Grundlagen der Chemie: Periodensystem, Atome, Bindungen

Gruppen im Periodensystem

Eine Übersicht über wichtige Elementgruppen und ihre Eigenschaften:

• Gruppe 1: Alkalimetalle. In dieser Gruppe nimmt die Dichte tendenziell zu, während Schmelz- und Siedepunkte mit steigender Ordnungszahl sinken.
• Gruppe 2: Erdalkalimetalle.
• Gruppe 13: Borgruppe.
• Gruppe 14: Kohlenstoffgruppe.
• Gruppe 15: Stickstoffgruppe (Pniktogene).
• Gruppe 16: Chalkogene.
• Gruppe 17: Halogene. In dieser Gruppe steigen Dichte, Siede- und Schmelzpunkte mit zunehmender Ordnungszahl.
• Gruppe 18: Edelgase. Sind bei Raumtemperatur einatomige Gase und neigen nicht dazu, sich mit anderen Atomen zu Verbindungen zu verbinden.

Maximale Elektronenkapazität der Unterschalen: S(2), P(6), D(10), F(14).

Elektronenkonfiguration (Auffüllschema)

Die Besetzung der Atomorbitale mit Elektronen folgt einem bestimmten Schema:

1S
2S 2P
3S 3P 3D
4S 4P 4D 4F
5S 5P 5D 5F
6S 6P
7S

Atomare Eigenschaften und Bindungen

Ionenbildung

Ein Kation bildet sich, wenn ein Atom ein oder mehrere Elektronen verliert. Ein Anion bildet sich, wenn ein Atom ein oder mehrere Elektronen gewinnt.

Atom- und Ionenradien

Atomradius

Der Atomradius zeigt folgende Trends im Periodensystem:

• Innerhalb einer Periode (von links nach rechts) nimmt der Atomradius tendenziell ab, da die Kernladung bei gleicher Schalenanzahl zunimmt.
• Innerhalb einer Gruppe (von oben nach unten) nimmt der Atomradius mit zunehmender Ordnungszahl zu, da neue Elektronenschalen hinzukommen.

Das Atomvolumen wird durch das Volumen der Elektronenhülle bestimmt und variiert analog zum Atomradius.

Ionenradius

Wenn ein Atom ionisiert wird, ändert sich sein Volumen:

• Verliert ein Atom Elektronen, wird es zum Kation und sein Radius nimmt ab.
• Gewinnt ein Atom Elektronen, wird es zum Anion und sein Radius nimmt zu.

Metallcharakter

Der metallische Charakter eines Elements hängt von seiner Fähigkeit ab, Elektronen abzugeben:

• Je weniger Valenzelektronen ein Element besitzt und je leichter diese abgegeben werden können, desto ausgeprägter ist sein metallischer Charakter.
• Je größer das Atom (und somit geringer die Anziehung der Valenzelektronen durch den Kern), desto stärker ist tendenziell sein metallischer Charakter.

Grundlagen der chemischen Bindung

Die chemische Bindung ist der Zusammenhalt von Atomen in einem Molekül oder Kristall, bedingt durch elektrostatische Anziehungskräfte zwischen ihnen. Chemische Bindungen führen zur Bildung von:

• Molekülen: Diskrete Gruppen von Atomen, die durch kovalente Bindungen zusammengehalten werden.
• Kristallen: Regelmäßige, dreidimensionale Anordnungen von Atomen, Ionen oder Molekülen.

Dabei ist die Oktettregel zu berücksichtigen: Atome (insbesondere der Hauptgruppenelemente) neigen dazu, sich mit anderen Atomen so zu verbinden, dass sie acht Elektronen in ihrer äußersten Schale (Valenzschale) erreichen (das Oktett) und so eine größere Stabilität erlangen (Edelgaskonfiguration).

Arten chemischer Bindungen und Stoffeigenschaften

Es gibt verschiedene Arten von chemischen Bindungen, die zu Stoffen mit unterschiedlichen Eigenschaften führen:

Ionenbindung

Die Ionenbindung ist die Bindung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen (Kationen und Anionen), die durch elektrostatische Anziehungskräfte entsteht. Diese Bindungsart tritt typischerweise zwischen einem Metall (gibt Elektronen ab und wird zum Kation) und einem Nichtmetall (nimmt Elektronen auf und wird zum Anion) auf. Durch diese Bindung entstehen Ionensubstanzen (Salze), in denen Millionen von Ionen eine riesige, dreidimensionale, kontinuierliche Struktur bilden, den sogenannten Ionenkristall oder Ionengitter. Eine ionische Verbindung wird symbolisch durch eine Verhältnisformel dargestellt, die das Zahlenverhältnis der Ionensorten im Ionenkristall angibt. Dieses Verhältnis wird durch das Prinzip der Ladungsneutralität bestimmt.

