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Ionenbindung

Ionenbindung

Einleitung

Die ionische Bindung (auch Ionenbindung, heteropolare Bindung) ist eine aus der elektrostatischen Anziehung unterschiedlich geladener Ionen resultierende chemische Bindung. Die Ionenbindung wurde um 1916 von Walter Kossel formuliert. Eine Ionenbindung liegt ab einer Elektronegativitäts-Differenz von dEN > 1,8 vor. Bei dEN > 0 aber kleiner 1,8 liegen polare, eher kovalente Bindungen vor. Dies sind jedoch "relativ willkürlich" gesetzte Grenzen, da der Fall der reinen ionischen Bindung eine Idealisierung darstellt. Es kommt - auch als grober Anhaltspunkt zu verstehen - eine Ionenbindung zwischen Elementen links aus dem Periodensystem (PSE), also einem Metall, und einem Element rechts aus dem PSE, einem Nichtmetall, zustande. Schaut man sich den Ionenbindungsanteil z. B. von Natriumchlorid an, welches oft als klassischer Fall der Ionenbindung angesehen wird, so stellt man einen Wert von ca. 73% fest. Ein anderes Beispiel wäre Cäsiumfluorid mit ca. 92%. Denn: Ionenbindungen haben in allen Fällen eigentlich auch einen Anteil an kovalenter Bindung.

Elektronenkonfiguration

Die Atome der Elemente streben in ihrer Außenschale folgende Edelgaskonfiguration an. Entweder ist es die Edelgaskonfiguration des nächst höheren oder des nächst niedrigeren Edelgases innerhalb ihrer Periode: Elemente mit ein bis drei d-Elektronen(Na, Mg, Al) oder Elemente mit drei bis fünf p-Elektronen (N, O, F) streben eine Elektronenkonfiguration der äußeren Elektronen des Neons an (s²p⁶) an. Elemente aus der linken Hälfte der 3. Periode oder Elemente der zweiten Hälfte der 4. Periode des PSE streben hingegen die Elektronenkonfiguration der äußeren Elektronen des Argons an: s²p⁶d¹⁰ an. Dies wird entweder durch Elektronenabgabe seitens der Elemente mit geringerer Elektronegativität erreicht (links im PSE), dabei entstehen einfach oder auch mehrfach positiv geladene Kationen, oder im anderen Fall durch Elektronenaufnahme seitens der Elemente mit höherer Elektronegativität und dadurch hoher Elektronenaffinität (im PSE rechts stehende Elemente), dabei entstehen einfach oder mehrfach negativ geladene Anionen.

Bildung des Ionengitters

Die Kationen und Anionen ziehen sich elektrostatisch an; die bei der Vereinigung der beiden Ionenarten freiwerdende Energie wird als Gitterenergie bezeichnet und ist die eigentliche Triebkraft der Salzbildung. Die Gitterenergie setzt sich dabei nicht nur aus der coulombschen Kraft zusammen, sondern aus insgesamt 4 Komponenten:
- der Nullpunktsenergie der Ionen,
- den Abstoßungsenergien zwischen den Kernen und zwischen den Elektronenhüllen und
- der van der Waals-Energie zwischen den fluktuiernden Elektronenhüllen (induzierte Dipolmomente durch die Bewegung der Elektronen) und
- schließlich der coulombschen Kraft zwischen den umgebenen Ionen. Die Gitterenergie lässt sich empirisch mit dem Born-Haber-Kreisprozess bestimmen.

Gittereigenschaften

Da sich das elektrostatische Feld gleichmäßig in alle Raumrichtungen erstreckt, entstehen sehr regelmäßige Ionengitter. Aufgrund der unterschiedlichen Ionenradien ergeben sich allerdings verschiedene ionische Gittertypen: Natriumchlorid-Gitter (NaCl), Cäsiumchlorid-Gitter (CsCl), Zinkblende-Gitter (ZnS), Fluorid-Gitter (CaF₂) und andere, die nach den charakteristischen Vertretern benannt sind. So ergeben sich für die verschiedenen Gitter durch verschiedene Koordinationszahlen der Ionen auch verschiedene Madelung-Konstanten, die charakteristisch sind für den jeweiligen Gittertyp.

Charakteristische Eigenschaften von Verbindungen mit Ionenbindung

- Hoher Schmelz- und Siedepunkt, da in Kristallen durch die ungerichteten Bindungskräfte ein relativ stabiler Verbund über den gesamten Kristall entsteht.
- Stromleitend als Schmelze oder Lösung. Dabei kommt es zum Ladungsausgleich, wodurch die Salze in Ihre Elemente zersetzt werden. Daher nennt man Ionenleiter Leiter 2. Ordnung.
- hart und spröde: Bei dem Versuch, einen Kristall plastisch zu Verformen, zerspringt dieser, da dann im Kristall die gleich geladenen Ionen zueinander geschoben werden und die Bindung dadurch aufgelöst wird.
- Kristallbildung als Feststoff
- Ionenkristalle sind oft farblos, da die Valenzelektronen stark gebunden sind und nur durch Photonen höherer Energie als im Bereich sichtbaren Lichts angeregt werden können. Grund dafür ist die starke, energetische 'Absenkung' bei Erreichen der abgeschlossenen Edelgaskonfiguration. siehe auch: Chemische Bindung, Ion, Salz, Ionenpolarisation Kategorie:Chemische Bindung ja:イオン結合 th:พันธะไอออน

Elektrostatisch

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, Q_i, 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 !

