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 Bild: “ Periodensystem der Elemente” von Saehrimnir. Lizenz: CC BY-SA 3.0 Bild: “Atomic Structure” von Phil Schatz. Lizenz: CC BY 2.0 Atome sind die Grundbausteine sämtlicher Materie. Sie bestehen aus einem positiv geladenen Kern und einer negativ geladenen Hülle, in welcher sich die Elektronen auf festen, ellipsenartigen Bahnen bewegen. AtomkernDer Atomkern (Nucleus) enthält positiv geladene Protonen und Neutronen, welche keine Ladung besitzen. Das Besondere ist, dass der Nucleus zwar wesentlich kleiner im Vergleich zu der Hülle ist, jedoch gleichzeitig 99 % dere Masse des gesamten Atoms ausmacht. Nuklid und NukleonenDas Nuklid ist eine bestimmte Kernsorte, welche genau durch die Protonen- und Neutronenzahl definiert ist. Nuklide mit der gleichen Protonen-, aber einer anderen Neutronenzahl gehören zwar zum gleichen Element, werden jedoch als Nukleone bezeichnet. IsotopeBei den Isotopen handelt es sich um Atome des gleichen Elements, welche sich in der Neutronenzahl unterscheiden. Das bedeutet, die Anzahl der Protonen der Atome ist gleich und somit auch die Ordnungszahl, nur die Anzahl der Neutronen variiert. Wenn die Massenzahl im PSE als Bruchzahl vorzufinden ist, wurden die natürlich vorkommenden Isotope prozentual berücksichtigt Berechnung der Massenzahl: Massenzahl = Anzahl der Protonen + Anzahl der Neutronen Beispiel: Kohlenstoff, Ordnungszahl 6 (d.h. 6 Protonen und 6 Neutronen), Massenzahl 12,011
Für rund 20 der Reinelemente (u.a. Natrium, Phosphor, Fluor) existiert nur ein stabiles Isotop, daher werden sie als anisotop bezeichnet. Bei den sogenannten Mischelementen handelt es sich um Elemente, welche verschiedene stabile Isotope enthalen, wie z.B. Wasserstoff, welches die stabilen Isotope Protium und Deuterium enthält. ElektronenhülleIn der Hülle des Atoms bewegen sich die Elektronen auf ellipsenähnlichen Bahnen um den Nucleus herum. Die Elektronen füllen die Schalen von innen nach außen auf. Diese sind chronologisch beziffert, begonnen mit dem Buchstaben K. Das heißt, die erste bzw. die innerste Schale heißt „K“, die zweite „L“, die Dritte „M“ u.s.w. Die maximale Anzahl an Elektronen, welche auf eine Schale passen, lassen sich durch folgende Gleichung berechnen: 2 n ² (n = Nummer der Schale). IonAtome sind ladungsneutrale Teilchen, d.h. sie besitzen gleich viele Elektronen und Protonen. Gibt ein Atom im Zuge einer Reaktion Elektronen ab oder nimmt welche auf, so spricht man von einem geladenen Atom, einem sogenannten Ion. Positive Ionen, bei denen weniger Elektronen als Protonen vorhanden sind, werden als Kationen bezeichnet. Negative Ionen, also Ionen mit einem Elektronenüberschuss, sind auch unter dem Namen Anion bekannt. Ionen der Hauptgruppenelemente haben wie die Edelgasatome entsprechend der Oktettregel eine voll besetzte Außenschale. Das Periodensystem der Elemente (PSE)OrdnungsprinzipDas PSE ist auf Grundlage des Atomaufbaus entwickelt und strukturiert. Es spiegelt den Zusammenhang zwischen Aufbau und Eigenschaften der Elemente wieder und einige Informationen, wie z.B. die Elektronegativität, sind direkt angegeben. Die Elemente sind nach steigender Kernladungszahl (= Ordnungszahl) angeordnet, welche gleichzeitig die Anzahl der Protonen angibt. Dabei sind sie nicht wahllos aneinander gereiht, sondern sie sind in Gruppen gegliedert. Elemente der gleichen Gruppe besitzen die Anzahl an Valenzelektronen (Außenelektronen, die an Atombindungen beteiligt sein