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Atombindung

Atombindung

Die Atombindung (auch Elektronenpaarbindung oder kovalente Bindung) ist eine chemische Bindung und als solche bei chemischen Stoffen für den festen Zusammenhalt der Atome verantwortlich. Sie entsteht durch elektrostatische Anziehungskräfte zwischen den Atomen. Durch die Atombindung entstehen entweder Moleküle (Beispiel: Kohlenstoffdioxid CO2), Komplexe oder Atomgitter (Beispiel: Siliziumdioxid SiO2), die nach außen hin neutral sind. Atombindungen bilden sich vor allem zwischen den Atomen der Nichtmetall-Elemente (Elemente mit hoher Elektronegativität) aus, sie sind aber auch in Komplexen zu finden. Ist die Elektronegativität von zwei Bindungspartnern gleich, wie es bei Elementmolekülen stets der Fall ist, entsteht eine unpolare, auch homöopolare genannte, Atombindung. Unterscheiden sich die Bindungspartner in ihrer Elektronegativität, kann eine polare Atombindung entstehen. Ausnahmen bilden symmetrische Moleküle wie CO2 Charakteristische Eigenschaften:
- Niedriger Schmelz- und Siedepunkt
- Nichtleiter
- Gemeinsam genutzte Elektronenpaare

Donator-Akzeptor-Prinzip

Nach Walter Kossel (1915) und Gilbert Newton Lewis (1916) sind die Elementatome bestrebt, durch chemische Bindung die im Periodensystem nächst gelegene Edelgas-Konfiguration zu erreichen, indem sie die entsprechende Zahl an Elektronen abgeben (Metalle), aufnehmen (Nichtmetalle), oder miteinander teilen. In vielen Fällen erreichen die Atome so ein Elektronenoktett, das ist eine Valenzschale mit vier Elektronenpaaren, also mit acht Elektronen. Die Oktettregel gilt meistens für die Elemente der zweiten Periode, die Alkalimetalle und die Erdalkalimetalle, und in vielen Fällen für die Halogene. Da für Wasserstoff das nächstgelegene Edelgas das Helium ist, dieses aber als einziges Edelgas nur 2 Elektronen hat, ist für den Wasserstoff schon mit zwei Elektronen die Edelgasregel erfüllt, hier als Zwei-Elektronen-Regel. Da nun Nichtmetall-Atome nur Elektronenakzeptoren sind, schließen sie sich bevorzugt so zusammen, dass sich ihre Valenzelektronen gegenseitig zu einem Oktett ergänzen (Ausnahme Wasserstoff: für ihn genügt ein Duplett):

Bindende Elektronenpaare aus einsamen Valenzelektronen

Beispiel: formale Bindungsbildung bei Chlorwasserstoff : H \cdot + \cdot \overline \rightarrow H- \overline Ein Nichtmetallatom kann so viele bindende Elektronenpaare ausbilden, wie es einsame Valenzelektronen hat. Dabei sind auch Doppelbindungen und Dreifachbindungen möglich. Beispiele:

Bindende Elektronenpaare aus nichtbindenden Valenzelektronenpaaren

Diese Art der Ausbildung kovalenter Bindungen tritt bei den Wasserstoffbrückenbindungen und bei der koordinativen Bindung in Komplexverbindungen auf. Beispiele:

Elektrostatische Anziehung

Komplexverbindung Die Entstehung der elektrostatischen Anziehung in der Atombindung lässt sich mit Hilfe des Atommodells von Ernest Rutherford veranschaulichen: Bei weit voneinander entfernten Atomen überwiegt die Anziehungskraft zwischen den Kernen und den Elektronenhüllen des jeweils anderen Bindungspartners. In sehr großer Nähe überwiegen die Abstoßungskräfte zwischen den Hüllen und Kernen. Abstoßung und Anziehung sind bei einem bestimmten Abstand der Bindungspartner voneinander im Gleichgewicht. Dieser Abstand ist kleiner als die Summe der Radien der beiden Atome. Das bedeutet, dass sich die Elektronenhüllen gegenseitig teilweise durchdringen müssen. Diese erhöhte negative Ladungsdichte zwischen den beiden Atomkernen zieht diese jeweils an. (Beispiel: der Atomradius des Iodatoms beträgt 2,15 · 10-10 m, der Abstand der Beiden Atom-Mittelpunkte im Jodmolekül I2 beträgt nur 2,66 · 10-10 m.

Geometrie

Räumliche Ausrichtung

Die Atombindung in Atomgittern, Molekülen oder Komplexen weist so in definierte Raumrichtungen, die in der räumlichen Struktur der Atomorbitale begründet sind. Bei Teilchen, die mehr als zwei Bindungspartner aufweisen, lassen sich damit spezifische Bindungswinkel nachweisen. Aus der Kenntnis der Anzahl der bindenden und nichtbindenden Elektronenpaare lassen sich diese Bindungswinkel mit Hilfe des (didaktischen) Elektronenwolkenmodells ermitteln: Eine Elektronenwolke kann einzelne Elektronen (bei Radikalen), nichtbindende Elektronenpaare, Einfach-, Zweifach oder Dreifachbindungen enthalten. Die Bindungswinkel ergeben sich aus der Anordnung dieser Kugelwolken mit möglichst großem Abstand voneinander: Die Bindungswinkel sind idealisierte Werte. In realen Molekülen können starke Abweichungen auftreten: Beispiele: Elektronenwolkenmodell
- Der tatsächliche Bindungswinkel im Wassermolekül beträgt nicht 109° sondern 104° auf Grund der abstoßenden Wirkung der nichtbindenden Elektronenpaare auf die bindenden. Siehe dazu chemische Struktur.
- Liegt in einem Molekül Delokalisation der π-Elektronen vor, entspricht der Bindungswinkel nicht den Werten, die sich aus den mesomeren Grenzstrukturen ermitteln lassen. So ist der CNC-Bindungswinkel der Peptidbindung nicht 109°, wie er sich aus Grenzstruktur 1 ergeben würde, sondern 122°, wie er sich eher aus Grenzstruktur 2 ergibt. Der CCN-Bindungswinkel beträgt 116°.

Bindungslänge

Die Atomabstände in Molekülen und Komplexen mit kovalenter Bindung können durch Analyse der Rotationsspektren ermittelt werden. Hier hängt die Bindungslänge zunächst von der Größe der gebundenen Atom ab: Je größer ihr Radius, desto größer ist ihr Abstand. Beispiel: Vergleich der Halogen-Wasserstoff-Verbindungen Bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen lässt sich erkennen, dass ihr Abstand auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare abhängt: Je mehr bindende Elektronenpaare vorhanden sind, desto größer ist ihre Anziehung auf die Atomkerne, desto kürzer ist der Bindungsabstand. Eine Delokalisation wirkt sich bei Mehrfachbindungen verlängernd auf den Atomabstand aus, da dadurch die negative Ladung zwischen den Bindungspartnern verringert wird. Einfachbindungen werden durch Delokalisation verkürzt. Beispiele:
- Der Kohlenstoff-Stickstoff-Abstand in der Peptidbindung (siehe Abbildung oben) liegt mit 133 pm zwischen einer C-N-Einfachbindung mit 147 nm und einer C=N-Doppelbindung mit 130 nm. Durch Vergleich der gemessenen Bindungslängen mit den auf Grund der mesomeren Grenzstrukturen theoretisch erwarteten Bindungslängen lässt sich der Grad der Delokalisation abschätzen.
- Im Graphit beträgt der C-C-Abstand innerhalb einer Schicht des Schichtengitters 142 pm und liegt damit zwischen einer Einfach- und einer Doppelbindung. (Zwischen den Schichten beträgt der Abstand 335 pm. Dies deutet auf eine schwache Wechselwirkung hin.)

Bindungsenergie

Die Bindungsenthalpie der Atombindung ist durch die Enthalpieänderung bei der Dissoziation von Molekülen in ihre Atome in der Gasphase definiert. Sie hängt, wie die Bindungslänge (siehe oben), sowohl von der Größe der gebundenen Atome als auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare ab: Je größer der Radius der Bindungspartner, desto größer ist ihr Abstand und desto kleiner ist die Bindungsenergie. Bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen lässt sich erkennen, dass ihr Abstand auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare abhängt: Beispiel: Für delokalisierte Atombindungen gilt entsprechend, dass sie energieärmer als eine Mehrfachbindung, aber energiereicher als eine Einfachbindung sind. So beträgt die Bindungsenthalpie im Benzol 147 kJ/mol.

Molekülorbitale

Kompliziertere, wellenmechanische Vorstellungen vom Atombau erklären die Atombindung dadurch, dass sich Atome mit einfach besetzten Orbitalen einander nähern und durch Überlappung der unvollständig besetzten Atomorbitale ein vollständig besetztes Molekülorbital bilden. Das bindende Molekülorbital (sozusagen der Raum der größten Aufenthaltswahrscheinlichkeit des gemeinsamen Elektronenpaars) besitzt dabei ein niedrigeres Energieniveau als die beiden Atomorbitale vor der Knüpfung der Atombindung. Näheres dazu siehe bei Molekülorbital.

Polare Atombindung

Unterscheiden sich die Bindungspartner in der Elektronegativität, ist die Elektronendichte im Molekülorbital nicht gleichmäßig verteilt. Ihr Schwerpunkt ist in Richtung des elektronegativeren Partners verschoben, da das Atom mit der größeren Elektronegativität die Elektronen näher zu sich heran zieht. Dadurch erhält dieser Bereich der Bindung eine negative Partialladung, durch δ- symbolisiert. Das andere Ende der Bindung verarmt entsprechend an negativer Ladungsdichte, es erhält eine positive Partialladung, δ+. Beispiel: H-O-Bindung Elektronegativitäten (EN): EN(H) = 2,20, EN(O) = 3,44. Damit liegt der negative Ladungsschwerpunkt näher beim Sauerstoff: Man nennt solche Atombindungen polare Bindungen, da Pole mit unterschiedlichen Teilladungen entstehen. Ab einer Elektronegativitäts-Differenz von ~1.5 spricht man wieder von Ionenbindung, da eine Elektronenabgabe stattfindet. Polare Bindungen können dazu führen, dass ein gesamtes Molekül polar ist: Es wird Dipol-Molekül genannt. Die Polarität des Moleküls hängt nicht nur von der Polarität der Bindungen sondern auch vom Molekülbau ab.

Siehe auch


- Molekül
- Molekülorbital
- MO-Theorie
- Bohrsches Atommodell
- Elektronenhülle
- Elektronenpaar
- Ionenbindung
- Metallische Bindung Kategorie:Chemische Bindung ja:共有結合

Chemische Bindung

Chemische Bindung ist die Bezeichnung für den Zusammenhalt der kleinsten Teilchen in chemischen Stoffen. Die kleinsten Teilchen können Atome, Anionen, Kationen oder Moleküle sein. Durch Lösen und Knüpfen von chemischen Bindungen in einer chemischen Reaktion entstehen Stoffe mit neuen Eigenschaften.

Starke Bindungen

Stoffe, die über Starke Bindungen verfügen, zeichnen sich durch hohe Bindungs- oder Gitterenergien aus. Dadurch ergeben sich hohe Schmelz- und Siedetemperaturen.

