AlCh1 2.2.2 bis 2.2.2.9
Chemietechniker ILS
Chemietechniker ILS
2.2.2.1 LEWIS-Formel und Oktettprinzip
Wir hatten schon besprochen, dass die Edelgase mit ihrer Elektronenkonfiguration von 1s2 (He) bzw. ns2p6 (alle anderen Edelgase) einen außerordentlich stabilen (energiearmen) Zustand einnehmen, der erklärt, dass diese Elemente inert (chemisch nicht reaktiv) sind. Im Umkehrschluss folgt daraus, dass Elemente, die
diese Konfiguration nicht haben, bestrebt sind, diese zu erreichen. Es gilt die sog.
Oktettregel (Oktettprinzip):
Alle Elemente sind bestrebt, Edelgaskonfiguration zu erreichen.
Betrachten wir einmal die Hauptgruppenchemie unter diesem ( Edelgaskonfiguration) Aspekt.
Die Alkalimetalle besitzen die Konfiguration ns1. Gegenüber dem vorhergehenden Edelgas haben sie ein Elektron zu viel, gegenüber dem folgenden sieben Elektronen zu wenig. Es gäbe also zwei Wege zur Edelgaskonfiguration; aus energetischen
Gründen kommt ausschließlich die Abgabe des s1-Elektrons in Frage.
Ähnlich ist die Situation bei den IIa- und IIIa-Elementen. Die Chemie der Elemente
der drei ersten Hauptgruppen wird durch das Bestreben bestimmt, die Valenzelektronen abzugeben und entsprechende einfach, zweifach bzw. dreifach positiv geladene Ionen zu bilden. Dieses Verhalten ist typisch für unedle Metalle. Damit sind die Elemente der Gruppen Ia – IIIa ??? Metalle (außer
Bor) und sehr starke ???
unedle
Reduktionsmittel.
Edelgaskonfiguration im vergleich zu HG1-3 ist:
Ganz anders ist die Situation in der 6. (ns2p6) und 7. HG (ns2p7). Sie zeigen ein starkes Bestreben, zwei bzw. ein Elektron zum Oktett aufzunehmen und einfach (Halogenide) bzw. zweifach negative Ionen (Chalkogenide) zu bilden. Dieses Verhalten
ist typisch für ???
Nichtmetalle.
Bei der Bildung von einatomigen Ionen aus Atomen ist natürlich sehr einfach zu
erkennen, dass die Elemente Edelgaskonfiguration erreicht haben. Wie aber überprüft
man die Oktettregel an Teilchen mit Atombindung, den sog. Molekülen?
Das einfachste Teilchen mit Atombindung (Molekül) ist das Wasserstoffmolekül H–H. Der Bindestrich heißt Valenzstrich und symbolisiert ein beiden H-Atomen
gemeinsames (bindendes) Elektronenpaar, das die beiden Atome verbindet. Liegt ein gemeinsames Elektronenpaar vor, spricht man von einer Einfachbindung.
Auch Zweifach- und Dreifachbindungen mit zwei bzw. drei gemeinsamen Elektronenpaaren
sind möglich.
Es existieren grundsätzlich zwei Möglichkeiten, wie ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet werden kann. Wir wollen sie am Beispiel des H2-Moleküls diskutieren. Haben H-Atome keinen anderen Reaktionspartner als sich selbst, reagieren sie
mit ihresgleichen. Sie bilden ein gemeinsames Elektronenpaar, zu dem jedes H Atom ein Elektron beiträgt. Man spricht auch vom 1+1-Typ:
H• + •H → H–H
1s1 1s1 1+1
Ein Wasserstoffmolekül H2 kann aber auch gebildet werden, indem man Protonen
H+ mit Hydrid-Ionen H– zur Reaktion bringt:
H+ + I H– → H–H
1s0 1s2 0+2
Es liegt eine Bindung vom 0+2-Typ vor. Hier stammt das bindende Elektronenpaar nur von einem Partner (dem Hydridion), der dieses als freies Elektronenpaar
einbringt.
Natürlich sind beide H2-Moleküle identisch.
Es ist völlig gleich, ob Sie bei der Entwicklung von Valenzstrichformeln
(LEWIS-Formeln, Strukturformeln) eine Bindung nach 1+1 oder 0+2 bilden.
Andere Möglichkeiten, eine Atombindung zu bilden, gibt es nicht (Ausnahme:
Mehrzentren-Mehrelektronen-Bindungen, die hier nicht besprochen werden).
Im Wassermolekül H2O mit der Lewis-Formel H-O-H, die wir auch gleich noch
ableiten wollen, verfügt das Sauerstoffatom über zwei freie Elektronenpaare, die
nur ihm zugerechnet werden dürfen. Bei der Bilanzierung nach der Oktettregel
werden den H-Atomen je ein Bindungselektronenpaar zugerechnet, sie haben also
Heliumkonfiguration. Auch dem Sauerstoffatom werden die Bindungselektronenpaare
voll zugerechnet. Mit den freien Elektronenpaaren verfügt er also über das
Elektronenoktett des Neons.
Bei der Bilanzierung nach der Oktettregel werden dem betrachteten Atom
seine freien Elektronenpaare und seine Bindungselektronenpaare voll zugerechnet.