können). Bei den Gruppen werden Haupt- und Nebengruppen unterschieden. Bei den Hauptgruppenelementen spielen im Grund nur die s- und die p- Orbitale eine wichtige Rolle, da die d- und die f- Orbitale voll oder gar nicht besetzt sind. Bei den Nebengruppenelementen spielen die d- und die f- Orbitale sehr wohl eine Rolle, da deren teilweise Besetzung die Eigenschaften der Nebengruppenelemente maßgeblich beeinflusst (siehe Elektronenkonfiguration). Weiterhin lässt sich das PSE waagerecht in die Perioden gliedern. Die Nummer der Periode entspricht der Anzahl der besetzten Schalen nach dem Bohren Atommodell. Merke: Der Platz eines jeden Elements ist durch die Hauptgruppe und die Periode eindeutig festgelegt. Metalle sind im PSE links unten zu finden, Nichtmetalle rechts oben. Periodizität der Elementeigenschaften1869 entwickelte Mendelejew das Gesetz der Periodizität auf Grundlage der regelmäßigen Wiederholung ähnlicher Elementmerkmale. Die von ihm beschriebene Periodizität beruht auf dem inneren Aufbau der Atome und deren Hülle im Besonderen. Die Gesetzmäßigkeiten spiegeln sich in den Perioden und in den Hauptgruppen wieder:
NebengruppenelementeBei den Nebengruppenelementen handelt es sich um Metalle, auch Übergangsmetalle genannt. Die biochemisch essentiellen Nebengruppenelemente, z.B. Zink, Eisen, Mangan, Kupfer u.v.m. werden auch Spurenelemente genannt und sollten regelmäßig in geringen Mengen vom menschlichen Organismus augenommen werden. Diese sind wichtig für die Funktion der Metalloenzyme. Elektronenkonfiguration und OrbitalmodellFür die Atome gibt es neben den bildlichen Veranschaulichungen noch weitere Darstellungsmöglichkeiten, wie z.B. das Energieniveauschema und die Elektronenkonfiguration. Bild: “Darstellung zeigt Energieniveauschema von Natrium” von JorisD. Lizenz: CC BY-SA 2.5 Bei der Elektronenkonfiguration handelt es sich um die Verteilung der Elektronen auf den Atomorbitalen. Für jedes Atom ist sie spezifisch. Merke: Ein Orbital ist jener Bereich innerhalb des Atoms, in welchem sich die Elektronen mit hoher Wahrscheinlichkeit befinden. Jedes Orbital enthält maximal 2 Elektronen. Die Elektronenkonfiguration wird aufgestellt, indem man jedes einzelne Orbital aufführt. Dafür sind zunächst einige Informationen von wichtiger Bedeutung:
→ Handelt es sich um ein Hauptgruppenelement, so ist das zuletzt belegte Orbital ein s- oder ein p- Orbital → Handelt es sich um ein Nebengruppenelement, so ist das zuletzt belegte Orbital ein d- oder ein f- Orbital
→ Das höchste Hauptniveau entspricht der Periode, in welche das Atom sich befindet. → Summe der Exponenten ergibt die Ordnungszahl Um eine korrekte Elektronenkonfiguration aufstellen zu können, gibt es einige Besetzungsregeln zu beachten:
Energieniveaus/ Orbitale sind stabil, wenn sie voll, leer oder halbvoll sind. Die Darstellung eines Atoms als Elektronenkonfiguration ist auch insofern nützlich, dass man daraus seine Oxidationszahl bzw. -zahlen ablesen kann. OxidationszahlenDie Oxidationszahl gibt Auskunft darüber, wie viele Elektronen ein Atom aufgenommen oder abgegeben haben im Vergleich zu seinem elementaren Zustand. Die Oxidationszahl gibt die Ionenladung (Wertigkeit) an. Das Ziel eines jeden Atoms ist die Edelgaskonfiguration und um diese zu erreichen, geben die Atome Elektronen ab bzw. nehmen welche auf. Merke: Die Edelgaskonfiguration ist eine energetisch stabile Anordnung der Elektronen, bei der die Außenschale mit Elektronen voll besetzt ist (Oktettregel). Diesen Zustand streben die Atome sämtlicher Elemente an und er wurde von den Elementen der 8. Hauptgruppe (Edelgase) erreicht, weshalb diese sehr reaktionsträge sind. Um die Oxidationszahl eines Atoms innerhalb eines Stoffes bestimmen zu können, sind einige Grundsätze zu beachten: Festgelegte Oxidationszahlen 0. Reine Elemente: ±0 In Verbindungen gilt:
Hinweis: Kommen mehrere Atome aus dieser Liste vor, werden die Oxidationszahlen entsprechend dieser Hierarchie angegeben. Beispiel: H2O2 → H: +1; O: -1 (die Oxidationszahl des Wasserstoffes steht in der Hierarchie über der des Sauerstoff und deswegen erhält Wasserstoff seine in der Liste festgelegte Oxidationszahl) Allgemeine Festlegungen
Chemische BindungsartenGrundsätzlich kann man innermolekulare und zwischenmolekulare Bindungen unterscheiden. Zu der ersten Gruppe zählen die Ionenbindung, die Atombindung und die Metallbindung. Zu der zweiten genannten Gruppe gehören die Van-der-Waals-Bindung, sowie die Wasserstoffbrücken. Diese haben einen wichtigen Einfluss auf die Stoffeigenschaften, wie z.B. die Löslichkeit. Innermolekulare BindungenIonenbindung ist eine Art der chemischen Bindung, die auf starken Anziehungskräften zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen (Coulomb-Kraft, elektrostatische Kraft) beruht. Durch die Ionenbindung entsteht eine sehr regelmäßige Anordnung von Ionen, welche auch Ionengitter genannt wird. Ist ein Feststoff aus Ionen aufgebaut, so handelt es sich um ein Salz. Merkmale:
Stoffeigenschaften:
Berechnung: ΔENW > 1,7 (ENW = Elektronegativitätswert; ist dem PSE zu entnehmen) Atombindung (kovalente Bindung) ist eine Art der chemischen Bindung, welche auf der Ausbildung gemeinsamer Elektronenpaare beruht. Die Atome haben feste Partner, weshalb es eine gerichtete Bindung ist. Aus dieser Bindungsart lässt sich die Stoffklasse der Molekülsubstanzen ableiten. Stoffeigenschaften:
Berechnung: [Lage der gemeinsamen Elektronenpaare]
Metallbindung ist eine Art der chemischen Bindung, die auf den Anziehungskräften zwischen positiv geladenen Metall-Ionen und negativ geladenen, frei beweglichen Elektronen beruht. Aus dieser Bindungsart lässt sich die Stoffklasse der Metalle ableiten. Merkmale:
Stoffeigenschaften:
Berechnung: nicht berechenbar, tritt bei Metallen und Legierungen auf Zwischenmolekulare BindungenVan-der-Waals-Bindung Bei den Van-der-Waals-Kräften handelt es sich um schwache Anziehungskräfte bzw. nicht-kovalente Wechselwirkungen zwischen Molekülen, Atomen oder Ionen. Sie ist abhängig von der Teilchengröße und der Berührungsfläche. Wasserstoffbrücken Treten zwei Moleküle über ein Wasserstoffatom in Wechselwirkung, so entstehen sogenannte Wasserstoffbrücken. Dabei herrschen starke Anziehungskräfte zwischen dem positiven Wasserstoffatom und einem freien Elektronenpaar des Stickstoff-, Sauerstoff- oder Fluoratoms. Wasserstoffbrücken werden nur mit den elektronegativsten Elementen (N,O,F) gebildet. Hierbei gibt es einen Donator und einen Akzeptor. Bei dem Donator ist das Wasserstoffatom an einen stark elektronegativen Partner gebunden, wodurch das Wasserstoffatom zum positiven Pol (positive Partialladung) und der Bindungspartner zum negativen Pol wird. Die Akzeptoren sind in der Regel die kovalent gebundenen Stickstoff-, Sauerstoff- oder Fluoratome, welche eine negative Partialladung besitzen. Relevanz der Wasserstoffbrücken in der Biochemie:
Aggregatzustände und PhasenübergängeAggregatzustandEin Stoff kann den Aggregatzustand fest, flüssig oder gasförmig haben.