Oktettregel und Wertigkeit der Elemente

Walter Kossel (1915) und Gilbert Newton Lewis (1916) entwickelten die Oktettregel zur Erklärung der Zahlenverhältnisse der Elemente in chemischen Bindungen. Demnach sind die Elementatome bestrebt, durch chemische Bindung die im Periodensystem nächst gelegene Edelgas-Konfiguration zu erreichen, in dem sie die entsprechende Zahl an Elektronen abgeben oder aufnehmen. Die bestimmende Eigenschaft ist somit die Wertigkeit der Elemente. Beispiele:
- Fluor nimmt ein Elektron auf und erhält als F- die Konfiguration des Neons.
- Kalzium gibt zwei Elektronen ab und erhält damit die Konfiguration des Argons. Die Bezeichnung Oktett-Regel leitet sich von den acht Valenzelektronen der Edelgase ab. Diese Regel gilt allerdings nur in der 1. und 2. Periode der Hauptgruppenelemente ohne Einschränkung. Bei den Hauptgruppenelementen der übrigen Perioden können auch andere Konfigurationen erreicht werden. So hat der Schwefel in der Schwefelsäure 12 Elektronen. Die Nebengruppenelemente erreichen zuweilen andere, relativ stabile Konfigurationen.

Metallcharakter im Periodensystem

Innerhalb des Periodensystems nimmt der Metallcharakter der Atome von links nach rechts ab und von oben nach unten zu. Entsprechend findet man fließende Übergänge zwischen den drei Bindungsarten, an welchen Metalle und Nichtmetalle beteiligt sind. Für den Ionencharakter gilt das gleiche Prinzip in umgekehrter Richtung. Hierzu einige Beispiele aus der 3. Periode: 3. Periode Innerhalb der Verbindungen des Chlors mit den Elementen der 3. Periode des Periodensystems nimmt der Ionencharakter der Bindungen immer mehr ab und der kovalente Charakter zu.
dient dem Zeilenumbruch, bitte nicht entfernen
Chlor Innerhalb der Verbindungen des Natriums mit den Elementen der 3. Periode nimmt der Metallcharakter der Bindungen immer mehr ab und der Ionencharakter immer mehr zu.
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Natrium Innerhalb der Metallgitter oder Moleküle der Elemente der 3. Periode nimmt der Metallcharakter immer mehr ab und der kovalente Charakter zu.
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Entsprechend der Oktettregel kommt eine chemische Bindung formal dadurch zustande, dass Nichtmetallatome als Bindungspartner Elektronen aufnehmen und Metalle Elektronen abgeben Man bezeichnet dies als Donator-Akzeptor-Prinzip.

Ionenbindung

Eine Ionenbindung wird zwischen Metall- und Nichtmetallatom dadurch ausgebildet, dass das Metallatom seine Valenzelektronen vollständig an das Nichtmetallatom abgibt. Dadurch entsteht aus dem Metallatom ein Kation und aus dem Nichtmetallatom ein Anion. Auf Grund der elektrostatischen Anziehung zwischen diesen Ionen entsteht ein Ionengitter. Beispiel: Formale Bindungsbildung von Kalziumchlorid :\cdot Ca \cdot + 2 \cdot \overline \rightarrow Ca^ + 2 \overline^-

Metallbindung

Da bei einer Metallbindung alle Bindungspartner Metalle sind, geben auch alle Atome Valenzelektronen ab. Die dadurch entstandenen Metallkationen werden durch die jetzt frei beweglichen Elektronen (das sog. Elektronengas) zusammengehalten, es entsteht ein Metallgitter. Beispiel: Formale Bindungsbildung von Natrium als Metallgitter :Na \cdot + \cdot Na \rightarrow Na^+ \left( : \right) ^+Na

Atombindung (Kovalenzbindung)

Da bei einer Atombindung alle Bindungspartner Nichtmetalle sind, nehmen auch alle Atome Valenzelektronen auf. Dadurch entstehen Moleküle oder Atomgitter, die durch bindende Elektronenpaare zusammengehalten werden.

Schwache Bindungen

Schwache Bindungen bilden sich in der Regel zwischen Molekülen aus und beeinflussen die spezifischen physikalischen Eigenschaften wie Siede- und Festpunkt. In Makromolekülen (zum Beispiel Polypeptide) treten sie auch als innermolekulare Bindungen auf. Bei sehr schwachen Bindungen wird statt des Begriffs Bindung der Begriff Wechselwirkung verwendet.
- Dipol-Dipol-Wechselwirkungen zwischen den Molekülen in flüssigem Schwefelwasserstoff;
- Dipol-Ion-Wechselwirkung beim Lösen von Salzen in Wasser, wobei die Wasser-Dipolmoleküle eine Hydrathülle um die Ionen bilden;
- Van-der-Waals-Wechselwirkung zwischen unpolaren Oktan-Molekülen. Bei schwachen Bindungen kann kein vollständiger Elektronenübergang oder Ausbildung von bindenden Elektronenpaaren formuliert werden. Hier findet nur eine Verschiebung von negativer Ladung innerhalb eines Moleküls statt, wodurch elektrische Dipole entstehen, die andere Dipole oder Ionen anziehen können (siehe polare Atombindung). In Proteinen können alle Arten der schwachen Wechselwirkung sowie Ionen- und Atombindungen auch innerhalb eines einzigen Polypeptid-Moleküls auftreten.

Elektrostatische Anziehung

Alle chemischen Bindungen und Wechselwirkungen lassen sich auf elektrostatische Anziehung zwischen entgegengesetzten Ladungen zurückführen. Erläuterungen zu der Übersicht:
- Gitterverbände bilden sich nur im festen Zustand aus. Im flüssigen Zustand bricht das Gitter zusammen, die Teilchen sind leichter gegeneinander verschiebbar, der Bindungscharakter bleibt aber erhalten.
- Durch die Ionenbindung entsteht ein Ionengitter. Beispiel Kochsalz NaCl mit Natrium-Kationen Na+ und Chlorid-Anionen Cl-.
- Durch die Metallbindung entsteht ein Metallgitter. Beispiel: Kupfer Cu, Messing (eine Kupfer-Zink-Legierung); Quecksilber ist bei Zimmertemperatur flüssig, leitet aber auch in diesem Zustand den elektrischen Strom.
- Zur Atombindung siehe dort
- Wasserstoffbrückenbindungen sind in der Regel zwischenmolekulare Wechselwirkungen. In Eis liegt unterhalb 0 °C ein Molekülgitter vor, ebenso in Zucker (Saccharose) bei Zimmertemperatur (Kristallzucker).
- Dipol-Dipol-Wechselwirkungen treten zwischen polaren Molekülen auf, die nicht die Bedingungen für eine Wasserstoffbrückenbindung erfüllen. Beispiel: Ether: H3C-O-CH3
- Ion-Dipol-Wechselwirkungen treten unter anderem beim Auflösen von Salzen in Wasser auf. Dabei umgeben die Wasserdipole die Ionen als Hydrathülle und verhindern dadurch, dass sich Kationen und Anionen wieder zu einem Gitterverband zusammenfügen.
- Van-der-Waals-Wechselwirkung entsteht zwischen unpolaren Molekülen, die sich bei Annäherung gegenseitig polarisieren, es entstehen induzierte Dipole (im Gegensatz zu den permanenten Dipol-Molekülen wie Wasser und Schwefelwasserstoff). Beispiel: Atomverbände in flüssigen Edelgasen, Molekülgitter des Iods bei Zimmertemperatur, π-Komplex bei der Bromierung des Ethens.

Räumliche Ausrichtung

In Molekülen und Atomgittern ist die räumliche Ausrichtung der Bindungspartner von der Geometrie der Atomorbitale abhängig. (Näheres siehe dazu unter Atombindung.) In Metall- und Ionengittern hängt die räumliche Struktur von der Größe der Bindungspartner ab, die sich auf einer gedachten Kugeloberfläche anordnen. (siehe dazu Kugelpackung, Kristallstruktur). Permanente oder induzierte Dipolmoleküle richten sich zueinander so aus, dass ihre entgegengesetzt geladenen Molekülteile zueinander weisen und die Teile mit gleicher Partialladung einen möglichst großen Abstand voneinander haben.

Bindungslänge

Dies ist der Abstand der Mittelpunkte der Atome oder Ionen bei chemischen Bindungen. Bei kristallinen Festkörpern mit Ionen- oder Metallgitter lassen sich die Abstände der Gitterbausteine durch Röntgen- oder Elektronenbeugung ermitteln. Da in Kristallgittern unterschiedliche Abstände der Netzebenen gemessen werden können, wird in Tabellen in der Regel der kleinste Abstand als Bindungslänge angegeben. Im Kalziumfluorid beträgt der Abstand zwischen den Kalziumkationen Ca2+ und den Fluorid-Anionen F- 235 pm. In Metallgittern beträgt der Abstand je nach Atomgröße zwischen 200 pm und 500 pm. Zur Atombindung siehe dort Wasserstoffbrückenbindungen weisen je nach Polarisierungsgrad Abstände zwischen 120 pm und 300 pm auf.

