Grundlagen der Chemie: Elemente, Bindungen, Mol & Konzentration

1. Chemische Elemente

Chemische Elemente sind reine Stoffe, die nicht durch chemische Verfahren weiter zerlegt werden können. Es gibt über hundert chemische Elemente. Diese Elemente bilden eine beeindruckende Vielfalt von Verbindungen, wie Mineralien, Chemikalien, technologische und biochemische Substanzen. Alle bekannten Verbindungen setzen sich aus Atomen der Elemente zusammen, die durch chemische Bindungen verbunden sind. Um zu verstehen, wie Elemente sich verbinden, ist es wichtig, ihre Eigenschaften zu kennen.

1.1 Das Periodensystem

Das moderne Periodensystem umfasst über 115 bekannte Elemente, gruppiert in 18 Gruppen (Spalten) und 7 Perioden (horizontale Reihen). Die Elemente sind nach aufsteigender Ordnungszahl (Z) geordnet, beginnend mit Wasserstoff (Z=1). Die Ordnungszahl (Z) bestimmt die Eigenschaften der Elemente. Daher ändern sich diese Eigenschaften im Periodensystem regelmäßig (periodisch). Elemente einer Gruppe haben ähnliche Eigenschaften, insbesondere eine ähnliche Elektronenkonfiguration der äußersten Schale. Elemente einer Periode haben die gleiche Anzahl von Elektronenschalen.

1.2 Eigenschaften der Elemente

Die Eigenschaften eines Elements werden maßgeblich von den Elektronen der äußersten Schale (Valenzelektronen) bestimmt. Die Tendenz eines Atoms, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben, ist im Periodensystem von seiner Position abhängig. Die Tendenz, Elektronen aufzunehmen (Elektronegativität), nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts und innerhalb einer Gruppe von unten nach oben zu. Die metallische Natur ist eine weitere periodische Eigenschaft. Metalle haben die Tendenz, Elektronen abzugeben.

1.3 Atomare Struktur

Gemäß dem Modell der atomaren Struktur besteht ein Atom aus einem Kern und einer Atomhülle. Im Kern befinden sich Protonen (positiv geladen) und Neutronen (ungeladen). Der Kern konzentriert die positive Ladung und fast die gesamte Masse des Atoms. In der Atomhülle bewegen sich Elektronen (negativ geladen) auf Schalen oder Orbitalen um den Kern.

1.4 Lewis-Diagramme

Lewis-Diagramme stellen die Valenzelektronen (Elektronen der äußersten Schale) von neutralen Atomen oder Ionen auf einfache Weise dar. Einzelne Elektronen werden durch Punkte dargestellt, Elektronenpaare durch zwei Punkte oder einen Strich. Die Valenzelektronen sind an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt. Atome neigen dazu, bei der Verbindung mit anderen Atomen die Elektronenkonfiguration des nächstgelegenen Edelgases zu erreichen, was oft bedeutet, acht Valenzelektronen zu haben (Oktettregel). Das Hydrid-Ion (H⁻) ist eine Ausnahme, da es die Helium-Konfiguration mit zwei Valenzelektronen erreicht. Elemente derselben Gruppe haben ähnliche Lewis-Strukturen.

2. Chemische Bindung

Eine chemische Bindung zwischen Atomen entsteht durch die Wechselwirkung der Valenzelektronen. Atome neigen dazu, sich so zu verbinden, dass sie maximale Stabilität erreichen, was oft einer minimalen Energie entspricht. Edelgase haben eine sehr stabile Elektronenkonfiguration, meist mit acht Valenzelektronen. Atome anderer Elemente streben bei der Bindungsbildung oft die Elektronenkonfiguration eines Edelgases an; dies wird als Oktettregel bezeichnet.

2.1 Arten chemischer Bindungen

Es gibt verschiedene Arten chemischer Bindungen zwischen Atomen:

• Ionenbindung: Ein oder mehrere Valenzelektronen werden von einem Atom auf ein anderes übertragen. Es entstehen Ionen (geladene Teilchen), die sich aufgrund ihrer entgegengesetzten Ladungen anziehen.
• Kovalente Bindung: Valenzelektronen werden zwischen Atomen geteilt.
• Metallbindung: Valenzelektronen werden von den Metallatomen gemeinsam genutzt (Elektronengas).

