Sie nehmen ab, wenn wir eine Periode (Zeile) im PSE von links nach rechts verfolgen. Für Ionen gilt: Spalten abwärts nehmen Ionen mit gleicher Ladung in ihrer Größe zu. Kationen (positiv geladen) sind dabei kleiner als ihr zugehöriges Atom, Anionen (negativ geladen) sind größer. Ausreißer dieses Trends­ sind­ Edelgase (8.Hauptgruppe), die einen größeren Atomradius haben als die der 7.Hauptgruppe der selben Periode. Das liegt daran, dass Atomradien in unterschiedlicher Weise gemessen und angegeben werden und genau­ da bilden die Edelgase eine Ausnahme (für Interessierte weiterführend: http://www.chemguide.co.uk/atoms/properties/atradius.html#top).

4. Ionisierungsenergie

Sie beschreibt die minimal aufzuwendende Energie die nötig ist, um aus einem Atom ein Elektron zu entfernen und somit ein Ion zu erzeugen. Es gilt die Prämisse, dass Elektronen, die weiter vom Kern entfernt sind, unter niedrigerem Energieaufwand (Ionisierungsenergie) zu entfernen sind, als diejenigen, die sich nah am Kern befinden und eine höhere Anziehung erfahren. Folglich nehmen die ersten Ionisierungsenergien ab, wenn wir eine Spalte abwärts gehen und sie nehmen zu, wenn wir einer Zeile von links nach rechts folgen­ (die erste Ionisierungsenergie ist die Energie, die aufgewendet werden muss, um das erste Elektron aus der äußersten Schale eines Atoms zu entfernen. Atome können aber mitunter auch mehrere Elektronen abgeben, wenn sie mehr als ein Valenzelektron besitzen – zweite Ionisierungsenergie,…).

5. Elektronenaffinität

Beschreibt die Energieänderung durch das Hinzufügen eines Elektrons zu einem Atom unter Bildung eines Anions. Die höchsten Elektronenaffinitäten haben die Halogene. Im Allgemeinen werden Elektronenaffinitäten negativer (stärker), wenn wir uns von links nach rechts in einer Periode bewegen. Dies kann dadurch veranschaulicht werden, dass Atomradien innerhalb einer Periode von links nach rechts abnehmen und somit die Elektronen höhere Anziehungen durch den Kern erfahren.

6. Elektronegativität EN

Sie beschreibt die Fähigkeit eines Atoms in einer chemischen Bindung die Valenzelektronen an sich zu ziehen. Im Periodensystem steigt sich von links nach rechts und von unten nach oben an. Demnach wird sie also vor allem durch den Atomradius und ­die Kernladung beeinflusst, wobei eine hohe Kernladung durch Anziehung der Bindungselektronen die EN steigen lässt. Durch Kenntnis dieser Tendenzen, lässt sich damit oft schon vorzeitig die Polarität einer chemischen Bindung abschätzen und somit deren Charakter bestimmen (ionisch, kovalent, ...). Das Element mit der höchsten Elektronegativität ist das Fluor. Da es sich bei der EN um eine Verhältniszahl handelt, ist klar, dass Edelgase keine EN haben. Sie gehen (nahezu) keine Bindungen ein und können daher auch nicht mit anderen Elementen verglichen werden.

7. Metall- und Nichtmetallcharakter

Die Elemente werden ganz grob in Metalle­ und Nichtmetalle eingeteilt. Dabei bildet die Hauptgruppendiagonale der Halbmetalle Bor (B), Silizium (Si), Arsen (As), Tellur und Astat (At) die Trennlinie zwischen diesen beiden Elementgruppen. Metalle stehen auf der linken Seite dieser Trennlinie und nehmen tendenziell in punkto Metallcharakter von oben nach unten zu, sowie von links nach rechts ab. Sie haben in der Regel wenige Außenelektronen und geben diese leicht an andere Elemente ab (und werden dabei positiv geladen). Nichtmetalle hingegen stehen rechts von dieser Diagonale, nehmen gerne Elektronen auf und tragen dann eine negative Ladung. Demzufolge haben sie überwiegend viele Außenelektronen. Der Nichtmetallcharakter nimmt im Periodensystem von links nach rechts zu, sowie von oben nach unten ab. Eine Ausnahme bilden die Edelgase, welche niedrige Elektronenaffinitäten aufweisen (positiver Wert) und somit einen niedrigeren NM- Charakter zeigen. Sie gelten dennoch aufgrund ihrer sonstigen Eigenschaften nicht als Metalle. Die Halogene haben tendenziell den höchsten NM-Charakter.

