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 der Natur 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 ab dem 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 Muster in den Eigenschaften der Elemente erkannten, die der Formulierung eines Ordnungsprinzips zugrunde gelegt werden konnten. Zunächst ordnete man die Elemente nach Ähnlichkeit der hinsichtlich chemischer und physikalischer Eigenschaften. Mendelejews Anordnung der bekannten Elemente nach steigender Masse stellt den Prototypen des heute verwendeten Periodensystems der Elemente dar.

Erst der englische Physiker Henry Mosley erkannte im Jahre 1913, dass der Anstieg des Atomgewichts mit der Erhöhung der Anzahl der Protonen im Kern zusammenhängt.  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 der Protonen im Kern. Aus der Ordnungszahl, also der Anzahl der Protonen kann man auf die Zahl der Elektronen in der Atomhülle schließen. Ein überaus nützliches Kriterium zur Ordnung der Elemente, da ja die Anzahl der Elektronen maßgeblich das Verhalten eines Elements in einer chemischen Reaktion bestimmt. Damit war das grundlegende Ordnungsprinzip des Periodensystems der Elemente definiert:

Das Periodensystem teilt die Elemente nach aufsteigender Ordnungszahl ein!

Im Periodensystem findet ihr die Ordnungszahl jeweils über dem Elementsymbol.

Für das Element Magnesium wäre das bspw. 12. Die Zahl unter dem Elementsymbol (24,31), bezeichnet die Atommasse, die sich aus der Summe der Protonen und Neutronen ergibt. Auch sie steigt jeweils von links nach rechts, von Element zu Element an. Manchmal wir die Atommasse aber auch rechts neben der Ordnungszahl notiert.

Mit einigen weiteren Ordnungsprinzipien solltest du dich noch vertraut machen, um ein erstes Verständnis des Periodensystems zu gewinnen.

  • Elemente in derselben Spalte (= Gruppe, vertikal angeordnet) im Periodensystem (Abk.: PSE) haben die gleiche Anzahl von Elektronen in ihren Valenzorbitalen. Die Valenzorbitale, eigentlich die Valenzelektronen in diesen Orbitalen bestimmen welche Reaktion ein Element wahrscheinlich eingehen wird. Beispielsweise tragen alle Elemente der 7. Hauptgruppe, wie etwa der Sauerstoff 7 Valenzelektronen in ihrer äußersten Elektronenschale, der sogenannten Valenzschale. Da ihnen also nur 1 Valenzelektron zu einer energetisch besonders stabilen Oktett Konfiguration, also 8 Elektronen in der Valenzschale fehlt, reagieren sie sehr gerne mit Elementen der 1. Hauptgruppe, die dieses Valenzelektron gerne entbehren. Die Unterschiede zwischen den Elementen innerhalb 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. Dies ist eine wichtige Information, den diese äußersten Elektronen bestimmen am maßgeblichsten die möglichen chemischen Reaktionen, des jeweiligen Elements. Die Schalen werden aufsteigend mit den Buchstaben K,L,M,N,O,P und Q bezeichnet und werden nach der Besetzungsregel 2n2 mit Elektronen besetzt, wobei n­ = 1 (K) bis n = 7 (Q) gilt.

Mach dir keine Sorgen falls dich Begriffe wie Orbital, oder Schale noch etwas verwirren, eine detaillierte Erklärung zu diesen Konzepten findest du im Kapitel „Mikrokosmos“.

Die Möglichkeit die Elemente in eine physikalisch begründbare Ordnung zu bringen ist zweifelsohne ein beeindruckendes Unterfangen, aber was folgt aus der Kenntnis dieser Ordnungsprinzipien? Das PSE erspart uns eine Menge an Gedächtnisleistung. Statt die Eigenschaften jedes einzelnen Elementes auswendig lernen zu müssen, können wir die Elemente etwa in Gruppen ordnen, deren Elemente ähnliche physikalische und chemische Eigenschaften aufweisen und uns erlauben ihr Verhalten in diversen chemischen Reaktionen vorherzusagen! Im Folgenden sei ein Beispiel genannt.