Bindungsstärke und Bindungsenergie

Eine Bindung ist um so stärker, je mehr Energie bei ihrer Bildung frei wird. Umgekehrt gilt auch: Je stärker ein Bindung ist, um so mehr Energie muss aufgewandt werden, um sie zu lösen und um so weniger reaktiv ist die Verbindung oder das Element. Als Bindungsenergie wird bei Ionenverbindungen die Gitterenthalpie angegeben, das ist die Enthalpie, die aufgewandt werden muss, um einen festen Kristall in die Gasphase zu überführen, in der die Ionen frei beweglich sind. Die Gitterenthalpie hängt einerseits von der Größe der beteiligten Ionen ab: Je größer die Ionen, desto kleiner ist die Gitterenergie, da die Anziehungskräfte mit zunehmender Entfernung der positiven Kerne von der negativen Elektronenhülle des Bindungspartners abnehmen. Beispiele: Gitterenthalpie der Fluoride der Alkalimetalle bei 25 °C in kJ pro mol: Andererseits hängt die Gitterenergie von der elektrischen Ladung der beteiligten Ionen ab: Je größer die Ladungen, desto größer sind die Anziehungskräfte und um so größer ist die Gitterenergie. Beispiele: Gitterenthalpie bei 25 °C in kJ pro mol (in den Beispielen ändert sich der Ionenradius nur wenig): Die höchste Gitterenthalpie weist Aluminiumoxid Al2O3 (Al3+ und O2-) mit 15157 kJ/mol auf. Für die Anziehungskraft K zwischen zwei entgegengesetzt geladenen Ionen mit der Ladungsmenge e1 und e2 im Abstand r gilt die mathematische Beziehung
K = \frac
Als Maß für die Bindungsstärke bei der Metallbindung kann die Schmelztemperatur verwendet werden: Je höher die Schmelztemperatur, desto stärker sind die Bindungskräfte. diese hängen wieder sowohl vom Abstand der Metallkationen als auch von der Zahl der abgegebenen Elektronen ab: Je mehr Valenzelektronen abgeben werden und je kleiner der Gitterabstand, um so größer sind die Bindungskräfte und damit die Schmelztemperaturen. Die Bindungsenthalpie der Atombindung ist durch die Enthalpieänderung bei der Dissoziation von Molekülen in ihre Atome in der Gasphase definiert. Sie hängt, wie die Bindungslänge (siehe oben), sowohl von der Größe der gebundenen Atome als auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare ab: Je größer der Radius der Bindungspartner, desto größer ist ihr Abstand und desto kleiner ist die Bindungsenergie. Bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen lässt sich erkennen, dass ihr Abstand auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare abhängt: Für delokalisierte Atombindungen gilt entsprechend, dass sie energieärmer als eine Mehrfachbindung, aber energiereicher als eine Einfachbindung sind. So beträgt die Bindungsenthalpie im Benzol 147 kJ/mol. :Die intermolekularen Wechselwirkungen haben nur noch 10 % der Bindungsstärke der starken Bindungen. Dennoch haben sie einen starken Einfluss auf Fest- und Kochpunkte der Stoffe: Bei der Wasserstoffbrückenbindung beträgt die Bindungsenthalpie bei starker Polarisierung der Bindungspartner mindestens 40 kJ/mol, bei schwacher Polarisierung höchstens 20 kJ/mol. Sie ist verantwortlich dafür, dass der Siedpunkt von Wasser bei 100 °C liegt, während der Siedepunkt von Schwefelwasserstoff –83 °C beträgt (siehe Siedepunktanomalie) Die Stärke der Ion-Dipol-Wechselwirkung ergibt sich aus der Formel
K = \frac
e1: Ionenladung
µ1: Dipolmoment
Die Stärke der Dipol-Dipol-Wechselwirkung ergibt sich aus der Formel
K = \frac
µ1,2: Dipolmomente Die Bindungsenthalpie der Van-derWaals-Wechselwirkung liegt bei einer Größenordnung von 1 kJ/mol. Ihre Betrag hängt vom Dipolmoment der Teilchen ab. Da es sich aber hier um induzierte Dipole handelt, spielt auch die Polarisierbarkeit der zunächst unpolaren Atome eine Rolle: Große „weiche“ Atome lassen sich leichter polarisieren als kleine „harte“. Dies lässt sich an den Siedepunkten der Edelgase ablesen, die mit zunehmender Größe zunehmend stärkere Van-der-Waals-Wechselwirkungen ausbilden und damit zunehmend mehr Energie benötigen, um diese Anziehungskräfte zu überwinden und in die Gasphase überzutreten. Die Siedepunkte unpolarer Moleküle hängen allerdings auch von der Oberfläche ab, mit der sie zu benachbarten Molekülen Van-der-Waals-Wechselwirkungen ausüben können. So beträgt der Siedepunkt des linearen, unverzweigten n-Pentans 36,1 °C, während das isomere 2,2-Dimethyl-propan mit der selben molaren Masse einen Siedepunkt von 9,5 °C hat, da es nahezu kugelförmig ist und damit eine geringere „Berührungsfläche“ zu Nachbarmolekülen hat. Bei geringen Bindungsenergien, die hauptsächlich durch elektrische Anziehungskräfte zustande kommen, spricht man von Physisorption. Zu der Physisorption gehört z.B. die Van-der-Waals-Bindung oder die Wasserstoffbrückenbindung. Bei größeren Bindungsenergien spricht man von Chemisorption, bei der die beteiligten Elektronen-Orbitale überlappen und so zu einer Bindung führen. Zur Chemisorption gehört die kovalente Atombindung und die Komplexbindung. Von Physisorption spricht man bei Bindungsenergien im meV-Bereich, von Chemisorption im eV-Bereich und größer. Eine genaue Grenze zwischen beiden ist oftmals nicht möglich.

Weblinks


- [http://www.chemieseite.de/allgemein/node9.php Umfangreiche Erklärungen zur chemischen Bindung] Kategorie:Chemische Bindung ja:化学結合

Elektrostatik

Die Elektrostatik befasst sich mit ruhenden elektrischen Ladungen, Ladungsverteilungen und den elektrischen Feldern geladener Körper. Schon im Altertum war bekannt, dass bestimmte Materialien nach dem Reiben kleine leichte Teilchen, z. B. Papierschnipsel, anziehen. Das griechische Wort „elektron“ für Bernstein, bei dem dieses Phänomen gut zu sehen ist, ist der Namensgeber für viele Bereiche der Naturwissenschaften. Die Elektrostatik ist ein Teilgebiet der Elektrodynamik, die die Elektrostatik um die Wechselwirkungen auch bewegter Ladungen (elektrischer Strom) und magnetischer Felder sowie deren dynamischer (zeitlicher) Entwicklung erweitert. Die Elektrostatik findet ihr Analogon in der Magnetostatik, die sich mit stationären (zeitlich konstanten) Strömen und Magnetfeldern befasst. Die Phänomene der Elektrostatik rühren von den Kräften her, die elektrische Ladungen aufeinander ausüben. Diese Kräfte werden vom Coulombschen Gesetz beschrieben. Auch wenn die im obigen Beispiel, geriebener Bernstein und Papierschnitzel, beschriebenen Kräfte klein erscheinen, ist die elektrische Kraft z. B. im Vergleich zur Gravitationskraft außerordentlich stark. So ist die elektrische Kraft zwischen einem Elektron und einem Proton (Beide bilden zusammen ein Wasserstoffatom) um ungefähr 40 Größenordnungen größer als ihre gegenseitige Anziehung aufgrund der Gravitationskraft. Die von einer gegebenen Ladung Q auf eine Probe ausgeübte Kraft ist proportional zur Ladung q der Probe. Sie lässt sich also durch die Gleichung F = Q \cdot E beschreiben. Diese Gleichung definiert das von Q begleitete elektrische Feld E. Von einem äußeren elektrischen Feld werden in elektrischen Leitern und Isolatoren unterschiedliche Effekte hervorgerufen. Die freien elektrischen Ladungen in Leitern, z. B. die Leitungselektronen der Metalle, verschieben sich makroskopisch solcherart, dass das elektrische Feld im gesamten Inneren des Leiters verschwindet (siehe Faradayscher Käfig). Dieses Phänomen wird Influenz genannt. Andererseits reagieren die lokal gebundenen Ladungen in einem Isolator, also die Elektronen und Kerne der Atome, durch eine gegenseitige Verschiebung, wodurch der Isolator polarisiert wird. Das von einem elektrischen Feld E auf eine Probe q induzierte Kraftfeld F ist konservativ, das heißt die potenzielle Energie W der Probe im elektrischen Feld ist nur abhängig von der Position x der Probe, nicht aber vom Weg, auf dem die Probe nach x bewegt wurde. Das bedeutet auch, dass sich das elektrische Feld als Gradient eines elektrostatischen Potenzials φ darstellen lässt. Die potenzielle Energie einer Probe im Potenzial ist also W = q \cdot \varphi. Der Differenz zweier elektrischer Potenziale entspricht die elektrische Spannung. Das Verschwinden des elektrischen Feldes, E=0, ist gleichbedeutend mit einem konstanten elektrischen Potenzial, φ=const. Das Feld, und damit auch das Potenzial, einer beliebigen Ladungsverteilung in einem homogenen Isolator lässt sich leicht anhand der aus dem Coulombschen Gesetz abgeleiteten Gesetzmäßigkeiten berechnen. (Das Feld in einem Leiter verschwindet.) Eine solche Berechnung ist bei räumlichen Anordnungen von Leitern, Nichtleitern und Ladungen nur in wenigen Fällen einfach. Alltäglich bekannte Phänomene der Elektrostatik beruhen auf sehr hohen elektrischen Spannungen. Als klassisches Beispiel für die elektrostatische Auf- und Entladung von Körpern können Blitze dienen. Die Ladungstrennung liegt hier zwischen Wolken und dem Erdboden vor. Die bei Blitzentladung fließenden Ströme sind extrem hoch (>100 kA). Im Kleinen taucht dieser Effekt auf, wenn man mit Gummisohlen bei trockener Luft über einen Teppichboden schlurft und sich dann bei Berührung von einem Metallgegenstand erdet: Man kriegt eine "gewischt", d. h. es findet eine Spontanentladung statt - bei der nur minimale Ströme (~10 mA) fließen.

Das elektrische Feld

erdet Aus dem Coulombschen Gesetz und der Definition des elektrischen Feldes, E = \frac, folgt für das von einer Punktladung Q am Ort x erregte elektrische Feld E am Ort x: :\vec E(\vec x) = k Q\frac Das elektrische Feld ist ein gerichtetes Vektorfeld. Für eine positive Ladung ist es genau von der Ladung weg, für eine negative Ladung zur Ladung hin gerichtet. Seine Stärke ist proportional zur Stärke der Ladung Q und umgekehrt proportional zum Quadrat des Abstands von Q. Der Proportionalitätsfaktor k ist die Naturkonstante k = \frac. Siehe Dielektrizitätskonstante. Das von einer Menge an Ladungen, Qi, erregte Feld ist die Summe der Teilbeiträge: :\vec E(\vec x) = k \sum_i Oder im Fall einer kontinuierlichen Raumladungsverteilung, ρ, das Integral: :\vec E(\vec x) = k \int d^3x' Das Gaußsche Gesetz beschreibt, dass der Fluss des elektrischen Feldes durch eine geschlossene Oberfläche A proportional zur Stärke der von der Oberfläche umschlossenen Ladung Q ist: :\int \vec d\vec \sim Q = \int \rho dV Der Gaußsche Integralsatz verknüpft Fluss und Divergenz eines beliebigen Vektorfelds: :\int \vec d \vec = \int \nabla \vec dV woraus folgt, dass die Divergenz des elektrischen Feldes proportional zur Raumladungsdichte ist: : \nabla \vec \sim \rho Das konservative elektrische Feld kann durch den Gradienten eines skalaren elektrischen Potenzials φ beschreiben werden: : \vec = - \nabla \phi Woraus die Poisson-Gleichung folgt: : \rho \sim \nabla \vec = - \nabla \nabla \phi = - \triangle \phi Das elektrische Feld ist ein Quellenfeld. Es entsteht durch die Anwesenheit von elektrischen Ladungen, der Quelle des elektrischen Feldes. Es kann definiert werden als Raum, in dem auf elektrisch geladene Körper Kräfte ausgeübt werden. Die abgeleitete SI-Einheit der elektrischen Feldstärke ist:
[E]_=\frac =\frac =\frac

Potenzial und Spannung

Da eine elektrische Ladung im elektrischen Feld eine Kraft erfährt, wird bei ihrer Bewegung durch das elektrische Feld Arbeit verrichtet, bzw. es muss Arbeit verrichtet werden, um die Ladung gegen das elektrische Feld zu bewegen. Da elektrostatische Felder wirbelfrei sind (konservatives Feld), hängt die benötigte Energie nur vom Start- und Zielort ab, nicht vom genauen Weg. "Wirbelfrei" heißt, dass die Rotation eines Feldes Null ist:
\qquad\mathrm\vec E=0\quad\leftrightarrow\quad\oint\vec E\;\mathrm\vec s=0\qquad
Somit lässt sich eine potentielle Energie der Ladung definieren. Da die Kraft proportional zur Ladung ist, gilt dies auch für die potentielle Energie. Daher kann man die potentielle Energie als Produkt der Ladung und eines Potenzials, welches sich aus dem elektrischen Feld ergibt, berechnen. Die Potenzialdifferenz zwischen zwei Punkten bezeichnet man als elektrische Spannung. Das Produkt aus der Ladung eines Teilchens und der Spannung zwischen zwei Punkten ergibt die Energie, die man benötigt, um das Teilchen vom einen Punkt zum anderen zu bringen. Die Einheit des elektrischen Potenzials und der elektrischen Spannung ist Volt. Gemäß der Definition von Potenzial und Spannung gilt Volt = Joule/Coulomb.
U_=\int_^\vec E\;\mathrm\vec s\qquad
Das Konzept der Spannung stößt an seine Grenzen, wenn dynamische Vorgänge auftreten. Für veränderliche Magnetfelder lässt sich zwar noch eine Induktionsspannung definieren, jedoch ist diese nicht mehr über eine Potenzialdifferenz definierbar. Auch ist die für eine Bewegung der Ladung von einem Punkt zum anderen benötigte Energie nur so lange gleich der Potenzialdifferenz zwischen den Punkten, wie die Beschleunigung vernachlässigbar klein ist, da nach der Elektrodynamik beschleunigte Ladungen elektromagnetische Wellen aussenden, die ebenfalls in der Energiebilanz berücksichtigt werden müssen.