Lassen Sie uns einmal die Lewis-Formel des Wassers ableiten. Da das H-Atom
nur über ein Valenzorbital verfügt, kann es in seinen Verbindungen nur eine Bindung
eingehen. Man sagt auch:
H-Atome sind immer einbindig
Damit ist ein Dreiring oder eine Anordnung O–H–H ausgeschlossen, das Sauerstoffatom
muss Zentralatom sein. Allgemein gilt:
Jedes Atom, das mehr als einen Partner bindet, ist Zentralatom.
Ein anderes dreiatomiges Molekül ist Kohlendioxid CO2. Zunächst müssen wir
wieder die richtige Anordnung der Atome zueinander finden. Hier wäre ein Dreiring
denkbar. Dreiringe (und Vierringe) sollten aber wegen der hohen Ringspannung
ausgeschlossen werden, In der zu erwartenden Kettenstruktur muss das C-Atom Zentralatom sein, da
offen endende Sauerstoffketten wie C–O–O nicht existieren, also
•O–C–O•
Außerdem gilt: Sauerstoff bindet in der Regel nur einen Partner (Ausnahme: Wasser und
seine Derivate), entweder mit einer Einfachbindung und drei freien Elektronenpaaren
oder mit einer Doppelbindung und zwei freien Elektronenpaaren
Nach Ergänzen der Punkt/Strich-Notierung lassen sich vom C zum O je eine Einfachbindung
nach 1+1 bilden (s. o.). Das entstehende Teilchen wäre aber ein Diradikal
und so energiereich, dass es nicht gebildet wird
Radikale sind so energiereich, dass sie unter Normalbedingungen nicht
gebildet werden.
Die Elektronen dürfen innerhalb des Moleküls beliebig verteilt werden. Wir verlagern
beispielsweise das linke ungepaarte Elektron zum rechten O und bilden dort
ein weiteres freies Elektronenpaar
Wir überprüfen das Ergebnis mit Hilfe der Oktettregel und stellen fest, dass das
rechte O-Atom 8, das andere und das C-Atom aber nur 6 Elektronen aufweisen.
Da das C-Atom 2 Elektronen benötigt, nehmen wir ein freies Elektronenpaar des
rechten O-Atoms und bilden eine zusätzliche Bindung nach 0 + 2 zum C. Wir bilden
also eine Doppelbindung
Die Elektronensumme am rechten O bleibt dann bei 8, das zentrale C hat jetzt
wegen der gebildeten Doppelbindung auch 8 Elektronen. Da das linke O-Atom
nach wie vor nur 6 Elektronen hat, machen wir mit dem freien Elektronenpaar
des C-Atoms eine weitere Doppelbindung zum linken O: . Dies ist die
korrekte Lewis-Formel des CO2, die Oktettregel ist für alle drei Atome erfüllt.
Halogenatome binden in aller Regel nur einen Partner und liegen dann einbindig
mit drei freien Elektronenpaaren vor
Die Bilanzierung nach der Oktettregel ergibt für die F-Atome das gewünschte
Oktett.
Der Schwefel aber hat 10 Elektronen in der Valenzschale und verstößt damit
gegen die Oktettregel. Allerdings darf jetzt nicht der Schluss gezogen werden,
dass es die Verbindung nicht geben kann. Man spricht von einer Oktettaufweitung.
Die Elemente der 2. Periode wie C, N oder O haben vier Valenzorbitale, nämlich
ein 2s- und drei 2p-Orbitale. Nach dem Pauli-Prinzip können 4 Orbitale aber
maximal 8 Elektronen aufnehmen. Die Elemente der 2. Periode können also
niemals eine Oktettaufweitung zeigen. S dagegen steht in der 3.Periode.
Damit verfügt er über neun Valenzorbitale, nämlich ein 3s-, drei 3p- und fünf 3d-
Orbitale. Ein S-Atom könnte nach der Oktettregel also bis zu 18 (achtzehn!) Elektronen
in der Valenzschale beherbergen
Die Oktettaufweitung ist bei allen Elementen ab der ??? möglich
3. Periode
Bedenken Sie bei der Ableitung der Lewis-Formel, dass alle Valenzelektronen der
beteiligten Atome berücksichtigt werden müssen. Bei der Bildung von Ionen muss
eine der Ladung entsprechende Elektronenzahl ??? bzw. ??? werden.
entfernt
ergänzt
Gruppen- und Periodennummer
Die Funktion der Gruppen- und Periodennummer wurde bereits deutlich bei der
Ableitung der Elektronenkonfiguration der Elemente. Es gilt:
Die Periodennummer ist gleich der Anzahl der mit Elektronen besetzten
(innersten) Hauptschalen. Damit ist sie gleich der Hauptquantenzahl der
Valenzschale.
Die Gruppennummer ist gleich der Anzahl der vorhandenen Valenzelektronen.
Alle Elemente der I. bis VIII. Hauptgruppe verfügen über 1 bis 8 Valenzelektronen
der Konfiguration ns1–2 bzw. ns2p1–6. Bei den d-Elementen gilt die Regel
streng nur bis zum ersten Element der VIIIb-Gruppe (Fe bzw. Ru bzw. Os), da in
dieser Gruppe ja drei Elemente nebeneinander stehen, deren Elektronenzahl
jeweils um eins ansteigt. Für die f-Elemente kann die Regel nicht gelten, da diese
nicht in ein 8-er-Schema gegliedert sind.