2.2 Moleküle und Kristalle

Elemente in der Gasphase liegen oft als zweiatomige Moleküle vor (z. B. O₂, N₂). Moleküle sind die kleinsten Einheiten einer Verbindung, die deren Eigenschaften noch besitzen. Sie bestehen aus einer begrenzten Anzahl von Atomen. Atome bilden jedoch nicht immer definierte Moleküle. Manchmal bilden sie ausgedehnte Gitter oder Netzwerke mit einer spezifischen geometrischen Struktur (Kristalle).

3. Ionenbindung

Eine Ionenbindung entsteht, wenn Metallatome Elektronen an Nichtmetallatome abgeben. Elemente, die Ionenbindungen eingehen, stehen im Periodensystem typischerweise weit voneinander entfernt. Durch die Elektronenübertragung entstehen Ionen mit entgegengesetzten elektrischen Ladungen. Diese Ionen ziehen sich stark an (elektrostatische Anziehung).

3.1 Ionenbindung: Metall & Nichtmetall

Bei ionischen Verbindungen (Bindung zwischen Metall und Nichtmetall) ist die Stabilität der Verbindung größer als die der einzelnen Atome. Die Ionen erreichen dabei oft die stabile Elektronenkonfiguration eines Edelgases (Oktettregel).

3.2 Ionenkristalle

In Ionenkristallen ziehen sich die entgegengesetzt geladenen Ionen gegenseitig an und bilden ein regelmäßiges, dreidimensionales Gitter (Kristallgitter). Kristalle bilden sich durch die Anziehung zwischen Metall- und Nichtmetall-Ionen. Die Ionen besetzen feste Plätze im Gitter. Ionenkristalle können verschiedene Strukturen haben, z. B. kubisch oder hexagonal. Im Caesiumchlorid-Gitter ist jedes Caesium-Ion von acht Chlorid-Ionen umgeben und umgekehrt. Im Natriumchlorid-Gitter ist jedes Natrium-Ion von sechs Chlorid-Ionen umgeben und umgekehrt.

3.3 Eigenschaften ionischer Verbindungen

Ionische Verbindungen sind sehr stabil; es wird viel Energie benötigt, um das Kristallgitter aufzubrechen (hohe Schmelz- und Siedepunkte). Im festen Zustand leiten sie keinen elektrischen Strom. Sie sind hart und spröde. Ionen können durch Schmelzen der Verbindung oder durch Lösen in Wasser voneinander getrennt werden. In diesen flüssigen oder gelösten Zuständen sind die Ionen beweglich und können elektrischen Strom leiten.

4. Kovalente Bindung

Eine kovalente Bindung entsteht, wenn Atome ein oder mehrere Elektronenpaare teilen, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Kovalente Bindungen treten typischerweise zwischen Nichtmetallatomen auf. Kovalente Verbindungen werden zwischen Nichtmetallatomen durch das Teilen von Valenzelektronen gebildet.

4.1 Lewis-Diagramme

Lewis-Diagramme können kovalente Bindungen darstellen, indem geteilte Elektronenpaare als Punkte oder Striche zwischen den Atomen gezeigt werden. Es können Einzel-, Doppel- oder Dreifachbindungen gebildet werden.

4.2 Kovalente Stoffe: Moleküle & Kristalle

Kovalente Stoffe lassen sich in zwei Haupttypen einteilen: molekulare Stoffe und Atomgitter (Kristalle). Molekulare Stoffe bestehen aus diskreten Molekülen, die durch kovalente Bindungen innerhalb des Moleküls zusammengehalten werden. Zwischen den Molekülen wirken schwächere Kräfte (z. B. Van-der-Waals-Kräfte). Kovalente Kristalle (Atomgitter) bestehen aus einem riesigen Netzwerk von Atomen, die alle durch kovalente Bindungen verbunden sind. Hier gibt es keine einzelnen Moleküle; der gesamte Kristall ist quasi ein einziges großes Molekül.

4.3 Eigenschaften kovalenter Stoffe

Die Eigenschaften kovalenter Stoffe hängen vom Typ ab. In molekularen Stoffen sind die Bindungen innerhalb der Moleküle stark, aber die Kräfte zwischen den Molekülen sind schwach. Daher haben molekulare Stoffe oft niedrige Schmelz- und Siedepunkte und sind schlechte elektrische Leiter. Kovalente Kristalle (Atomgitter) haben sehr hohe Schmelzpunkte, sind sehr hart und spröde und leiten weder Strom noch Wärme (Ausnahmen wie Graphit). Sie sind meist unlöslich in Wasser.