Die Energie des elektrischen Feldes

In einem Plattenkondensator besteht ein näherungsweise homogenes Feld. Ist die Ladung der einen Platte Q und die der anderen Platte entsprechend -Q, sowie die Plattenfläche A, so hat dieses Feld den Wert :E = \frac. Ist der Plattenabstand d, und bringt man eine kleine Ladung \mathrmQ von der einen auf die andere Platte, so muss gegen das elektrische Feld folgende Arbeit verrichtet werden :\mathrmW = F\cdot d = E\mathrmQ\cdot d. Wegen der Energieerhaltung muss diese Arbeit zu einer Erhöhung der Energie des Kondensators führen. Diese kann aber nur im elektrischen Feld stecken. Durch den Ladungsübertrag erhöht sich die Feldstärke um :\mathrmE = \frac. Auflösen nach \mathrmQ und Einsetzen in die Arbeit ergibt :\mathrmW = \varepsilon_0 A\cdot d\cdot E\mathrmE. Nun ist aber V=A\cdot d gerade das Volumen des elektrischen Feldes. Aufintegrieren und Teilen durch V ergibt die Energiedichte :\frac = \frac\varepsilon_0 E^2.

Träger des Feldes

Im Rahmen der Quantenelektrodynamik wird die elektromagnetische Wechselwirkung durch den Austausch virtueller Photonen beschrieben.

Literatur


- John David Jackson: Klassische Elektrodynamik Walter de Gruyter, Berlin 1982, ISBN 3-11-009579-3
- Demtröder, Wolfgang: Experimentalphysik. Bd.2 : Elektrizität und Optik Springer, Berlin 2004, ISBN 3540202102

Siehe auch


- Influenz
- Coulomb
- Elektrische Kapazität
- Elektroskop
- Coulombsches Gesetz
- Antistatikband
- Gottlieb Christoph Bohnenberger

Weblinks


- [http://www.physik.uni-muenchen.de/leifiphysik/web_ph12/materialseiten/m01_estatik.htm Versuche und Aufgaben zur Elektrostatik]
- http://stshome.de/elektronik/esd/ <- Ein Artikel über Statische Ladung in Zusammenhang mit ESD Kategorie:Theoretische Elektrotechnik !

Kohlenstoffdioxid

Kohlenstoffdioxid ist eine chemische Verbindung aus Kohlenstoff und Sauerstoff und gehört damit neben Kohlenstoffmonoxid zur Gruppe der Kohlenstoffoxide. Es wird manchmal auch als Kohlendioxid bezeichnet, was aber nicht korrekt ist, da die Verbindung ein Oxid des Elementes Kohlenstoff und nicht der (lediglich kohlenstoffhaltigen) Kohle ist. Seine chemische Formel ist CO2. Kohlenstoffdioxid ist ein farb- und geruchloses Gas. Es ist in geringer Konzentration ein natürlicher Bestandteil der Luft und entsteht bei der Verbrennung von kohlenstoffhaltigen Substanzen, wenn Sauerstoff im Überschuss vorhanden ist. Auch im Organismus von Lebewesen entsteht Kohlenstoffdioxid als Kuppelprodukt der Zellatmung. Das CO2 wird dabei über den Atem abgegeben. Umgekehrt sind Pflanzen, manche Bakterien und Archaeen in der Lage, CO2 durch die Kohlenstoffdioxid-Fixierung in Biomasse umzuwandeln. So produzieren Pflanzen beispielsweise bei der Fotosynthese aus anorganischem CO2 Glukose.

Physikalische Eigenschaften

Das Kohlenstoffdioxid-Molekül ist linear aufgebaut. Obwohl die Kohlenstoff-Sauerstoff-Bindungen polar sind heben sich deren elektrische Dipolmomente durch die Molekülsymmetrie nach außen hin gegenseitig auf, so dass das Molekül selbst kein elektrisches Dipolmoment aufweist. Dennoch ist Kohlenstoffdioxid aufgrund der inneren Dipolmomente gut in Wasser löslich und absorbiert einige schmale Teile des elektromagnetischen Spektrums im Bereich der Infrarotstrahlung.

Chemische Eigenschaften

In Wasser gelöstes Kohlenstoffdioxid bildet Kohlensäure H2CO3, wobei aber mehr als 99% des Kohlenstoffdioxids nur physikalisch gelöst sind. Die Kohlensäure als solche liegt vor in einem Gleichgewicht mit ihren Dissoziationsprodukten (Spezies) Hydrogencarbonat ("Bicarbonat", HCO3–) und Carbonat (CO32–), die in einem vom pH-Wert abhängigen Mengenverhältnis zu einander stehen. Fängt man die bei der Dissoziation gebildeten Oxonium-Ionen (H+, eigentlich H3O+) durch Zugabe einer Lauge mit Hydroxidionen (OH–) ab, so verschiebt sich das Mengenverhältnis zu Gunsten von Carbonat.

Verwendung

Kohlenstoffdioxid findet im festen Aggregatzustand unter der Bezeichnung Trockeneis Anwendung in der Technik. Trockeneis schmilzt nicht, sondern sublimiert bei −78 °C, allerdings kann man es unterhalb der kritischen Temperatur von 31 °C durch Drucksteigerung zu einer farblosen Flüssigkeit verdichten. Bei der Sublimation entsteht ein weißer Nebel aus dem kaltem CO2-Luft-Gemisch und kondensierender Luftfeuchtigkeit, der als Effekt in der Bühnentechnik Einsatz findet. Viele Getränke enthalten Kohlenstoffdioxid, um beim Trinken einen besseren Erfrischungseffekt zu erzielen. Bei manchen Getränken entsteht es durch Gärung (Bier, Sekt), bei anderen wird es künstlich zugesetzt (Limonade, Sodawasser) oder es wird kohlenstoffdioxidhaltiges, natürliches Mineralwasser verwendet. Als Lebensmittelzusatzstoff trägt es die Bezeichnung E 290. Bei der Herstellung wird Kohlenstoffdioxid unter hohem Druck in das Getränk gepumpt, wobei es mit Wasser zu Kohlensäure reagiert. Da Kohlensäure eine unbeständige Säure ist, zerfällt sie beim Druckabfall durch Öffnen des Gefäßes in ihre Ausgangsprodukte: Wasser und Kohlenstoffdioxid, welches bläschenförmig aufsteigt. Der Zerfall der Kohlensäure auf der Zunge beim Trinken stimuliert die Geschmackssinneszellen, was einen Erfrischungseffekt zur Folge hat. Kohlenstoffdioxid kommt auch in Feuerlöschern zum Einsatz, da es Sauerstoff vom Brandherd verdrängt (siehe auch Brandbekämpfung, Löschmittel). Kohlenstoffdioxid wird als Dünger in Gewächshäusern eingesetzt. Grund ist der CO2-Mangel durch ungenügenden Luftaustausch, besonders im Winter bei geschlossener Lüftung und dass Pflanzen bei höheren CO2-Gehalten schneller wachsen. Dabei wird das Kohlenstoffdioxid entweder direkt als reines Gas (relativ teuer) oder als Verbrennungsprodukt aus Propan oder Erdgas verwendet (Kopplung von Düngung und Heizung). Auch durch Zuführung von organischer Substanz wird der CO2-Gehalt erhöht. Die mögliche Ertragsteigerung ist abhängig davon, wie stark das CO2 im Minimum steht, und wie hoch die Lichtintensität ist (Wirksamkeit steigt mit zunehmendem Lichtangebot). Überkritisches Kohlenstoffdioxid kann in vielen Bereichen giftige organische Lösungsmittel ersetzen und wird auch in der Halbleiterindustrie zur Reinigung von Wafern verwendet. Auch zur Extraktion von Naturstoffen wie z. B. Koffein aus Pflanzen wird superkritisches Kohlenstoffdioxid verwendet. In zunehmendem Maße kommt Kohlenstoffdioxid als natürliches Kältemittel in Klimaanlagen zum Einsatz. Kohlenstoffdioxid wird auch als Schutzgas in der Schweißtechnik eingesetzt - entweder in reiner Form oder häufiger als Zusatz zu Argon und/oder Helium. Da Kohlenstoffdioxid bei hohen Temperaturen thermodynamisch instabil ist, wird es nicht als Inertgas sondern als Aktivgas bezeichnet. CO2 wird auch in Abführmitteln (Zäpfchen) verwendet. Durch eine chemische Reaktion während der Auflösung des Zäpfchens wird CO2 freigesetzt und dehnt den Darm, was wiederum den Stuhlreflex auslöst.

Treibhausgas

Stuhlreflex Stuhlreflex Kohlenstoffdioxid absorbiert einen Teil der Wärmestrahlung (Infrarotstrahlung), während kurzwelligere Strahlung, beispielsweise sichtbares oder ultraviolettes Licht, passieren kann. Diese Eigenschaft macht Kohlenstoffdioxid zu einem so genannten Treibhausgas. Von vielen Wissenschaftlern wird die Hypothese vertreten, dass eine vom Menschen verursachte Zunahme der Treibhausgase in der Atmosphäre zum so genannten anthropogenen Treibhauseffekt führe, der einen Klimawandel (Globale Erwärmung) zur Folge habe. Einen wesentlichen Beitrag dazu leiste das CO2, das durch die Verbrennung der fossilen Energieträger Erdöl, Erdgas und Kohle freigesetzt wird. Während über die Reduktion des CO2-Ausstoßes weitgehend Einigung besteht (Kyoto-Protokoll), werden Verfahren zur CO2-Sequestrierung kontrovers diskutiert. Der Beitrag von CO2 zum Treibhauseffekt bzw. ob ein solcher nachweisbar ist, und damit die negativen Folgen der CO2-Freisetzung durch den Menschen, wird allerdings von Klimakritikern bestritten, die daher auch entsprechende Umweltschutzmaßnahmen als unnötig ablehnen. Den weltweit höchsten Kohlenstoffdioxidausstoß pro Einwohner haben die USA, Kanada, Finnland, Tschechien und Belgien (Stand 2002), wobei in Zukunft auch die stark wachsende Industrie asiatischer Staaten eine wesentliche Rolle spielen wird. In der Europäischen Union wird der Ausstoß von CO2 weiter zunehmen, obwohl durch die Verbesserung des Wirkungsgrades beispielsweise bei der Verstromung von Kohle im Elektrizitätswerk der spezifische Emmissionsgrad von 0,41 Millionen Tonnen CO2 pro Terawattstunde erzeugten Stromes im Jahr 2000 auf 0,36 Millionen Tonnen CO2 pro TWh im Jahr 2020 sinken wird. Trotz dieser Maßnahmen wird angenommen, dass die Menge des von den Kraftwerken produzierten Kohlendioxides innerhalb der EU im gleichen Zeitraum von 1250 Millionen Tonnen auf etwa 1600 Millionen Tonnen zunehmen wird. Seit dem 1. Januar 2005 besteht ein europaweites CO2-Handelssystem Emissionsrechtehandel. Jeder Staat hat sich zu bestimmten Reduktionszielen verpflichtet. Die Staaten wiederum teilen den Unternehmen, die CO2 freisetzen, nur so viel CO2-Emissionsberechtigungen zu, wie erforderlich ist, um die CO2-Reduktionsziele im jeweiligen Staat zu erreichen. Unternehmen, die durch Einsparmaßnahmen weniger Berechtigungen brauchen, als ihnen jährlich zugeteilt wurden, können diese verkaufen. Unternehmen, die mehr benötigen, müssen zukaufen. Am Ende eines Jahres muss jedes Unternehmen angeben, wieviel CO2 es ausgestoßen hat und die entsprechende Anzahl von CO2-Berechtigungen wieder abgeben. Der CO2-Emissionsbericht der Unternehmen wird vor Übergabe an die Behörde von unabhängigen Sachverständigen, z.B. Umweltgutachter überprüft. Die Preise für Berechtigungen zum Ausstoss von 1 Tonne CO2 sind von ca. (6,-- Euro Anfang 2005) auf ca. 25,-- Euro (Mitte Juli 2005) gestiegen und geben den Unternehmen damit einen deutlichen Anreiz zur Reduktion der CO2-Emissionen. In Deutschland ist die zuständige Behörde die Deutsche Emissions-Handelsstelle (DEHSt) neben den Landesbehörden, die für die Genehmigung und Kontrolle der Überwachung und Berichte zusständig sind. CO2-Berechtigungen werden z.B. in Deutschland an der Leipziger Börse (EEX) gehandelt.