Es ist hilfreich, sich die Elemente der ersten drei Perioden nach ihrer Position im
PSE auswendig zu merken, da diese in chemischen Verbindungen am häufigsten
auftreten.
Atomradien
Die Atomradien spielen bei der Diskussion der Eigenschaften von Teilchen eine
große Rolle. Wie ändern sich die Atomradien in den Hauptgruppen von oben nach
unten und von links nach rechts?
Die Atomradien sinken von links nach rechts im PSE und steigen von oben
nach unten.
Von links nach rechts steigt die KZ der Elemente um jeweils eins. Durch das
zusätzliche Proton steigt die Anziehungskraft des Kerns auf die Elektronenhülle
und der Atomradius sollte sinken. Gleichzeitig nimmt aber auch die Elektronenzahl
zu; da sich die Elektronen untereinander abstoßen und damit einen höheren
Raumbedarf beanspruchen, sollte der Atomradius steigen. In dieser Konkurrenz
gewinnt jedoch eindeutig die Kernanziehung, so dass der Atomradius von links
nach rechts deutlich abnimmt (Abb. 15).
Von oben nach unten steigt der Radius, da von Periode zu Periode eine weitere
Hauptschale dazukommt.
Man erkennt, dass die Atomradien bei den Alkalimetallen mit Abstand am höchsten
sind. Wir werden später sehen, dass dadurch ihre geringe Härte, geringe
Dichte und ihre niedrigen Schmelzpunkte erklärbar werden. Über die 2. und
3. HG nehmen die Radien deutlich ab, während die Radien der Elemente der 5.,
6. und 7. HG nur noch geringe Unterschiede zeigen.
Die Radien der NG-Metalle sind deutlich geringer als die der Hauptgruppenmetalle.
Dies wird später erklären, warum die NG-Metalle wesentlich wertvollere
Werkstoffe darstellen als die ???.
HG-Metalle
Erwartungsgemäß ändern sich die Radien sehr stark, wenn ein Atom in ein Kation
oder Anion überführt wird. Folgende Zahlen sollen dies veranschaulichen
Teilchen Radius/pm
Na
Na+
186
98
Mg
Mg2+
160
65
Al
Al3+
143
45
F
F–
64
133
Cl
Cl–
99
181
Erwartungsgemäß ändern sich die Radien sehr stark, wenn ein Atom in ein Kation
oder Anion überführt wird.
Als Daumenregel gilt: Bei der Bildung eines einwertigen Kations halbiert sich der
Radius, bei der eines einwertigen Anions verdoppelt er sich. Man kann daher
sagen, dass in Ionenkristallen die großen Anionen die Struktur des Ionengitters
bestimmen; die kleinen Kationen befinden sich in geeigneten Zwischenräumen.
Ionisierungsenergie (IE)
Die 1. Ionisierungsenergie IE ist die Energie, die man aufwenden muss, um 1 mol
gasförmige Atome A in 1 mol
gasförmige Kationen A+ zu überführen:
A(g) → A+(g) + e (1. Ionisierung)
A+(g) → A2+(g) + e (2. Ionisierung) usw.
Die Ionisierung erfolgt grundsätzlich ???, da das Elektron mit seiner negativen
Ladung gegen die Anziehung des übrigbleibenden Kations entfernt werden
muss. Die IE ist ein empfindliches Maß für die ???
endotherm
Stabilität der Elektronenhülle
Wie ändert sich die IE im PSE? An Hand der Atomradien hatten wir gesehen,
dass die Anziehungskraft auf die Hülle von links nach rechts zunahm und von
oben nach unten sank. Entsprechend wird es auch von links nach rechts immer
schwieriger, von oben nach unten immer leichter, ein Elektron abzutrennen
Die IE sinkt von oben nach unten im PSE und steigt von links nach rechts.
Die niedrigsten IE-Werte findet man im PSE also links unten, die höchsten rechts
oben. Damit haben wir einen Sensor für die Frage gefunden, ob ein Element eher
Metall oder Nichtmetall ist, denn in den Hauptgruppen stehen links die Metalle
und rechts die Nichtmetalle.
Metalle besitzen niedrige, Nichtmetalle hohe IE-Werte.
Elektronegativität (EN) und Dipolmoment
Die Elektronegativität ist eine wichtige Größe in der Chemie. Sie ist Basis für die
Nomenklatur chemischer Verbindungen, bestimmt das Vorzeichen von Oxidationszahlen,
legt die Polarisierung chemischer Bindungen fest u. a.
Die Elektronegativität ist das Bestreben eines Atoms, die Elektronen einer
kovalenten Einfachbindung (Atombindung) an sich heranzuziehen.
Die Elektronegativität ist das Bestreben eines Atoms, die Elektronen einer
kovalenten Einfachbindung (Atombindung) an sich heranzuziehen.