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Abb. 1: Periodensystem der Elemente

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Kontrollfragen:


1

Welche der folgenden Aussagen zum Thema Periodensystem der Elemene sind zutreffend?

  1. Nach dem 2s- wird das 2p-Orbital besetzt.
  2. Die Besetzung der d-Orbitale  ist charakteristisch für die Übergangsmetalle.
  3. Die Elemente sind nach steigender Ladungszahl angeordnet angeordnet.
  4. Die Elektronegativität nimmt tendenziell innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab.
  5. Die Zeilen des Periodensystems nennt man Gruppe.

Die Elemente werden nach steigender Ordnungszahl sortiert. Die Zeilen des PSE sind die Perioden, die Spalten des PSE sind die Gruppen.

2

Chemische Eigenschaften eines Elements werden in erster Linie bestimmt durch:

  1. Die Gesamtanzahl der Elektronen.
  2. Die Anzahl an Valenzelektronen.
  3. Den Anteil natürlicher Isotope.
  4. Den Atomradius.
  5. Die Zahl der Nukleonen.

Für die Eigenschaften und Bindungsverhältnisse sind vor allem die Valenzelektronen ausschlaggebend. Da Elemente einer Gruppe die gleiche Anzahl von Valenzelektronen haben, weisen sie ein ähnliches chemisches Verhalten auf. Die Unterschiede sind vor allem bedingt durch die verschiedenen Orbitale in denen sich die Valenzelektronen aufhalten.

3

Welche wichtigen physikochemischen Trends der Elemente kann man aus dem PSE ablesen?

  1. Elektronegativität
  2. Bindungsenergien
  3. Ionisierungsenergien
  4. Elektronenaffinität
  5. Molekülradien

Die Elektronegativität, wie auch die Ionisierungsenergie nehmen in PSE von unten nach oben und von links nach rechts zu. Die Elektronenaffinität nimmt von links nach rechts zu. Weitere Trends im PSE werden durch die Masse, den Atomradius und dem Metallcharakter gegeben.

4

Welche dieser Hauptgruppenelemente sind weder Metalle noch Nichtmetalle?

  1. Ca
  2. C
  3. Si
  4. Te
  5. Ne

Der Übergang zwischen Metall und Nichtmetall fängt an mit Bor und verläuft dann schräg runter bis zu Tellur. Diese Elemente sind Halbmetalle. Zu den Halbmetallen zählen Bor (B), Silicium (Si), Germanium (Ge), Arsen (As), Antimon (Sb), Selen (Se) und Tellur (Te). Die Elemente links der Halbmetalle sind die Metalle. Rechts davon sind die Nichtmetalle. Neon ist, wie alle anderen Edelgase ein Nichtmetall. Nichtmetalle sind definiert, dass sie keine Leitfähigkeit aufweisen, was bei Edelgasen wie Neon ja auch logisch ist, da diese eine vollbesetzte Außenschale haben, also auch keine freien Elektronen den Strom leiten können.

5

Welche Aussagen zum Element Li in Bezug auf die Tendenzen im PSE sind zutreffend?

  1. Li hat einen hohen nichtmetallischen Charakter.
  2. Li hat die höchste EN aller Metalle.
  3. Li hat eine sehr niedrige Elektronenaffinität.
  4. Li hat die niedrigste Ionisierungsenergie seiner Periode.
  5. Li hat den kleinsten Atomradius seiner Periode.

Lithium gehört zu den Alkalimetallen, welche links im PSE angeordnet sind. Sie haben also eine niedrige EN und Elektronenaffinität. Li hat den größten Atomradius seiner Periode, da Li mit nur wenigen Protonen im Kern eine geringe Anziehung auf die Außenelektronen bewirken kann. Der Atomradius hat die Tendenz von links nach rechts abzunehmen.

6

Welche Elementeigenschaften sind im Bezug auf die Richtung ihrer Trends im PSE gleich?

  1. Metallcharakter
  2. Ionisierungsenergie
  3. Masse
  4. Atomradius
  5. Elektronegativität (EN)

Die Ionisierungsenergie, sowie die EN nehmen von links nach rechts und von unten nach oben zu. Metallcharakter, sowie der Atomradius nehmen von links nach rechts und von unten nach oben ab. Die Masse nimmt von links nach rechts und von oben nach unten zu.

7

Welches dieser Elemente zeigt den höchsten metallischen Charakter (Tendenzen im PSE)?

Tendenziell nimmt der Metallcharakter von rechts nach links und von oben nach unten zu. Metalle bilden gerne Katione, da sie ihre oftmals wenigen Valenzelektronen gerne abgeben. Na > Li > Ga. Silicium ist ein Halbmetall, und Chlor ist ein Nichtmetall.