Gefahren

Immer wieder kommt es zu Unfällen mit CO2. In Weinkellern, Futtersilos und Jauchegruben können sich durch Gärprozesse beträchtliche Mengen an CO2 bilden. Bei der Vergärung von einem Liter Most (Apfelwein) entstehen etwa bis zu 50 Liter Gärgas. Wenn nicht für ausreichende Entlüftung gesorgt ist, bilden sich gefährliche Konzentrationen, und zwar aufgrund der höheren Dichte von CO2 im Vergleich zu Luft vor allem in Bodennähe ("Kohlendioxid-See"). (Die Dichte von Gasen lässt sich mit der molaren Masse und der Regel von Avogadro abschätzen: Luft besteht im wesentlichen aus Stickstoff (N2) und Sauerstoff (O2), Kohlenstoffdioxid hingegen aus CO2 Molekülen, welche eine deutlich größere molare Masse haben. In einem gleichen Volumen sind auch bei unterschiedlichen Gasen ungefähr gleich viele Moleküle vorhanden, also muss die Dichte von Kohlenstoffdioxid größer sein als die von Luft.) Die weit verbreitete Ansicht, CO2 sei an sich ungiftig und wirke nur durch Verdrängen des lebensnotwendigen Sauerstoffs, ist falsch. Daher ist auch die alte "Kerzenprobe" zum Erkennen von gefährlicher Sauerstoffknappheit zu ungenau. Dies liegt auch daran, dass Kerzen auch dann noch brennen, wenn der Sauerstoff zum Atmen bereits nicht mehr reicht. Kommt CO2 in der atmosphärischen Luft noch zu ca. 0,03 Prozent vor, sind es in der menschlichen abgeatmeten Atemluft schon ca. 4,5 Volumenprozent. Im Blut gelöstes CO2 aktiviert in physiologischer und leicht gesteigerter Konzentration das Atemzentrum des Gehirns, in deutlich höherer Konzentration führt es jedoch zur Verminderung oder sogar Aufhebung des reflektorischen Atemanreizes (Atemdepression; diese Tatsache kann man sich bei gerade hyperventilierenden Personen zu Nutze machen, indem man sie in ein luftdichtes Behältnis hinein- und auch wieder daraus einatmen lässt, da so schnell atemdepressive Atemluftkonzentrationen an CO2 erreicht werden und der übersteigerte Atemantrieb der Hyperventilierenden wirkungsvoll gedämpft wird). Ab etwa 5 Prozent in der eingeatmeten Luft treten Kopfschmerzen und Schwindel auf, bei höheren Konzentrationen beschleunigter Herzschlag (Tachykardie), Blutdruckanstieg, Atemnot und Bewusstlosigkeit (die so genannte CO2-Narkose). CO2-Konzentrationen über 8 Prozent sind tödlich. Immer wieder fallen ganze Familien einer Gärgasvergiftung zum Opfer, weil mehrere Personen bei der Rettung eines Familienmitglieds selbst Kohlenstoffdioxid einatmen und bewusstlos werden. Der Ersthelfer begibt sich mit einem Rettungsversuch nur selbst in Gefahr - niemand kann mit angehaltenem Atem einen Bewusstlosen aus einem Keller tragen. Statt dessen ist eine Entlüftung (falls vorhanden) einzuschalten und der Notruf abzusetzen. Die Rettung eines Verunglückten aus CO2-verdächtigen Situationen (Weinkeller usw.) ist nur für professionelle Einsatzkräfte (Feuerwehr) mit schwerem Atemschutz möglich. In seltenen Fällen kommt es auch zu Naturkatastrophen mit Kohlenstoffdioxd; die bekannteste ereignete sich 1986 am Nyos-See in Kamerun.

Siehe auch


- Pasteur-Effekt
- CO2-Partialdruck
- Emissionsrechtehandel

Literatur


- Eike Roth: "Globale Umweltprobleme - Ursachen und Lösungsansätze", Friedmann Verlag München 2004, ISBN 3-933431-31-X (gut lesbare Darstellung des Treibhausefektes einschließlich seiner Verursachung und Diskussion der Argumente für und gegen einen anthropogenen Einfluss)

Weblinks


- http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktikchemie/umat/csaeure/kohlensaeure.htm
- http://www.umweltlexikon-online.de/fp/archiv/RUBwerkstoffmaterialsubstanz/Kohlendioxid.php
- http://www.dehst.de
- http://www.eex.de Kategorie:Chemische Verbindung Kategorie:Gas Kategorie:Umweltschutz Kategorie:Löschmittel Kategorie:Klimatologie ja:二酸化炭素 ko:이산화 탄소 ms:Karbon dioksida simple:Carbon dioxide th:คาร์บอนไดออกไซด์

Atomgitter

Ein Atomgitter ist ein Gitter, in dem die Bausteine durch Atombindungen zusammengehalten werden. Das wohl bekannteste Beispiel ist der Diamant, in dem jedes Kohlenstoffatom durch je eine Atombindung mit vier anderen Kohlenstoffatomen verbunden ist. Dies verleiht ihm die extreme Härte. Vom Atomgitter abzugrenzen sind die Molekülgitter, in denen die Atome eines Moleküls zwar untereinander durch Atombindungen zusammengehalten werden, die Moleküle untereinander aber nur durch die Van-der-Waals-Kräfte (Beispiel Methan) oder Wasserstoffbrücken (Beispiel Eis). Ein Grenzfall ist die Kohlenstoff-Modifikation Graphit, die aus (theoretisch) unendlichen Schichten von Kohlenstoffatomen besteht, die untereinander durch Atombindungen verbunden sind. Zwischen den Schichten wirken dagegen nur die Van-der-Waals-Kräfte. Dies bedingt die leichte Verschiebbarkeit der Schichten (Verwendung als Schmiermittel). Weiter Grenzfälle ergeben sich daraus, dass Atom- und Ionenbindung selber nur Idealisierungen sind, Al2O3 (Aluminiumoxid) ist ein solcher Grenzfall. Achtung Die Edelgase bestehen sowohl in der Gas- als auch in der Flüssigkeits-Phase aus Atomen. Trotzdem wird das Gitter der festen Phase nicht als Atomgitter, sondern als Edelgasgitter bezeichnet, der Zusammenhalt erfolgt nur durch die Van-der-Waals-Kräfte. Weitere Beispiele von Substanzen mit Atomgitter
- Bornitrid
- Silizium
- Bor Siehe auch
- Ionengitter
- Metallgitter
- Molekülgitter
- Edelgasgitter
- Kristall Kategorie:Chemie

Nichtmetall

Ein Nichtmetall ist ein chemisches Element, das leicht Elektronen aufnimmt, der Betrag seiner ersten Elektronenaffinität ist hoch. Die Nichtmetalle sind rechts im Periodensystem zu finden. Meistens leiten sie den elektrischen Strom nicht. Einige Nichtmetalle existieren jedoch auch in leitenden Modifikationen. So leitet Graphit den Strom, Diamant jedoch nicht. Die Nichtmetalle sind:
- Edelgase
- Halogene
- Sauerstoff, Schwefel, Selen, Stickstoff, Phosphor, Kohlenstoff, Wasserstoff Siehe auch: Halbmetall, Metall, Chalkogene Kategorie:Nichtmetall ja:非金属元素 ko:비금속 th:อโลหะ

Komplexchemie

Die Komplexchemie (Koordinationschemie) ist der Bereich der Anorganischen Chemie, der sich mit chemischen Komplexverbindungen befasst. Der Pionier der Koordinationschemie, Alfred Werner, erhielt im Jahre 1913 den Nobelpreis für Chemie für seine richtige Deutung der Struktur- und Bindungsverhältnisse in Komplexen. Das Wort Komplex leitet sich vom lateinischen Verb complecti bzw. seinem Partizip complexus ab, dessen deutsche Entsprechung umarmen, umschließen ist. Ein Komplex ist eine Struktur, bei der ein Zentralatom (meist ein Metallion), das in seiner Elektronenkonfiguration Lücken aufweist, von einem oder mehreren Molekülen oder Ionen (den Liganden) umgeben ist, die jeweils mindestens ein freies Elektronenpaar für die Bindung zur Verfügung stellen. Dieser Bindungstyp unterscheidet sich von den anderen Formen der chemischen Bindung (kovalente Bindung, Ionenbindung, Metallbindung). Man spricht von einer Komplexbindung, einer koordinativen Bindung oder auch, wenn das Zentralatom ein Metall ist, von einem Metallkomplex. Viele Komplexverbindungen sind farbig und können daher als Farbstoffe eingesetzt werden. Häufig sind Komplexverbindungen aus entsprechenden Salzen eines Zentralions zugänglich. Beispielsweise färbt sich wasserfreies, weißes Kupfersulfat bei Zugabe von Wasser hellblau. Es entsteht ein Aqua-Komplex des Kupfers, bei dem vier Wassermoleküle als Liganden des Zentralions auftreten:
CuSO4 + 4 H2O → [Cu(H2O)4]2+ SO42-
Komplexverbindungen spielen auch in der Biologie oft eine entscheidende Rolle, so enthalten die für das Leben außerordentlich wichtigen Verbindungen Hämoglobin und Chlorophyll Metallkomplexe.