Der so definierte Elektronenzug eines Atoms wird mit dimensionslosen Zahlen
ausgedrückt. Je größer der Elektronenzug, desto größer ist die Zahl. Die
EN-Werte lassen sich nach verschiedenen Ansätzen berechnen; daher gibt es auch
mehrere EN-Skalen, etwa die von PAULING, MULLIKEN, ALLRED und
ROCHOW u. a. In den verschiedenen Skalen ist die Abfolge der Elemente identisch,
allerdings unterscheiden sich die Zahlenwerte etwas. Das Ihnen vorliegende
PSE nutzt die EN-Werte von ALLRED und ROCHOW. Die EN ist eine Elementkonstante;
es gibt keine zwei Elemente mit identischer EN, annähernd gleiche
EN-Werte kommen allerdings häufig vor
Betrachten wir eine Bindung A–B. Für den Fall, dass A = B (z. B. H2), ist der
Elektronenzug beider Atome auf das Bindungselektronenpaar gleich groß (beide
H-Atome haben einen EN-Wert von 2,2). Im Mittel befindet sich das Elektronenpaar
im H2-Molekül exakt zwischen den Kernen.
Im HCl-Molekül ist der Elektronenzug des Cl-Atoms (EN = 2,8) auf das Bindungselektronenpaar
wesentlich höher als der des H-Atoms (EN = 2,2). Das Bindungselektronenpaar
ist damit zum Cl-Atom verschoben; am Cl-Atom erfolgt also eine
Erhöhung der Elektronendichte, am H-Atom kommt es zu einer gleich großen
Verarmung an Elektronendichte. Man bezeichnet die kovalente Bindung als
polarisiert
Unter Polarisation versteht man allgemein die Verschiebung von Elektronendichte.
Die Verschiebung des bindenden Elektronenpaares der H–Cl-Bindung zum Chlor
erfolgt nicht vollständig. In diesem Fall würde es ja zur Ausbildung voller Ladungen
H+ und Cl– mit einer resultierenden Ionenbindung kommen; dazu reicht die
EN-Differenz von 0,6 (= 2,8 – 2,2) nicht aus. Die Verschiebung erzeugt keine vollen
elektrische Ladungen, sondern nur einen Bruchteil einer ganzen Ladung. Man
nennt diese Ladungen, deren Betrag also kleiner als 1 ist, Partial- oder Teilladungen
und kennzeichnet sie mit delta+ bzw delta–.
Partialladungen δ+ bzw. δ– sind Bruchteile einer ganzen elektrischenLadung.
Man verwendet zur Wiedergabe der polarisierten Bindung die folgende Notation
δ+ δ–
H–Cl
Dipole ziehen sich grundsätzlich an.
Moleküle mit Dipolcharakter zeigen daher deutlich erhöhte Schmelz- und Siedepunkte,
Viskosität, Oberflächenspannung und Wärmeleitfähigkeit. Es werden aber
nicht nur physikochemische, sondern auch chemische Eigenschaften wie Reaktionsverläufe
der Teilchen beeinflusst.
In mehr als zweiatomigen Teilchen hängt die Größe des Dipolmomentes nicht nur
vom Ausmaß der Polarisation ab, sondern auch vom räumlichen Bau des Moleküls.
Lassen Sie uns das Wassermolekül H2O betrachten, bei dem wir zum einen linearen
Bau (Bindungswinkel 180°) und zum anderen gewinkelten Bau annehmen
(Abb. 17):
Natürlich ist in der linken Struktur die rechte O–H-Bindung polarisiert und damit ein elektrischer Dipol, ebenso die linke H–O-Bindung. Beide Dipole sind
aber exakt gleich groß und entgegengerichtet. Sie kompensieren sich, und Wasser hätte bei linearem Bau kein Dipolmoment. Bei gewinkeltem Bau (der Bindungswinkel des Wassers liegt tatsächlich bei 105°) kompensieren sich die Dipole nicht, es resultiert ein Gesamtdipolmoment.
Ob ein Gesamtdipolmoment auftritt, entscheidet die Betrachtung der Ladungsschwerpunkte
der positiven und negativen Partialladungen. Der Schwerpunkt von δ– liegt am O-Atom. Der Schwerpunkt der positiven Partialladungen liegt exakt mittig zwischen den beiden H-Atomen, bei linearem Bau also genau beim O. Die Schwerpunkte von δ– und δ+ fallen bei linearem Bau am O-Atom zusammen, ihr Abstand d in der Gleichung für des Dipolmoment wird Null und der ganze Ausdruck Null. Wasser wäre dann kein elektrischer Dipol und unter Normalbedingungen keine Flüssigkeit, sondern ein Gas. Es gilt:
Ein Molekül besitzt dann ein elektrisches Dipolmoment, wenn die Ladungsschwerpunkte
der positiven und negativen Partialladungen nicht in einem
Punkt zusammenfallen.
2.2.2.6 Oxidationszahl
Auch die Oxidationszahl (Oxidationsstufe) ist eine wichtige Kenngröße. Ohne Kenntnis dieser Größe sind Sie nicht in der Lage, einen Komplex zu definieren
und eine der vier Reaktionstypen der Anorganischen Chemie (Säure/Base-, Fällungs-, Komplexbildungs- und Redoxreaktionen), nämlich die Redoxreaktionen,
zu erkennen und zu diskutieren.
Das Konzept der Oxidationszahl besteht darin...???
Teilchen unabhängig vom tatsächlich vorliegenden Bindungstyp nach bestimmten Regeln formal ineinatomige Ionen zu zerlegen. Die Ladung dieser einatomigen Ionen ist
dann ihre Oxidationszahl.