Eigenschaften ionischer Substanzen

• Sind bei Raumtemperatur meist kristalline Feststoffe.
• Haben hohe Schmelz- und Siedepunkte.
• Sind hart, aber spröde.
• Ihre Löslichkeit in Wasser ist sehr variabel; polare Lösungsmittel wie Wasser können die Ionenbindungen überwinden.
• Sind sie löslich, dissoziieren sie in Ionen, wodurch ihre wässrigen Lösungen elektrisch leitfähig werden (Elektrolyte).
• Leiten im festen Zustand keinen elektrischen Strom, jedoch in geschmolzenem Zustand oder in Lösung.

Kovalente Bindung (Atombindung)

Die kovalente Bindung (auch Atombindung oder Elektronenpaarbindung genannt) tritt typischerweise zwischen Nichtmetallatomen auf. Da alle beteiligten Atome Elektronen aufnehmen möchten, um eine stabile Elektronenkonfiguration (Oktettregel) zu erreichen, ist die gemeinsame Nutzung von einem oder mehreren Elektronenpaaren der Weg zur Bindung. Es können sich bilden:

Molekulare Stoffe (kovalent)

Bestehen aus diskreten Molekülen, die untereinander durch relativ schwache intermolekulare Kräfte (z.B. Van-der-Waals-Kräfte, Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, Wasserstoffbrückenbindungen) zusammengehalten werden.

Eigenschaften molekularer Stoffe

• Niedrige Schmelz- und Siedepunkte (oft Gase, Flüssigkeiten oder leicht schmelzbare Feststoffe bei Raumtemperatur).
• Im festen Zustand oft geringe Dichte und Weichheit.
• Löslichkeit ist variabel: Polare Moleküle lösen sich in polaren Lösungsmitteln, unpolare Moleküle in unpolaren Lösungsmitteln ("Gleiches löst sich in Gleichem").
• Sind in der Regel Nichtleiter des elektrischen Stroms (da keine freien Ladungsträger vorhanden sind).

Atomare kovalente Stoffe (Atomkristalle)

Die Atome sind durch kovalente Bindungen verbunden, bilden aber keine diskreten Moleküle, sondern eine durchgehende, dreidimensionale Gitterstruktur (Atomgitter). Die kovalenten Bindungen im Gitter sind sehr stark.

Eigenschaften atomarer kovalenter Stoffe

• Sehr hohe Schmelz- und Siedepunkte.
• Große Härte (z.B. Diamant).
• Sind dichte Feststoffe.
• Unlöslich in den meisten Lösungsmitteln.
• Leiten den elektrischen Strom in der Regel nicht (Ausnahme: Graphit, aufgrund delokalisierter Elektronen).

Metallische Bindung

Die metallische Bindung tritt zwischen Metallatomen auf. Die Metallatome geben ihre Valenzelektronen ab, die ein frei bewegliches "Elektronengas" bilden. Die positiv geladenen Atomrümpfe werden durch dieses Elektronengas zusammengehalten, das sich über den gesamten Metallkristall erstreckt.

Eigenschaften metallischer Stoffe

• Metallischer Glanz.
• Gute elektrische und thermische Leitfähigkeit (aufgrund der frei beweglichen Elektronen).
• Verformbarkeit (Duktilität: zu Drähten ziehbar; Schmiedbarkeit: zu Blechen formbar).
• Hohe Dichte (meistens).
• Hohe Schmelz- und Siedepunkte (meistens, mit Ausnahmen wie Quecksilber, Gallium).
• Sind bei Raumtemperatur meist fest (Ausnahme: Quecksilber).
• Unlöslich in üblichen Lösungsmitteln (können aber Legierungen mit anderen Metallen bilden).

Legierungen sind Mischungen oder metallische Verbindungen, die aus zwei oder mehr Elementen bestehen, von denen mindestens eines ein Metall ist. Oft sind es feste Lösungen von Metallen in einem anderen Metall (z.B. Bronze, Messing, Stahl).