Prinzipien

Die Reaktion zur Bildung eines Komplexes ist eine klassische Säure-Base-Reaktion nach der Theorie von Gilbert Newton Lewis. Hierbei stellt das Zentralatom (meistens ein Metallkation, am häufigsten Übergangsmetalle) die Lewis-Säure (Elektronenpaar-Akzeptor) dar; die Lewis-Base ist der Ligand, ein Teilchen oder Molekül, welches mindestens ein freies Elektronenpaar (Elektronenpaar-Donator) zur Bindungsbildung zur Verfügung stellen kann. Diese Art der chemischen Bindung wird als koordinative Bindung bezeichnet. Da in Komplexen mehrere (mindestens zwei) Liganden an ein Zentralatom binden, spricht man auch von Verbindungen höherer Ordnung. Die Zentralteilchen sind häufig Kationen, sie können aber auch neutral oder (selten) Anionen sein.
- kationische Zentralionen: Cu2+, Mg2+, Fe2+, Fe3+
- neutrale Zentralatome: Fe0, Cr0 Die Liganden können anorganischer oder organischer Natur sein:
- anorganische Liganden:
  - Anionen: Cl-, CN-, SCN-, Triphosphate
  - neutral: H2O, NH3, CO, NO
- organische Liganden:
  - Porphin-Ringsystem, Tartrate, Ethylendiamin, EDTA

Die Nomenklatur von Komplexverbindungen

Für die chemische Formel und den Namen von Komplexverbindungen gelten folgende Regeln:

Chemische Formel


- Koordinationseinheit in eckige Klammern, wenn Ladung vorhanden als Exponent schreiben
- Zentralatom vor Liganden
- Liganden in alphabetischer Reihenfolge
- Mehratomige Liganden in runde Klammern

Name von Komplexverbindungen


- Liganden in alphabetischer Reihenfolge vor dem Namen des Zentralatoms. Mehrfach auftretende Liganden erhalten folgende (griechische) Vorsilben: di(2), tri(3), tetra(4), penta(5), hexa(6), hepta(7), okta(8), nona(9).
- Anionische Liganden erhalten die Endung "-o". :Wichtige anionische Liganden: :F- (fluoro); Cl- (chloro); Br- (bromo); I- (iodo) :O2- (oxo); O22- (peroxo); OH- (hydroxo); H- (hydrido, hydro) :S2- (thio, sulfido); SO42- (sulfato); S2O32- (thiosulfato); NO3- (nitrato) :NO2- (nitrito, nitro bei Koordination über N bzw. nitrito-N und nitrito-O) :CN- (cyano, isocyano bei Koordination über N bzw. cyano-C und cyano-N) :SCN- (thiocyanato bzw. isothiocyanato bei Koordination über N) :Wichtige neutrale Liganden: :NH3 (ammin); H2O (aqua, veraltet aquo); CO (carbonyl); NO (nitrosyl)
- Ist die gesamte Koordinationseinheit ein Anion, erhält sie die Endung –at. Für das Zentralatom wird der lateinische Name verwendet (z.B. Argentat, Ferrat, Cuprat usw.). Ist die Koordinationseinheit neutral oder ein Kation, wird der unveränderte deutsche Name verwendet.
- Oxidationszahl (römische Ziffer) des Zentralatoms kommt hinter den Namen des Zentralatoms. :Beispiele: :[Fe(CN)6]3- Hexacyanoferrat(III); :[Cu(NH3)4]2+ Tetramminkupfer(II); :[Cr(H2O)3Cl3] Triaquatrichlorochrom(III); :[Fe(H2O)2Br2(CN)2]2- Diaquadibromodicyanoferrat(II)

Bestimmung der Oxidationszahl, Valenzelektronenzahl und Abschätzung der Stabilität

Die Oxidationszahl des Zentralteilchens wird bestimmt, indem man die Gesamtladung des Komplexes und die Ladungen der Liganden betrachtet. Die Summe der Ladungsbeiträge der Liganden und der Oxidationszahl des/der Zentralteilchen muß die Ladung des Komplexes ergeben.
- Einfach negativ geladene Liganden: z.B. Cl-, Br-, Alkyl, Hydrid, Cp;
- Neutrale Liganden: z.B. (Ph)3P, CO, C6H6, Butadien Die Anzahl der Valenzelektronen ist die Summe der Elektronen der Liganden und des Zentralteilchens, an das die Liganden koordiniert sind.
- Zentralteilchen: z.B. Fe-(0) bringt 8 Elektronen in den Komplex mit ein, weil es in der 8. Nebengruppe steht, Fe-(II) hat demnach 6 in seinen d-Orbitalen.
- Liganden: z.B. bringen Cl- und (Ph)3P zwei Elektronen mit ein, \eta^5-Cp und \eta^6-C6H6 sechs Elektronen, unverbrücktes \mu^1-CO 2 Elektronen, verbrücktes \mu^2-CO ein Elektron (\eta^n, \mu^n: siehe Haptizität) Eine Abschätzung der Stabilität kann man mit der 18-Elektronen-Regel machen, wenn diese versagt, muß man die Ligandenfeldtheorie oder MO-Theorie bemühen.

Geometrie von Komplexen

Die Koordinationszahl gibt an, mit wie vielen sog. einzähnigen Liganden ein Zentralatom sich umgibt. Bevorzugt werden die Koordinationszahlen 2, 4 und 6.
Ist die Koordinationszahl gleich:
MO-Theorie MO-Theorie MO-Theorie
- zwei, liegt ein linearer Komplex vor
- drei erhält man entweder eine trigonal-planare oder eine trigonal-aplanare (das Zentralteilchen liegt nicht exakt in der Mitte des Dreiecks, sondern leicht darüber) Struktur
- vier ergeben die Liganden ein Tetraeder oder eine quadratisch-planare Struktur
- fünf ergibt sich eine quadratisch-pyramidale oder (selten) trigonal-bipyramidale Struktur
- sechs ergeben die Liganden ein Oktaeder bzw. ein trigonales Antiprisma oder (seltener) ein trigonales Prisma
- sieben (sehr selten) erhält man eine pentagonale Bipyramide oder ein einfach überkapptes Oktaeder
- acht bilden die Liganden einen Würfel, ein quadratisches Antiprisma oder ein Trigondodekaeder nennenswert ist nur noch die Koordinationszahl 12, die ein Ikosaeder ergibt.

Symmetrie von Komplexen

siehe Gruppentheorie

Farbe von Komplexen

Komplexverbindungen sind häufig farbig, da sie über größere delokalisierte Elektronensysteme verfügen. Besonders intensive Färbungen zeigen die Charge-Transfer-Komplexe, wie z.B. das Permanganat. Siehe auch Ligandenfeldtheorie

Chelatkomplexe und Zähnigkeit

Die Zähnigkeit gibt an, wieviele Bindungen zum Zentrallatom ein Ligand ausbilden kann. Liganden, die nur eine Bindung zum Zentralatom ausbilden, werden einzähnig oder monodentat genannt. Ammoniak (NH3, im Komplex als "Ammin" bezeichnet) ist beispielsweise ein einzähniger Ligand:
H3N-M
Besitzt ein Ligand mehrere Koordinationsstellen, die auch gleichzeitig für die Koordination am gleichen Metallzentrum genutzt werden können, spricht dabei von einem Chelatliganden (griechisch chelé = Krebsschere). Diese Chelatkomplexe besitzen sowohl thermodynamisch als auch kinetisch eine höhere Stabilität. Die hohe thermodynamische Stabilität beruht auf der Erhöhung der Entropie des Systems, da zur Bildung eines beispielsweise oktaedrischen Komplexes mit einem zweizähnigen Liganden (Ligand mit zwei Koordinationsstellen) in wässriger Lösung folgende Reaktion abläuft:
[M(H2O)6] + 3 X ⇆ [MX3] + 6 H2O
bei der aus vier freien Teilchen (auf der linken Seite) sieben freie Teilchen (auf der rechten Seite) werden. Die kinetische Stabilität beruht darauf, dass sich zur Bildung des Komplexes (nach der kinetischen Gastheorie) weniger Teilchen treffen müssen und bei der Dissoziation alle Bindungen eines Liganden zum Zentralatom gleichzeitig geöffnet werden müssen. Beispiele für Chelatliganden:
- Ein zweizähniger Ligand ist beispielsweise Ethylendiamin, H2N-CH2-CH2-NH2: M / \ H2N NH2 \ / CH2-CH2
- vierzähnige Liganden: z.B. NTA: Nitrilotriessigsäure
- sechszähnige Liganden: z.B. EDTA: Ethylen-diamin-tetraacetat, (-OOC-H2C-)2 N-CH2-CH2-N(-CH2-COO-)2 EDTA kann zur Enthärtung von Wasser eingesetzt werden, da es mit Calcium zu leicht löslichen Chelatkomplexen reagiert.
- Andere bedeutende mehrzähnige Liganden sind Bipyridin und Phenanthrolin

Mehrkernige Komplexe

Mehrkernige Komplexe enthalten mehr als ein Zentralatom. Sie sind über einen Brückenliganden beispielsweise Sauerstoff oder Chlor verbunden. Häufig handelt es sich dabei um einen Mehrelektronenzentrenbindung. Cl \ / \ / Rh Rh / \ / \ Cl

Komplexstabilität

Harte und weiche Lewis-Säuren und -Basen (HSAB)

Das Konzept der harten und weichen Lewis-Säuren und -Basen (Hard and Soft Acids and Bases) wurde 1963 von Pearson eingeführt. Die Härte einer Säure nimmt mit abnehmender Größe, zunehmender Ladung und kleinerer Polarisierbarkeit der Säureteilchen zu. Basen sind umso härter, je kleiner, weniger polarisierbar und schwerer oxidierbar die Basenteilchen sind. Beispiele für Lewis-Säuren:
- Hart: Fe3+, Al3+, Ca2+, Ti4+
- Übergangsbereich: Fe2+, Cu2+, Pb2+, Zn2+
- Weich: Au+, Cu+, Cd2+, Tl+ Beispiele für Lewis-Basen:
- Hart: F-, OH-, O2-, H2O, NH3
- Übergangsbereich: Br-, N3-, NO2-
- Weich: I-, S2-, SCN- Reaktionen von "harten Säuren" mit "harten Basen" und von "weichen Säuren" mit "weichen Basen" führen zu stabileren Verbindungen als die Kombinationen "weich – hart"!

Anwendung des Massenwirkungsgesetzes

Die Lewis-Säure-Base-Reaktionen zur Komplexbildung sind Gleichgewichtsreaktionen, für die das Massenwirkungsgesetz aufgestellt werden kann. Die Gesamtreaktion kann in einzelne Schritte unterteilt werden (sog. Elementarreaktionen), d. h. jeweils für die Anlagerung eines Liganden. Das Produkt der Gleichgewichtskonstanten der einzelnen Elementarreaktionen zur Komplexbildung ergibt dann die Gleichgewichtskonstante für die Gesamtreaktion. Bild:Mwgkomplex.png Die resultierende Konstante nennt man Komplexbildungskonstante. Diese Konstante gibt auch an wie stabil der Komplex ist bzw. ob er zur Dissoziation neigt. Daher wird die Komplexbildungskonstante auch Komplexstabilitätskonstante oder Komplexassoziationskonstante KA genannt. Ihr reziproker Wert wird als Komplexdissoziationskonstante KD bezeichnet, also KA-1 = KD.

Theorien zur Bindung

Die Bindung zwischen Zentralatom und Liganden kann durch unterschiedliche Modelle mehr oder weniger umfassend erklärt werden
- elektrostatische Anziehung (siehe Ionenbindung)
- Säure-Basen-Theorie nach Gilbert Newton Lewis: Kationische Zentralionen wirken als Lewis-Säure, anionische Liganden als Lewis-Base.
- Valenzstrukturtheorie: Ligandenorbitale überlappen mit unbesetzten Hybrid-Orbitalen des Zentralatoms. Die VB-Therorie erklärt die Geometrie recht gut, aber z.B. nicht die Farbigkeit von Komplexen.
- Kristallfeldtheorie: Die Kristallfeldtheorie geht von reinen elektrostatischen Wechselwirkungen zwischen den Liganden und dem Zentralatom aus.
- Ligandenfeldtheorie: Die Ligandenfeldtheorie ist eine Erweiterung der Kristallfeldtheorie, hier werden zusätzlich Überlappungen von Metall- und Ligandenorbitalen betrachtet.