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Lernkarten
2.2.2.1 LEWIS-Formel und Oktettprinzip
Wir hatten schon besprochen, dass die Edelgase mit ihrer Elektronenkonfiguration von 1s2 (He) bzw. ns2p6 (alle anderen Edelgase) einen außerordentlich stabilen (energiearmen) Zustand einnehmen, der erklärt, dass diese Elemente inert (chemisch nicht reaktiv) sind. Im Umkehrschluss folgt daraus, dass Elemente, die
diese Konfiguration nicht haben, bestrebt sind, diese zu erreichen. Es gilt die sog.
Oktettregel (Oktettprinzip):
Alle Elemente sind bestrebt, Edelgaskonfiguration zu erreichen.
Betrachten wir einmal die Hauptgruppenchemie unter diesem ( Edelgaskonfiguration) Aspekt.
Die Alkalimetalle besitzen die Konfiguration ns1. Gegenüber dem vorhergehenden Edelgas haben sie ein Elektron zu viel, gegenüber dem folgenden sieben Elektronen zu wenig. Es gäbe also zwei Wege zur Edelgaskonfiguration; aus energetischen
Gründen kommt ausschließlich die Abgabe des s1-Elektrons in Frage.
Ähnlich ist die Situation bei den IIa- und IIIa-Elementen. Die Chemie der Elemente
der drei ersten Hauptgruppen wird durch das Bestreben bestimmt, die Valenzelektronen abzugeben und entsprechende einfach, zweifach bzw. dreifach positiv geladene Ionen zu bilden. Dieses Verhalten ist typisch für unedle Metalle. Damit sind die Elemente der Gruppen Ia – IIIa ??? Metalle (außer
Bor) und sehr starke ???
unedle
Reduktionsmittel.
Edelgaskonfiguration im vergleich zu HG1-3 ist:
Ganz anders ist die Situation in der 6. (ns2p6) und 7. HG (ns2p7). Sie zeigen ein starkes Bestreben, zwei bzw. ein Elektron zum Oktett aufzunehmen und einfach (Halogenide) bzw. zweifach negative Ionen (Chalkogenide) zu bilden. Dieses Verhalten
ist typisch für ???
Nichtmetalle.
Bei der Bildung von einatomigen Ionen aus Atomen ist natürlich sehr einfach zu
erkennen, dass die Elemente Edelgaskonfiguration erreicht haben. Wie aber überprüft
man die Oktettregel an Teilchen mit Atombindung, den sog. Molekülen?
Das einfachste Teilchen mit Atombindung (Molekül) ist das Wasserstoffmolekül H–H. Der Bindestrich heißt Valenzstrich und symbolisiert ein beiden H-Atomen
gemeinsames (bindendes) Elektronenpaar, das die beiden Atome verbindet. Liegt ein gemeinsames Elektronenpaar vor, spricht man von einer Einfachbindung.
Auch Zweifach- und Dreifachbindungen mit zwei bzw. drei gemeinsamen Elektronenpaaren
sind möglich.
Es existieren grundsätzlich zwei Möglichkeiten, wie ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet werden kann. Wir wollen sie am Beispiel des H2-Moleküls diskutieren. Haben H-Atome keinen anderen Reaktionspartner als sich selbst, reagieren sie
mit ihresgleichen. Sie bilden ein gemeinsames Elektronenpaar, zu dem jedes H Atom ein Elektron beiträgt. Man spricht auch vom 1+1-Typ:
H• + •H → H–H
1s1 1s1 1+1
Ein Wasserstoffmolekül H2 kann aber auch gebildet werden, indem man Protonen
H+ mit Hydrid-Ionen H– zur Reaktion bringt:
H+ + I H– → H–H
1s0 1s2 0+2
Es liegt eine Bindung vom 0+2-Typ vor. Hier stammt das bindende Elektronenpaar nur von einem Partner (dem Hydridion), der dieses als freies Elektronenpaar
einbringt.
Natürlich sind beide H2-Moleküle identisch.
Es ist völlig gleich, ob Sie bei der Entwicklung von Valenzstrichformeln
(LEWIS-Formeln, Strukturformeln) eine Bindung nach 1+1 oder 0+2 bilden.
Andere Möglichkeiten, eine Atombindung zu bilden, gibt es nicht (Ausnahme:
Mehrzentren-Mehrelektronen-Bindungen, die hier nicht besprochen werden).
Im Wassermolekül H2O mit der Lewis-Formel H-O-H, die wir auch gleich noch
ableiten wollen, verfügt das Sauerstoffatom über zwei freie Elektronenpaare, die
nur ihm zugerechnet werden dürfen. Bei der Bilanzierung nach der Oktettregel
werden den H-Atomen je ein Bindungselektronenpaar zugerechnet, sie haben also
Heliumkonfiguration. Auch dem Sauerstoffatom werden die Bindungselektronenpaare
voll zugerechnet. Mit den freien Elektronenpaaren verfügt er also über das
Elektronenoktett des Neons.
Bei der Bilanzierung nach der Oktettregel werden dem betrachteten Atom
seine freien Elektronenpaare und seine Bindungselektronenpaare voll zugerechnet.