6. Metallbindung

Metalle bilden eine Metallbindung. Sie bestehen nicht aus einzelnen Molekülen, sondern aus einem Gitter von Metallatomen.

6.1 Das Elektronengas-Modell

Nach dem Elektronengas-Modell geben die Metallatome ihre Valenzelektronen ab. Diese Elektronen sind nicht an einzelne Atome gebunden, sondern bewegen sich frei im gesamten Metallgitter und bilden eine Art 'Elektronengas' oder 'Elektronenwolke', die die positiv geladenen Metall-Ionen zusammenhält. Metallatome bilden ein dicht gepacktes Kristallgitter.

6.3 Eigenschaften von Metallen

Metalle sind bei Raumtemperatur meist fest (Ausnahme: Quecksilber ist flüssig). Sie sind gute elektrische Leiter, da die Elektronen im Elektronengas frei beweglich sind. Metalle sind duktil (ziehbar) und formbar (verformbar/walzbar), da sich die Atom-Schichten unter Belastung verschieben können, ohne dass die Bindung bricht. Sie haben relativ hohe Schmelzpunkte und sind in Wasser meist unlöslich. Metalle neigen zur Oxidation.

6.4 Legierungen

Legierungen sind Gemische aus mindestens einem Metall mit einem oder mehreren anderen Elementen (Metallen oder Nichtmetallen). Sie werden oft hergestellt, indem die Komponenten bei hohen Temperaturen geschmolzen und vermischt werden. Beim Abkühlen entsteht ein fester Stoff. Legierungen sind feste Lösungen verschiedener Elemente in einem Metallgitter. Sie haben oft verbesserte Eigenschaften im Vergleich zu den reinen Metallen.

8. Das Mol

Das Mol ist die SI-Einheit der Stoffmenge. Ein Mol ist die Stoffmenge, die so viele Teilchen (Atome, Moleküle, Ionen etc.) enthält, wie Atome in 12 Gramm des Kohlenstoff-Isotops ¹²C enthalten sind. Diese Anzahl ist die Avogadro-Konstante, ca. 6,022 x 10²³ Teilchen. Die Molmasse eines Elements (in g/mol) ist numerisch gleich seiner Atommasse (in u). Die Molmasse einer Verbindung (in g/mol) ist numerisch gleich ihrer Molekülmasse oder Formelmasse (in u).

8.1 Molmasse und Formelmasse

Die Molmasse einer Verbindung (oder Formelmasse) ist die Summe der Atommassen aller Atome in der chemischen Formel, ausgedrückt in g/mol. Atom- und Molekülmassen werden oft in atomaren Masseneinheiten (u) angegeben. Für kovalente Verbindungen entspricht die Molmasse der Molekülmasse. Beispiel: Salzsäure (HCl). Molmasse = Atommasse H (ca. 1,01 u) + Atommasse Cl (ca. 35,45 u) = ca. 36,46 g/mol. Für Ionenverbindungen spricht man von der Formelmasse. Beispiel: Kaliumiodid (KI). Formelmasse = Atommasse K (ca. 39,10 u) + Atommasse I (ca. 126,90 u) = ca. 166,00 g/mol.

8.2 Prozentuale Zusammensetzung

Die prozentuale Zusammensetzung (Massenanteil) einer Verbindung gibt die Masse jedes Elements in 100 g der Verbindung an (in Prozent).

8.3 Molvolumen von Gasen

Das Molvolumen eines idealen Gases unter Normalbedingungen (0 °C oder 273,15 K und 101,325 kPa oder 1 atm) beträgt 22,414 L/mol. Dies ist das Volumen, das ein Mol eines Gases unter diesen spezifischen Bedingungen einnimmt.

8.4 Konzentration von Lösungen

Die Konzentration einer Lösung kann auf verschiedene Weisen angegeben werden:

• Massenprozent: Masse des gelösten Stoffes pro 100 g Lösung (z. B. 4%ige NaOH-Lösung bedeutet 4 g NaOH in 100 g Lösung).
• Volumenprozent: Volumen des gelösten Stoffes pro 100 ml Lösung (z. B. 96%iger Alkohol bedeutet 96 ml reiner Alkohol in 100 ml Lösung).
• Stoffmengenkonzentration (Molarität): Stoffmenge des gelösten Stoffes (in Mol) pro Liter Lösung. Die Einheit ist Mol/L oder M. Beispiel: Eine Lösung mit 0,01 Mol gelöstem Stoff pro Liter Lösung hat eine Konzentration von 0,01 M oder 0,01 mol/L.