Edelgase

Sie stehen in der 8. Hauptgruppe am rechten Ende des PSE. Die Elemente dieser Gruppe weisen alle voll, das heißt mit 8 Elektronen besetzte Valenzschalen auf. Dementsprechend sind sie chemisch betrachtet sehr stabil, sie bilden farblose, einatomige Gase, die sehr reaktionsträge sind, bzw. gar nicht reagieren.

Bevor wir in den folgenden Kapiteln genau auf jede einzelne Gruppe eingehen müssen wir noch zwischen Haupt- und Nebengruppenelementen, sowie den seltenen Erden unterscheiden.

Hauptgruppenelemente

In der neuesten Nomenklatur des Periodensystems umfassen die Hauptgruppenelemente die Gruppen 1und 2, sowie 13-18. Diese Gruppen des PSE umfassen Metalle und Nichtmetalle, welche sich in ihren chemischen und physikalischen Eigenschaften grundlegend unterscheiden. Ihre chemischen Eigenschaften werden durch die Konfiguration ihrer 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. Die Nebengruppenelemente sind sich von Gruppe zu Gruppe chemisch sehr viel ähnlicher, wie etwa die Hauptgruppen 14 und 15 (4 und 5 nach alter Nomenklatur.

Lanthanoide und Actinoide (seltene Erden)

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

Als nächstes möchten wir dir noch einige weitere Eigenschaften der Elemente verraten, die sich allein aus ihrer Position im PSE ablesen lassen.

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 die Valenzelektronen erfahren, wenn wir uns von links nach rechts in einer Periode bewegen und sie sinkt, wenn wir uns von oben nach unten innerhalb einer Gruppe bewegen.

3. Ionen- und Atomradien

Als Atomradius rA eines Elements wird der halbe Abstand zwischen den Kernen zweier benachbarter gleichartiger Atome bezeichnet. Die Atomradien nehmen zu, wenn wir uns innerhalb einer Gruppe nach unten bewegen, denn wie wir bereits festgestellt haben, nimmt die effektive Kernladung, welche auf die Valenzelektronen wirkt in einer Gruppe von oben nach unten ab. Die Atomradien nehmen ab, wenn wir eine Periode (Zeile) im PSE von links nach rechts verfolgen. Auch diese Beobachtung liegt in der effektiven Kernladung begründet, welche ja innerhalb der Periode von links nach rechts steigt. Für Ionen gilt: Spalten abwärts nehmen Ionen mit gleicher Ladung in ihrer Größe zu. Kationen (positiv geladen) sind dabei grundsätzlich kleiner als ihr zugehöriges Atom, Anionen (negativ geladen) sind grundsätzlich größer. Ausreißer dieses Trends­ sind­ die Edelgase (8.Hauptgruppe), die einen größeren Atomradius haben als die der 7.Hauptgruppe derselben 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, im Gaszustand 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

Die Elektronenaffinität beschreibt die Energieänderung durch das Hinzufügen eines Elektrons zu einem Atom unter Bildung eines Anions. Grob vereinfacht beschreibt diese Größe wie leicht ein Elektron einem Atom hinzugefügt werden kann. Die höchsten Elektronenaffinitäten haben die Halogene. Dies ist wenig verwunderlich da diesen Elementen ja nur ein einziges Elektron zur vollständigen Auffüllung ihrer Valenzschalen fehlt und dieses nehmen sie sehr bereitwillig (affin!) entgegen. Im Allgemeinen werden Elektronenaffinitäten negativer (stärker), wenn wir uns von links nach rechts in einer Periode, bis zur 7. Hauptgruppe (= Gruppe 17) 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

Die EN beschreibt die Fähigkeit eines Atoms in einer chemischen Bindung die Valenzelektronen an sich zu ziehen. Im Periodensystem steigt sie von links nach rechts, innerhalb der Hauptgruppen nimmt sie von oben nach unten hin ab. 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, bezüglich dieser Größe 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. Metalle zeichnen sich durch ihre niedrige Ionisierungsenergie aus, sie haben in der Regel wenige Außenelektronen und geben diese leicht an andere Elemente ab. Dabei erhalten sie eine positive Ladung und bilden so Kationen. Ihre Oxide reagieren in wässriger Lösung basisch. Im Allgemeinen haben sie eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit.

Nichtmetalle hingegen stehen rechts von dieser Diagonale, sie weisen recht hohe Elektronegativitätswerte auf, nehmen also 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.