Lassen Sie uns einmal die Lewis-Formel des Wassers ableiten. Da das H-Atom
nur über ein Valenzorbital verfügt, kann es in seinen Verbindungen nur eine Bindung
eingehen. Man sagt auch:
H-Atome sind immer einbindig
Damit ist ein Dreiring oder eine Anordnung O–H–H ausgeschlossen, das Sauerstoffatom
muss Zentralatom sein. Allgemein gilt:
Jedes Atom, das mehr als einen Partner bindet, ist Zentralatom.
Ein anderes dreiatomiges Molekül ist Kohlendioxid CO2. Zunächst müssen wir
wieder die richtige Anordnung der Atome zueinander finden. Hier wäre ein Dreiring
denkbar. Dreiringe (und Vierringe) sollten aber wegen der hohen Ringspannung
ausgeschlossen werden, In der zu erwartenden Kettenstruktur muss das C-Atom Zentralatom sein, da
offen endende Sauerstoffketten wie C–O–O nicht existieren, also
•O–C–O•
Außerdem gilt: Sauerstoff bindet in der Regel nur einen Partner (Ausnahme: Wasser und
seine Derivate), entweder mit einer Einfachbindung und drei freien Elektronenpaaren
oder mit einer Doppelbindung und zwei freien Elektronenpaaren
Nach Ergänzen der Punkt/Strich-Notierung lassen sich vom C zum O je eine Einfachbindung
nach 1+1 bilden (s. o.). Das entstehende Teilchen wäre aber ein Diradikal
und so energiereich, dass es nicht gebildet wird
Radikale sind so energiereich, dass sie unter Normalbedingungen nicht
gebildet werden.
Die Elektronen dürfen innerhalb des Moleküls beliebig verteilt werden. Wir verlagern
beispielsweise das linke ungepaarte Elektron zum rechten O und bilden dort
ein weiteres freies Elektronenpaar
Wir überprüfen das Ergebnis mit Hilfe der Oktettregel und stellen fest, dass das
rechte O-Atom 8, das andere und das C-Atom aber nur 6 Elektronen aufweisen.
Da das C-Atom 2 Elektronen benötigt, nehmen wir ein freies Elektronenpaar des
rechten O-Atoms und bilden eine zusätzliche Bindung nach 0 + 2 zum C. Wir bilden
also eine Doppelbindung
Die Elektronensumme am rechten O bleibt dann bei 8, das zentrale C hat jetzt
wegen der gebildeten Doppelbindung auch 8 Elektronen. Da das linke O-Atom
nach wie vor nur 6 Elektronen hat, machen wir mit dem freien Elektronenpaar
des C-Atoms eine weitere Doppelbindung zum linken O: . Dies ist die
korrekte Lewis-Formel des CO2, die Oktettregel ist für alle drei Atome erfüllt.
Halogenatome binden in aller Regel nur einen Partner und liegen dann einbindig
mit drei freien Elektronenpaaren vor
Die Bilanzierung nach der Oktettregel ergibt für die F-Atome das gewünschte
Oktett.
Der Schwefel aber hat 10 Elektronen in der Valenzschale und verstößt damit
gegen die Oktettregel. Allerdings darf jetzt nicht der Schluss gezogen werden,
dass es die Verbindung nicht geben kann. Man spricht von einer Oktettaufweitung.
Die Elemente der 2. Periode wie C, N oder O haben vier Valenzorbitale, nämlich
ein 2s- und drei 2p-Orbitale. Nach dem Pauli-Prinzip können 4 Orbitale aber
maximal 8 Elektronen aufnehmen. Die Elemente der 2. Periode können also
niemals eine Oktettaufweitung zeigen. S dagegen steht in der 3.Periode.
Damit verfügt er über neun Valenzorbitale, nämlich ein 3s-, drei 3p- und fünf 3d-
Orbitale. Ein S-Atom könnte nach der Oktettregel also bis zu 18 (achtzehn!) Elektronen
in der Valenzschale beherbergen
Die Oktettaufweitung ist bei allen Elementen ab der ??? möglich
3. Periode
Bedenken Sie bei der Ableitung der Lewis-Formel, dass alle Valenzelektronen der
beteiligten Atome berücksichtigt werden müssen. Bei der Bildung von Ionen muss
eine der Ladung entsprechende Elektronenzahl ??? bzw. ??? werden.
entfernt
ergänzt
Gruppen- und Periodennummer
Die Funktion der Gruppen- und Periodennummer wurde bereits deutlich bei der
Ableitung der Elektronenkonfiguration der Elemente. Es gilt:
Die Periodennummer ist gleich der Anzahl der mit Elektronen besetzten
(innersten) Hauptschalen. Damit ist sie gleich der Hauptquantenzahl der
Valenzschale.
Die Gruppennummer ist gleich der Anzahl der vorhandenen Valenzelektronen.
Alle Elemente der I. bis VIII. Hauptgruppe verfügen über 1 bis 8 Valenzelektronen
der Konfiguration ns1–2 bzw. ns2p1–6. Bei den d-Elementen gilt die Regel
streng nur bis zum ersten Element der VIIIb-Gruppe (Fe bzw. Ru bzw. Os), da in
dieser Gruppe ja drei Elemente nebeneinander stehen, deren Elektronenzahl
jeweils um eins ansteigt. Für die f-Elemente kann die Regel nicht gelten, da diese
nicht in ein 8-er-Schema gegliedert sind.