PhasenübergangDabei handelt es sich um die Änderung des Aggregatzustandes. Während eines Phasenübergangs bestehen gleichzeitig zwei Phasen nebeneinander, z.B. Eis-Wasser-Gemisch, Wasser-Wasserdampf. Während der Änderung des Aggregatzustandes wird immer Energie verbraucht. Wenn bei einem Phasenübergang in eine Richtung Energie zugeführt werden muss, so wird diese während des Phasenübergangs in die andere Richtung wieder frei. Folgende gängige Begrifflichkeiten sollten Sie kennen: fest → flüssig: schmelzen flüssig → fest: erstarren flüssig → gasförmig: verdampfen gasförmig → flüssig: kondensieren fest → gasförmig: sublimieren gasförmig → fest: resublimieren Chemische ReaktionenChemische Stoffe reagieren, in dem Bindungen aufgebaut oder gelöst werden. Pendeln sich Hin- und Rückreaktion nach einer bestimmten Zeit ein, so ergibt sich ein Gleichgewicht aus Produkten und Edukten. Wichtige Reaktionstypen in der Anorganik sind die Redox- und die Säure-Basen-Reaktionen. Säure-Basen-ReaktionenMerke: Nach Brönstedt hat eine Säure die Eigenschaft, Protonen abzugeben, d.h als Protonendonator zu wirken. Eine Base ist durch die Eigenschaft charakterisiert, Protonen aufnehmen zu können, d.h. als Protonenakzeptor zu wirken. Reagieren eine Säure und eine Base miteinander, so spricht man auch von Säure-Basen-Paaren. Die Oxidationszahlen verändern sich nicht, anders als bei der Redoxreaktion. Bild: “Acid-Base Reactions” von Phil Schatz. Lizenz: CC BY 4.0 Beispiel:
Eine Sonderform der Säure-Basen-Reaktion ist die Neutralisation. Die Neutralisation ist eine chemische Reaktion, bei der sich Wasserstoff-Ionen und Hydroxid-Ionen zu Wasser verbinden. Wortgleichung: Hydroxid + Säure → Salz + Wasser Beachte: Oftmals wird vorausgesetzt, dass man äquimolare Mengen Säure und Base miteinander reagieren lässt. Ließe man eine starke Säure mit einem schwachen Partner reagieren, so würde keine neutrale (pH- Wert 7) Lösung entstehen. Die Redoxreaktion ist eine Reaktion mit Elektronenübergang, bei der die Oxidation und die Reduktion als Teilreaktionen miteinander gekoppelt ablaufen. Bei der Oxidation kommt es zur Elektronenabgabe und bei der Reduktion erfolgt eine Elektronenaufnahme. Damit verbunde ist eine Änderung der Oxidationszahl. Voraussetzung für eine Redoxreaktion ist das Vorhandensein zweier korrespondierender Elektronenpaare. Beispiel: Wie am Beispiel zu sehen ist, wird das CuO reduziert und als Oxidationsmittel bezeichnet. Weiterhin ist zu erkennen, dass die Oxidationszahl des Kupfers sich verändert, während die des Sauerstoffs gleich bleibt. Das bedeutet, dass das Kupferatom der Teil der Kupferoxid-Verbindung ist, welcher Elektronen aufnimmt und somit am Elektronenübergang beteiligt ist. Das H2 wird oxidiert, d.h. es werden Elektronen abgegeben und es fungiert daher als Reduktionsmittel. Zusammenfassung: Sowohl die Säure-Basen-Reaktion, als auch die Redoxreaktion zählen als Reaktionstyp zu den Donator-Akzeptor-Reaktionen. Der Unterschied besteht darin, dass bei den Säure-Basen-Reaktionen es Protonen sind, die übertragen werden und bei den Redoxreaktionen sind die übertragenen Teilchen die Elektronen. Quantitative Analyse (Chemisches Rechnen)SI-EinheitenDie Grundvoraussetzung für sämtliche chemische Berechnungen ist die Kenntnis