Biologische Bedeutung

Auch in der Biologie spielen Komplexe eine wichtige Rolle. Es kann sich dabei um katalytisch aktive Proteine (Enzyme) oder katalytisch nicht aktive Proteine handeln. Zahlreiche Enzyme enthalten Komplexe ihn ihren aktiven Zentren. Dieses Thema ist eines der Schwerpunktgebiete der bioanorganischen Chemie. Im allgemeinen liegt hierbei ein komplexierendes Metallatom vor, welches nicht vollständig durch Aminosäureseitenketten als Liganden komplexiert ist. Eine Ligandenstelle fungiert als aktives Zentrum zur Umsetzung oder temporären Bindung des Substrats. Häufigste Komplexzentren sind dabei Eisen, Kupfer, Zink, Calcium, Magnesium und Mangan. Es kommen aber auch ungewöhnlichere Elemente wie Vanadium vor. Insbesondere Calcium, als auch Zink-Komplexe haben insbesondere auch strukturelle Bedeutung (z.B. Zinkfinger bei der DNA-Sequenzerkennung). Bei den katalytisch nicht aktiven Proteinen finden sich z.B. Porphyrinkomplexe wie das Häm im Hämoglobin und in Cytochromen, oder das Chlorophyll (jeweils Chelatkomplexe).

Verwandte Themen


- Liganden-Abkürzungen
- 18-Elektronen-Regel
- Kristallfeldtheorie
- Ligandenfeldtheorie

Weblinks


- http://www.ddesignmedia.de/Library2/ErsteSeite.htm
- http://www.chem.uni-potsdam.de/~thomas/geo/komplex1/index.htm
- http://anorganik.chemie.uni-bonn.de/akbkhome/download/Komplexchemie.pdf
- http://www.cci.ethz.ch/vorlesung/de/al1/node16.html
- http://www.uni-giessen.de/~ge1016/skripte/ac1/ac1_kapitel5.pdf Kategorie:Teilgebiet der Chemie ja:錯体

Symmetrie

Symmetrie leitet sich vom altgriechischen symmetria her und bedeutet "Ebenmaß". Allgemeiner formuliert handelt es sich dabei um eine wechselseitige Entsprechung von Teilen eines Ganzen in Bezug auf Größe, Form, Farbe und Anordnung. Ein Objekt wird als symmetrisch bezeichnet, wenn es gegenüber bestimmten Transformationen (Symmetrieoperationen) invariant, d.h. im Erscheinungsbild unverändert ist.

Mathematik

Die Begriffe Symmetrie und symmetrisch werden in der Mathematik in mehreren Bedeutungen verwendet.
- Symmetrie in der Geometrie
- Symmetrie von Relationen (Mengenlehre)
- Symmetrische Gruppe (Algebra)
- Symmetrische Matrix
- siehe auch: Glossar mathematischer Attribute#symmetrisch

Informatik

In der Informatik gibt es die symmetrische Verschlüsselung sowie das Symmetrische Multiprocessing.

Physik


- Symmetrie (Physik)
- Supersymmetrie

Chemie


- Punktgruppen - Enthalten geometrische Symmetrieoperationen, die jeweils einen Punkt identisch lassen

Musik

In der Kompositionslehre der Musik bezeichnet die Symmetrie die Wiederholung einer Sequenz in umgekehrter Reihenfolge der Töne oder Akkorde. Siehe auch: Krebs (Musik), Umkehrung (Musik)

Tontechnik

Siehe Symmetrische Signalübertragung

Symmetrie in der Sprachwissenschaft/Philosophie

Die Symmetrie ist neben der Analogie ein grundlegendes Konzept des menschlichen Denkens. Während die Analogie für die Übertragung eines Prinzips in einen anderen Zusammenhang steht (Wie der Herr, so das Gescherr), steht die Symmetrie für ein entgegengesetztes Prinzip im gleichen Zusammenhang (Wie man in den Wald ruft, so schallt es heraus).

Biologie

In der Biologie ist die Symmmetrie ein wichtiges Bauprinzip und auch Klassifizierungsmerkmal. Radiärsymmetrie (Achsensymmetrie):
- Hohltiere
- Stachelhäuter (hier sekundäres Merkmal)
- Rosenblüte Bilateralsymmetrie (Ebenensymmetrie):
- Bilateria
- Orchideenblüte

Kunst und Kultur

Symmetrie findet sich seit Jahrtausenden in zahllosen von Menschen hergestellten Dingen. Symmetrie gilt häufig als ästhetisch und findet sich in Handwerk, Industriedesign und Architektur sowie in den bildenden Künsten.

Öffentlicher Personenverkehr

Aus betrieblichen Gründen sind Fahrpläne nach Möglichkeit so ausgelegt, dass Bahnen derselben Linie einander etwa zur vollen Stunde begegnen (Nullsymmetrie).

Weblinks


- [http://www.neues-weltbild.de/awm.htm Symmetrien der Wirklichkeit] Kategorie: Geometrie ja:対称性

Gilbert Newton Lewis

Gilbert Newton Lewis (
- 23. Oktober 1875 in Weymouth, Massachusetts, USA; † 23. März 1946 in Berkeley (Kalifornien)) war ein berühmter amerikanischer Physikochemiker. Seine Forschungen auf dem Gebiet der Valenzen eines Atoms und seiner Elektronenhülle schufen die Grundlagen für das Verständnis chemischer Bindungen. Lewis starb im Alter von 70 Jahren in seinem Labor in Berkeley an einem Herzinfarkt. Siehe auch: Säuren, Lewis-Säure, Lewisschreibweise. Lewis, Gilbert Newton Lewis, Gilbert Newton Lewis, Gilbert Newton ja:ギルバート・ルイス

Periodensystem

Das Periodensystem der Elemente, kurz Periodensystem oder PSE, bietet eine Übersicht der verschiedenen chemischen Elemente. Die Elemente werden mit steigender Kernladung (Ordnungszahl) entsprechend ihrer chemischen Eigenschaften in Perioden sowie Haupt- und Nebengruppen eingeteilt. Nachfolgend ist das Periodensystem der Elemente in seiner heute bekanntesten Form dargestellt. Die Elemente sind mit ihrer Ordnungszahl und ihrem Symbol aufgeführt. (Ein über die Ordnungszahl 118 erweitertes Periodensystem befindet sich unter Erweitertes Periodensystem).

Geschichte

Erweitertes Periodensystem Die Datierung der Entdeckung solcher Elemente, die bereits seit der Frühzeit oder Antike bekannt sind, ist nur ungenau und kann je nach Literaturquelle um mehrere Jahrhunderte schwanken. Sicherere Datierungen sind erst ab dem 18. Jahrhundert möglich. Bis dahin waren erst 15 Elemente als solche bekannt und beschrieben (Metalle wie Eisen, Kupfer, Blei, Bismut, Arsen, Zink, Zinn, Antimon, Platin, Silber, Quecksilber und Gold oder Nichtmetalle wie Kohlenstoff, Schwefel und Phosphor). Die meisten Elemente wurden im 19. Jahrhundert entdeckt und wissenschaftlich beschrieben. Zu Beginn des 20. Jahrhunderts waren nur noch zehn der natürlichen Elemente unbekannt. Seither wurden vor allem schwer zugängliche, oftmals radioaktive Elemente dargestellt. Viele dieser Elemente kommen nicht in der Natur vor und sind das Produkt von künstlichen Kernverschmelzungsprozessen. Erst im Dezember 1994 wurden die beiden künstlichen Elemente Darmstadtium (Eka-Platin) und Roentgenium (Eka-Gold) hergestellt. (siehe auch: [http://www.seilnacht.com/Lexikon/psframe.htm www.seilnacht.com]) Anfang des 19. Jahrhunderts stellte Johann Wolfgang Döbereiner erstmals einen Zusammenhang zwischen der Atommasse und den chemischen Eigenschaften einzelner Elemente fest. 1863 stellte Newlands eine nach Atommassen geordnete Tabelle der Elemente in Achtergruppen (Gesetz der Oktaven) auf. Das Periodensystem selbst wurde 1869 nahezu gleichzeitig und unabhängig voneinander von Dmitri Mendelejew (1834-1907) und Lothar Meyer (1830-1895) aufgestellt. Dabei ordneten sie ebenfalls die chemischen Elemente nach steigenden Atommassen, wobei sie Elemente mit ähnlichen Eigenschaften (Anzahl der Valenzelektronen) untereinander anordneten. Im 20. Jahrhundert wurde der Aufbau der Atome entdeckt, die Periodizität wurde durch den Aufbau der Elektronenhülle erklärt. (siehe auch Entwicklung des Periodensystems der Elemente)

Aufbau

Die chemischen Eigenschaften eines Elements werden nur durch die Eigenschaften der Elektronenhülle bestimmt, die Eigenschaften des Atomkerns spielen bis auf die Kernladung, die die Anzahl der Hüllenelektronen festlegt, keine Rolle. Das Periodensystem ist damit vollständig durch die Elektronenkonfiguration der Atome erklärbar. Die Elemente in einer Periode (Zeile des PSE) haben die gleiche Anzahl von Elektronenschalen, die Elemente einer Gruppe (Spalte des PSE) gleichen sich im Aufbau der äußeren Elektronenschale. Die Unterscheidung in Haupt- und Nebengruppen ergibt sich dadurch, dass bei letzteren nicht die äußerste, sondern die zweitäußerste Schale mit Elektronen aufgefüllt wird, bei den Lanthaniden/Lanthanoiden und Actiniden/Actinoiden die drittäußerste. Im Wesentlichen bestimmt die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Elektronenschale das chemische Verhalten eines Atoms, deshalb haben die Elemente der einzelnen Gruppen, da sie die gleiche Anzahl an Elektronen auf der äußeren Bahn haben, vergleichbare chemische Eigenschaften.. Das Element 84 (Po Polonium) und alle nachfolgenden sind radioaktiv und somit instabil. Auch innerhalb der Elemente 1 bis 83 sind 2 Stoffe enthalten, die radioaktiv, also instabil sind: Nr. 43 Tc Technetium und Nr. 61 Pm Promethium (Name nach Prometheus). So bleiben tatsächlich nur 81 stabile Elemente übrig, die in der Natur vorkommen - alle anderen sind radioaktive Stoffe. Von den radioaktiven Elementen sind nur Thorium und Uran in größeren Mengen in der Natur vorhanden, da diese Elemente Halbwertszeiten in der Größenordnung des Alters der Erde haben. Alle anderen radioaktiven Elemente sind entweder intermediäre Zerfallsprodukte des Urans und Thoriums, wie das Radium oder entstehen bei seltenen natürlichen Kernreaktionen oder durch Spontanspaltung von Uran und Thorium. Letztere können in wägbaren Mengen nur künstlich hergestellt werden. Dies gilt grundsätzlich für alle Elemente mit Ordnungszahlen über 94, von denen bis heute noch keine Spuren in der Natur gefunden wurden, obwohl sie ebenfalls bei der Elementsynthese in einer Supernova entstehen.