Es ist hilfreich, sich die Elemente der ersten drei Perioden nach ihrer Position im
PSE auswendig zu merken, da diese in chemischen Verbindungen am häufigsten
auftreten.
Atomradien
Die Atomradien spielen bei der Diskussion der Eigenschaften von Teilchen eine
große Rolle. Wie ändern sich die Atomradien in den Hauptgruppen von oben nach
unten und von links nach rechts?
Die Atomradien sinken von links nach rechts im PSE und steigen von oben
nach unten.
Von links nach rechts steigt die KZ der Elemente um jeweils eins. Durch das
zusätzliche Proton steigt die Anziehungskraft des Kerns auf die Elektronenhülle
und der Atomradius sollte sinken. Gleichzeitig nimmt aber auch die Elektronenzahl
zu; da sich die Elektronen untereinander abstoßen und damit einen höheren
Raumbedarf beanspruchen, sollte der Atomradius steigen. In dieser Konkurrenz
gewinnt jedoch eindeutig die Kernanziehung, so dass der Atomradius von links
nach rechts deutlich abnimmt (Abb. 15).
Von oben nach unten steigt der Radius, da von Periode zu Periode eine weitere
Hauptschale dazukommt.
Man erkennt, dass die Atomradien bei den Alkalimetallen mit Abstand am höchsten
sind. Wir werden später sehen, dass dadurch ihre geringe Härte, geringe
Dichte und ihre niedrigen Schmelzpunkte erklärbar werden. Über die 2. und
3. HG nehmen die Radien deutlich ab, während die Radien der Elemente der 5.,
6. und 7. HG nur noch geringe Unterschiede zeigen.
Die Radien der NG-Metalle sind deutlich geringer als die der Hauptgruppenmetalle.
Dies wird später erklären, warum die NG-Metalle wesentlich wertvollere
Werkstoffe darstellen als die ???.
HG-Metalle
Erwartungsgemäß ändern sich die Radien sehr stark, wenn ein Atom in ein Kation
oder Anion überführt wird. Folgende Zahlen sollen dies veranschaulichen
Teilchen Radius/pm
Na
Na+
186
98
Mg
Mg2+
160
65
Al
Al3+
143
45
F
F–
64
133
Cl
Cl–
99
181
Erwartungsgemäß ändern sich die Radien sehr stark, wenn ein Atom in ein Kation
oder Anion überführt wird.
Als Daumenregel gilt: Bei der Bildung eines einwertigen Kations halbiert sich der
Radius, bei der eines einwertigen Anions verdoppelt er sich. Man kann daher
sagen, dass in Ionenkristallen die großen Anionen die Struktur des Ionengitters
bestimmen; die kleinen Kationen befinden sich in geeigneten Zwischenräumen.
Ionisierungsenergie (IE)
Die 1. Ionisierungsenergie IE ist die Energie, die man aufwenden muss, um 1 mol
gasförmige Atome A in 1 mol
gasförmige Kationen A+ zu überführen:
A(g) → A+(g) + e (1. Ionisierung)
A+(g) → A2+(g) + e (2. Ionisierung) usw.
Die Ionisierung erfolgt grundsätzlich ???, da das Elektron mit seiner negativen
Ladung gegen die Anziehung des übrigbleibenden Kations entfernt werden
muss. Die IE ist ein empfindliches Maß für die ???
endotherm
Stabilität der Elektronenhülle
Wie ändert sich die IE im PSE? An Hand der Atomradien hatten wir gesehen,
dass die Anziehungskraft auf die Hülle von links nach rechts zunahm und von
oben nach unten sank. Entsprechend wird es auch von links nach rechts immer
schwieriger, von oben nach unten immer leichter, ein Elektron abzutrennen
Die IE sinkt von oben nach unten im PSE und steigt von links nach rechts.
Die niedrigsten IE-Werte findet man im PSE also links unten, die höchsten rechts
oben. Damit haben wir einen Sensor für die Frage gefunden, ob ein Element eher
Metall oder Nichtmetall ist, denn in den Hauptgruppen stehen links die Metalle
und rechts die Nichtmetalle.
Metalle besitzen niedrige, Nichtmetalle hohe IE-Werte.
Elektronegativität (EN) und Dipolmoment
Die Elektronegativität ist eine wichtige Größe in der Chemie. Sie ist Basis für die
Nomenklatur chemischer Verbindungen, bestimmt das Vorzeichen von Oxidationszahlen,
legt die Polarisierung chemischer Bindungen fest u. a.
Die Elektronegativität ist das Bestreben eines Atoms, die Elektronen einer
kovalenten Einfachbindung (Atombindung) an sich heranzuziehen.
Die Elektronegativität ist das Bestreben eines Atoms, die Elektronen einer
kovalenten Einfachbindung (Atombindung) an sich heranzuziehen.