der wesentlichen Größe, Maße und Grundeinheiten, die sogenannten SI-Einheiten (Système International d’unités). Atomare Masseneinheit: 1 u → vergleicht die Masse eines Wasserstoffatoms mit einem anderen Atom Stoffmenge n: 1 mol = 6 × 10-23 → n= m/M Masse m: 1 kg Molare Masse M: 1 g/mol → M=m/n Stoffkonzentration c: 1 mol/cm3 Volumen V: 1 m³ Massenwirkungsgesetz (MWG)Das MWG liefert die mathematische Grundlage zur Berechnung des Verhältnisses zwischen Produkten und Edukten im eingestellten Gleichgewicht auf Grundlage der dort herrschenden Stoffkonzentration. Das Verhältnis K ist für eine bestimmte Reaktion mit den gleichen Bedingungen konstant. Voraussetzungen:
K = Gleichgewichts-/Massenwirkungskonstante Stöchiometrische Zahlen der Reaktionszahlen müssen als Exponenten im MWG berücksichtigt werden. KalorimetrieBei der Kalorimetrie geht es um das Messen der bei chemischen Reaktionen freigesetzten oder aufgenommenen Wärmemengen. Voraussetzungen:
Gleichung für kalorimetrische Berechnungen: [cp H2O = 4,19 kJ × kg-1 × K-1] [RP = Reaktionsprodukt] Satz von HessDieser Satz besagt, dass die molare Reaktionsenthalpie nur vom Anfangs- und vom Endzustand abhängt und dabei unabhängig vom Reaktionsweg ist. Ist es nicht es nicht möglich Reaktionsenthalpien direkt zu messen, so können diese indirekt durch den Satz von Hess ermittelt werden, indem die Enthalpien der chemischen Reaktionen aus den aufgelisteten Bildungs- und Verbrennungsenthalpien (siehe Tafelwerk) berechnet werden. Merke: Die Molare Reaktionsenthalpie ist die umgesetzte Energie einer chemischen Reaktion, bezogen auf die Stoffmenge. (Einheit: kJ/mol) Berechnung: pH-Wert BerechnungDer pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Hydronium-Konzentration (bei 22°C) und ist damit eine Maß dafür, wie sauer oder basisch eine Lösung ist. Diese Rechnung ist besonders relevant für die Säure-Basen-Reaktionen. Berechnung: pH = – lg{cO} Beispiel: geg.: HCl mit cO = 0,2 mol/l ges.: pH- Wert Lsg.: pH = – lg{cO} pH = -lg0,2 = 0,7 → 0,7 < 7, d.h. es handelt sich um eine stark saure Lösung. Mögliche PrüfungsfragenDie Lösungen befinden sich unterhalb der Quellenangaben. 1. Wie viele Elektronen passen auf die äußerste Schale des Edelgases der dritten Periode (Argon)? 2. Welcher Aussage zum PSE ist korrekterweise zuzustimmen?
3. Die Redoxreaktion ist eine Reaktion mit Elektronenübergang. Welche der folgenden Aussagen stimmt nicht mit dem Charakter der Redoxreaktion überein?
QuellenMark Buchta, Andreas Sönnichsen (Hrsg.): Das Physikum, Urban & Fischer, 2. Auflage 2010 Prof. Dr. Erhard Kemnitz, Dr. Rüdiger Simon (Hrsg.): Duden – Basiswissen Schule Chemie, Dudenverlag, 3. Auflage 2011 Der Atomkern via Radioaktivität und Strahlung Zwischenmolekulare Kräfte via Zentrale für Unterrichtsmedien im Internet Atombindung via Wikipedia Van-der-Waals-Bindung via Quantenwelt.de Wasserstoffbrückenbindung via Flexikon Wasserstoffbrückenbindung via chemie.de Säure-Base-Reaktion via chemie.de pH-Wert: Sauer oder basisch? via onmeda.de Kalorimetrie via chemie.de Hess’scher Wärmesatz via Erster Hauptsatz der Thermodynamik via Lösungen zu den Prüfungsfragen: 1E, 2A, 3D |
Welche Informationen lassen sich aus dem Periodensystem entnehmen?
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