Tendenzen

Im PSE kann man feststellen, dass einige Eigenschaften der Elemente sich in bestimmten Positionen im PSE finden lassen.
So erscheint es logisch, dass die Anzahl der Protonen von links nach rechts in einer Zeile und von oben nach unten in einer Spalte zunimmt. So gibt es weitere Eigenschaften, die sich im Periodensystem darstellen lassen:
- Masse
  - nimmt von oben nach unten und von links nach rechts zu (Ausnahmen: Ar vor K, Te vor I, Co vor Ni, Th vor Pa).
- Atomradius
  - nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab (bei Hauptgruppenelementen)
- Elektronegativität
  - Nimmt von oben nach unten ab, von links nach rechts zu (Ausnahme: Edelgase)
- Ionisierungsenergie
  - nimmt von oben nach unten ab, von links nach rechts zu.
- Metallcharakter
  - nimmt von oben nach unten zu und von links nach rechts ab.
- Basizität der Oxide
  - nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab.
- Schrägbeziehung:
  - Ähnlichkeiten zwischen:
    - Lithium - Magnesium
    - Beryllium - Aluminium
    - Bor - Silizium
  - Grimmscher Hydridverschiebungssatz
- Lanthanoidenkontraktion

Siehe auch


- Elektronenkonfiguration im Periodensystem.
- Liste der chemischen Elemente nach
  - Namen
  - Ordnungszahl
  - Symbol
- Seltenheit

Das Lied der chemischen Elemente

1959 hat der Amerikaner Tom Lehrer ein Lied geschrieben, in dem die Namen aller bis dato bekannten 102 Elemente vorkommen. Dieses Lied heißt „The Elements“ (Lied der chemischen Elemente).
- http://chemlab.pc.maricopa.edu/periodic/lyrics.html
- http://www.privatehand.com/flash/elements.html

Weblinks

Deutsche Seiten


- [http://www.seilnacht.com/Lexikon/psframe.htm Bebildertes Periodensystem]
- [http://mypse.sourceforge.net/ Interaktives Periodensystem - deutsch (GPL)]
- [http://www.pse-online.de/html/allgemein/pdf.htm/ Periodensystem als PDF]

Englische Seiten


- [http://www.webelements.com Informationen zu den Elementen]
- [http://www.iupac.org/reports/periodic_table/index.html offizielles Periodensystem der Elemente der] IUPAC Kategorie:Werkzeug der Chemie !Periodensystem als:Periodensystem ja:周期表 ko:주기율표 ms:Jadual berkala simple:Periodic table th:ตารางธาตุ

Oktettregel

Die Oktettregel oder Acht-Elektronen-Regel besagt, dass viele Atome Moleküle oder Ionen bilden, bei denen die Zahl der äußeren Elektronen, auch Valenzelektronen genannt, acht beträgt. Die Oktettregel gilt für sehr viele - aber nicht für alle - Elemente und Verbindungen. Die Oktettregel ist ein Spezialfall der umfassenderen Edelgasregel.

Atome, die der Oktettregel zumeist gehorchen

EdelgasregelDie Oktettregel gilt insbesondere für die äußerst bedeutenden Elemente Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Fluor, Natrium, Magnesium und Aluminium und auch für die Mehrzahl der organischen Verbindungen. Die vorstehend genannten Elemente erreichen in ihren meisten Verbindungen die Elektronenkonfiguration des Edelgases Neon. Außerdem haben die Atome Kohlenstoff, Stickstoff und Fluor auch in elementarem Zustand - als Diamant, Graphit oder Fulleren, als Distickstoff N2 und Diflourmolekül F2 - die Neon-Elektronenkonfiguration mit acht Valenzelektronen. In binären (aus 2 elektronen bestehende) Salzen nehmen die Atome die Elektronenpkonfiguration des ihnen am nächsten stehenden Edelgases an. Die maximale Aufnahme von Elektronen in den Elektronenschalen berechnet man: 2n² (n = Nummer der Schalen)

Ausnahmen von der Oktettregel

Die Oktettregel gilt für die meisten stabilen Verbindungen der oben genannten Elemente, es gibt aber auch hier Ausnahmen. Viele Ausnahmen gibt es für Elemente der höheren Perioden, beispielsweise beim Blei, das - wider der Oktettregel - in der zweiwertigen Oxidationsstufe stabil ist.

Ausnahmen der Oktettregel für Stickstoff und Sauerstoff

Ausnahmen sind beispielsweise die Stickoxide Stickstoffmonoxid NO, auch Stickoxid genannt, und das Stickstoffdioxid NO2. Die Moleküle dieser Verbindungen haben eine ungerade Elektronenzahl, was mit der Oktettregel natürlich unverträglich ist. Eine weitere Ausnahme von der Oktettregel ist das Disauerstoffmolekül O2: Messungen zeigen, dass es zwei ungepaarte Elektronen enthält. Die Edelgaskonfiguration erfordert aber gepaarte Elektronen. Das Disauerstoffmolekül kann bei der Reaktion von Kalium, Rubidium und Cäsium mit Luft in das Hyperoxid-Ion O2- übergehen; es entstehen die Hyperoxide KO2, RbO2 und CsO2. Das Hyperoxid-Ion hat eine ungerade Elektronenzahl und damit kein Oktett.

Keine Gültigkeit für instabile Zwischenstufen

Die Regel gilt vor allem für stabile Verbindungen. Bei vielen Reaktionen treten instabile, aber nachweisbare Zwischenprodukte auf, die der Oktettregel nicht gehorchen, z.B. Radikale wie das Chlorradikal oder Carbokationen, bei denen der Kohlenstoff nur sechs Elektronen hat, beispielsweise bei der Umsetzung von Butylchlorid.

Sehr begrenzte Gültigkeit ab der dritten Periode

Schwefel und Chlor haben Verbindungen, die der Oktettregel gehorchen, z.B. Natriumsulfid Na2S und Natriumchlorid NaCl, aber auch solche, für die sie nicht gilt, z.B. Schwefelsäure H2SO4 und Perchlorsäure HClO4. Für die Übergangsmetalle gilt statt der Oktettregel die 18-Elektronen-Regel.

Keine Gültigkeit für Wasserstoff, Lithium und Beryllium

Für Wasserstoff gilt die Oktettregel überhaupt nicht. Für Lithium, Beryllium und Bor wird sie in den Ionen Li+, Be2+ und B3+ nicht erfüllt. Die Edelgasregel gilt aber sehr wohl: die Atome dieser Elemente erreichen die Edelgaskonfiguration des Heliums mit zwei Elektronen und gehorchen damit der Zwei-Elektronen-Regel. Siehe auch
- Edelgasregel
- Zwei-Elektronen-Regel
- 18-Elektronen-Regel
- Atombindung
- Chemische Bindung Kategorie:Chemische Bindung

Alkalimetall

Die chemischen Elemente der 1. Hauptgruppe des Periodensystems (Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium, Francium) werden auch als Alkalimetalle bezeichnet. Die Atome der Alkalimetalle besitzen ein einzelnes Valenzelektron.

Erklärung des Namens

"Al-quali" ist arabisch für: "aus Pflanzenasche". Das Kalium ist ein Bestandteil der Pottasche.

Eigenschaften

Alkalimetalle sind metallischglänzende (Ausnahme: Cäsium - goldglänzend), weiche Leichtmetalle, alle sind mit dem Messer schneidbar. Sie sind sehr unbeständig und reagieren mit vielen Stoffen äußerst heftig. Deswegen werden sie unter Schutzflüssigkeiten wie Paraffin oder Petroleum aufbewahrt. Als Elemente der ersten Gruppe des Periodischen Systems besitzen sie nur ein schwach gebundenes s1 Elektron, das von elektronegativeren Elementen, Gruppen und Stoffen leicht eingefangen wird. In Verbindungen kommen sie nur als 1-wertiges Kation vor. Der Radius der Elementatome sowie der Kationen nimmt mit steigender Massezahl stark zu. Analog dazu verhalten sich viele andere Eigenschaften der Alkalimetalle:
- Abnahme der Ionisierungsenergie
- Abnahme der Elektronenaffinität
- Abnahme der Elektronegativität
- Zunahme der Basizität Alkalimetalle und ihre Salze besitzen eine spezifische Flammenfärbung: Lithium(-salz) färbt Flammen rot, Natrium(-salz) färbt Flammen gelborange, Kalium(-salz) färbt Flammen violett, Rubidium(-salz) färbt Flammen rot und Caesium(-salz) färbt Flammen blauviolett. Aufgrund dieser Flammenfärbung werden Alkalimetallverbindungen für Feuerwerke benutzt. In der Atomphysik werden Alkalimetalle häufig eingesetzt, da sie sich aufgrund ihrer besonders einfachen elektronischen Struktur besonders einfach mit Lasern kühlen lassen.

Allgemeines Reaktionsverhalten


- Reaktion mit Wasserstoff unter Bildung von salzartigen Hydriden:
2 Me + H2 -> 2 MeH
Die thermische Beständigkeit der Hydride nimmt vom LiH zum CsH ab. Alkalihydride werden gerne als Reduktionsmittel eingesetzt (v.a. in der organischen Chemie).
- Reaktion mit Sauerstoff unter Bildung von festen weißen Oxiden (Li), Peroxiden (Na) und Superoxiden (K,Rb,Cs):
4 Li + O2 -> 2 Li2O
2 Na + O2 -> 2 Na2O2
Me + O2 -> MeO2; Me=K,Rb,Cs
- Reaktion mit Wasser zu den Hydroxiden: 2 Me + 2 H2O -> 2 MeOH + H2; Vom Lithium zum Cäsium steigt die Reaktivität stark an (ab Kalium Selbstentzündung)
- Reaktion mit Halogenen zu den entsprechenden Salzen:
2 Me + Hal2 -> 2 MeHal; Reaktivität steigt vom Lithium zum Cäsium und sinkt vom Fluor zum Iod. So reagiert Natrium mit Iod kaum und mit Brom sehr langsam, während die Reaktion von Kalium mit Brom und Iod zur Explosion führt.
- Halogenkohlenwasserstoffen können sie das Halogen entziehen: CCl4 + 4 Na -> 4 NaCl + C
- Alkalinitrate zerfallen beim Erhitzen zu Sauerstoff und einem Alkalinitrit: 2Me(NO3) ->2Me(NO2)+O2

Siehe auch


- Zintlphasen
- Portal:Chemie Kategorie:Stoffgruppe ja:アルカリ金属 ko:알칼리 금속 ms:Logam Alkali th:โลหะแอลคาไล

Erdalkalimetall

In der Chemie sind Erdalkalimetalle Elemente der 2. Hauptgruppe des Periodensystems (Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Barium, Radium). Einige Erdalkalimetalle und deren Verbindungen rufen, wie die Alkalimetalle, eine spezifische Flammenfärbung hervor: Calcium färbt die Brennerflamme ziegelrot, Strontium karminrot und Barium grün. Beryllium, Magnesium und Radium weisen keine Flammenfärbung auf. Die Härte der Erdalkalimetalle nimmt vom Beryllium zum Radium ab. Die Reaktionsfähigkeit der Erdalkalimetalle mit Wasser nimmt innerhalb der Hauptgruppe zum Barium hin zu; dabei reagieren Magnesium, Calcium, Strontium und Barium unter Bildung von Wasserstoff zu gelösten Hydroxiden, die eine basische (alkalische) Reaktion der Lösungen verursachen.
Me (s) + 2 H2O (l) → Me(OH)2 (aq) + H2 (g)
Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2
(Me = Mg, Ca, Ba, Sr)
Beryllium wird wie Aluminium in Wasser passiviert (siehe Schrägbeziehung im PSE). Siehe auch: Zintlphasen Kategorie:Stoffgruppe ja:第2族元素 ko:알칼리 토금속 ms:Alkali Bumi th:โลหะแอ