Der so definierte Elektronenzug eines Atoms wird mit dimensionslosen Zahlen
ausgedrückt. Je größer der Elektronenzug, desto größer ist die Zahl. Die
EN-Werte lassen sich nach verschiedenen Ansätzen berechnen; daher gibt es auch
mehrere EN-Skalen, etwa die von PAULING, MULLIKEN, ALLRED und
ROCHOW u. a. In den verschiedenen Skalen ist die Abfolge der Elemente identisch,
allerdings unterscheiden sich die Zahlenwerte etwas. Das Ihnen vorliegende
PSE nutzt die EN-Werte von ALLRED und ROCHOW. Die EN ist eine Elementkonstante;
es gibt keine zwei Elemente mit identischer EN, annähernd gleiche
EN-Werte kommen allerdings häufig vor
Betrachten wir eine Bindung A–B. Für den Fall, dass A = B (z. B. H2), ist der
Elektronenzug beider Atome auf das Bindungselektronenpaar gleich groß (beide
H-Atome haben einen EN-Wert von 2,2). Im Mittel befindet sich das Elektronenpaar
im H2-Molekül exakt zwischen den Kernen.
Im HCl-Molekül ist der Elektronenzug des Cl-Atoms (EN = 2,8) auf das Bindungselektronenpaar
wesentlich höher als der des H-Atoms (EN = 2,2). Das Bindungselektronenpaar
ist damit zum Cl-Atom verschoben; am Cl-Atom erfolgt also eine
Erhöhung der Elektronendichte, am H-Atom kommt es zu einer gleich großen
Verarmung an Elektronendichte. Man bezeichnet die kovalente Bindung als
polarisiert
Unter Polarisation versteht man allgemein die Verschiebung von Elektronendichte.
Die Verschiebung des bindenden Elektronenpaares der H–Cl-Bindung zum Chlor
erfolgt nicht vollständig. In diesem Fall würde es ja zur Ausbildung voller Ladungen
H+ und Cl– mit einer resultierenden Ionenbindung kommen; dazu reicht die
EN-Differenz von 0,6 (= 2,8 – 2,2) nicht aus. Die Verschiebung erzeugt keine vollen
elektrische Ladungen, sondern nur einen Bruchteil einer ganzen Ladung. Man
nennt diese Ladungen, deren Betrag also kleiner als 1 ist, Partial- oder Teilladungen
und kennzeichnet sie mit delta+ bzw delta–.
Partialladungen δ+ bzw. δ– sind Bruchteile einer ganzen elektrischenLadung.
Man verwendet zur Wiedergabe der polarisierten Bindung die folgende Notation
δ+ δ–
H–Cl
Dipole ziehen sich grundsätzlich an.
Moleküle mit Dipolcharakter zeigen daher deutlich erhöhte Schmelz- und Siedepunkte,
Viskosität, Oberflächenspannung und Wärmeleitfähigkeit. Es werden aber
nicht nur physikochemische, sondern auch chemische Eigenschaften wie Reaktionsverläufe
der Teilchen beeinflusst.
In mehr als zweiatomigen Teilchen hängt die Größe des Dipolmomentes nicht nur
vom Ausmaß der Polarisation ab, sondern auch vom räumlichen Bau des Moleküls.
Lassen Sie uns das Wassermolekül H2O betrachten, bei dem wir zum einen linearen
Bau (Bindungswinkel 180°) und zum anderen gewinkelten Bau annehmen
(Abb. 17):
Natürlich ist in der linken Struktur die rechte O–H-Bindung polarisiert und damit ein elektrischer Dipol, ebenso die linke H–O-Bindung. Beide Dipole sind
aber exakt gleich groß und entgegengerichtet. Sie kompensieren sich, und Wasser hätte bei linearem Bau kein Dipolmoment. Bei gewinkeltem Bau (der Bindungswinkel des Wassers liegt tatsächlich bei 105°) kompensieren sich die Dipole nicht, es resultiert ein Gesamtdipolmoment.
Ob ein Gesamtdipolmoment auftritt, entscheidet die Betrachtung der Ladungsschwerpunkte
der positiven und negativen Partialladungen. Der Schwerpunkt von δ– liegt am O-Atom. Der Schwerpunkt der positiven Partialladungen liegt exakt mittig zwischen den beiden H-Atomen, bei linearem Bau also genau beim O. Die Schwerpunkte von δ– und δ+ fallen bei linearem Bau am O-Atom zusammen, ihr Abstand d in der Gleichung für des Dipolmoment wird Null und der ganze Ausdruck Null. Wasser wäre dann kein elektrischer Dipol und unter Normalbedingungen keine Flüssigkeit, sondern ein Gas. Es gilt:
Ein Molekül besitzt dann ein elektrisches Dipolmoment, wenn die Ladungsschwerpunkte
der positiven und negativen Partialladungen nicht in einem
Punkt zusammenfallen.
2.2.2.6 Oxidationszahl
Auch die Oxidationszahl (Oxidationsstufe) ist eine wichtige Kenngröße. Ohne Kenntnis dieser Größe sind Sie nicht in der Lage, einen Komplex zu definieren
und eine der vier Reaktionstypen der Anorganischen Chemie (Säure/Base-, Fällungs-, Komplexbildungs- und Redoxreaktionen), nämlich die Redoxreaktionen,
zu erkennen und zu diskutieren.
Das Konzept der Oxidationszahl besteht darin...???
Teilchen unabhängig vom tatsächlich vorliegenden Bindungstyp nach bestimmten Regeln formal ineinatomige Ionen zu zerlegen. Die Ladung dieser einatomigen Ionen ist
dann ihre Oxidationszahl.