Bindung (Chemie)

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.

dient dem Zeilenumbruch, bitte nicht entfernen

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 O^2-) 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

µ_1,2: 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

Walter Kossel

Walther Kossel (
- 4. Januar 1888 in Berlin; † 22. Mai 1956 in Tübingen; in manchen Publikationen auch Walter Kossel) war ein deutscher Physiker. Er war der Sohn des Medizinnobelpreisträgers Albrecht Kossel. Kossel, ein Schüler Arnold Sommerfelds, war ab 1921 Professor für theoretische Physik an der Universität Kiel und ab 1932 an der Technischen Hochschule Danzig. 1945 wurde er Professor für Physik an der Universität Tübingen und dort Direktor des physikalischen Instituts. 1953 wurde er emeritiert. Kossels Forschungsgebiet war hauptsächlich die Struktur der Atome und Moleküle. 1916 stellte er auf Basis der damals neuen Quantentheorie von Niels Bohr eine Theorie der Kovalenten Bindung (Valenztheorie) auf. Er erforschte die Spektren der Röntgen- und Gammastrahlung und begründete 1928 die Theorie des Kristallwachstums. Er entdeckte 1935 den nach ihm benannten Kossel-Effekt, die Interferenzerscheinungen von monochromatischen Röntgenstrahlen, die von Atomen in einem Kristall ausgehen.

Weblinks

- Kossel, Walther Kossel, Walther Kossel, Walther

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

Kovalente Bindung

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

Edelgaskonfiguration

Als Edelgaskonfiguration bezeichnet man die Elektronenkonfiguration eines Atoms oder Ions, die hinsichtlich der Außenelektronen einem Edelgas entspricht. In der ersten Periode des Periodensystems ist dies Helium mit der Konfiguration 1s². Wasserstoff kann durch Elektronenaufnahme Ionisierung zum Hydrid-Ion oder durch Ausbildung einer Elektronenpaarbindung (kovalente Bindung) diese Konfiguration erreichen. Lithium, Beryllium und Bor können durch Oxidation zu den entsprechenden Kationen, also Elektronenabgabe, ebenfalls die Konfiguration des Heliums erreichen. Die weiteren Elemente werden in den meisten Reaktionen durch Erreichen der Neon-Konfiguration 1s²2s²2p⁶ stabilisiert. Auch in den folgenden Perioden liegt die Edelgaskonfiguration dann vor, wenn in der äußersten Schale 8 Elektronen (s²p⁶) vorhanden sind. Siehe auch: Edelgasregel Kategorie:Physikalische Chemie

Edelgaskonfiguration

Elektronenkonfiguration

Die Elektronenkonfiguration gibt die Verteilung der Valenzelektronen eines Atoms auf verschiedene Energiezustände bzw. Aufenthaltsräume (Orbitale) an.

Die Quantenzahlen

Die Hauptquantenzahl n bestimmt die Hauptenergiestufe, die so genannte Schale, und die relative Größe des Orbitals. Die äußerste von Elektronen besetzte Schale bestimmt die Periode des Elements im Periodensystem. Die Schalen werden von 1 beginnend durchnummeriert oder mit den Buchstaben K, L, M, N ... bezeichnet. Die maximale Anzahl der Elektronen in den einzelnen Schalen ergibt sich aus der Formel 2·n². Theoretisch ergeben sich somit für die einzelnen Schalen: K-Schale (n=1) = 2 Elektronen L-Schale (n=2) = 8 Elektronen M-Schale (n=3) = 18 Elektronen N-Schale (n=4) = 32 Elektronen O-Schale (n=5) = 50 Elektronen Die Bahndrehimpulsquantenzahl l, der Drehimpuls, unterteilt die Schale in Unterschalen verschiedener Energieniveaus. Die Schale n besitzt genau n Unterschalen, nummeriert von 0 bis (n-1) oder mit den Buchstaben s, p, d, f, g, h ... bezeichnet. Ebenfalls wird die Gestalt der einzelnen Orbitale durch l bestimmt. Wie der Name schon sagt ergibt sich aus l der Bahndrehimpuls des jeweiligen Orbitals Die magnetische Bahndrehimpulsquantenzahl m gibt die Orientierung des Orbitals im Raum an. Außerdem macht m eine Aussage über das Verhalten des jeweiligen Orbitals in einem Magnetfeld und unterteilt jede Unterschale in 2l + 1 Orbitale, nummeriert von -l bis +l. Somit ergibt sich z.B. für das p-Orbital 3 Unterteilungen: px, py und pz. Jedes dieser kann von 2 Elektronen antiparallelen Spins besetzt werden (Siehe Pauli-Prinzip und Hundsche Regel) Durch diese 3 Quantenzahlen wird ein Orbital charakterisiert. n,l,m zeigen uns auf, welches Orbital von dem Elektron besetzt wird, z.B. n=2, l=1 zeigen, dass das Elektron in der 2.Schale aufgenommen wird und zwar in einem p-Orbital ( l=0 --> s / l=1 --> p / l=2 --> d, usw.)m charakterisiert nun noch, ob das px, py oder pz-Orbital vom Elektron besetzt wird. Das Elektron selbst wird durch 4 Quantenzahlen eindeutig charakterisiert. Man muss hierzu berücksichtigen, dass Elektronen um ihre eigene Achse rotieren können, mit oder gegen den Uhrzeigersinn. Die Eigenrotation der Elektronen wird beschrieben durch die Spinquantenzahl s. s = +½ (↑, Spin-Up) oder s = -½ (↓, Spin-Down). Orbital

Notation

Die Elektronenkonfiguration eines Atoms wird durch Angeben der besetzten Unterschalen beschrieben. Der Nummer der Schale folgt dabei der Buchstabe für die Unterschale und hochgestellt die Anzahl der Elektronen in der Schale. So ergibt sich für die mit 5 Elektronen besetzte 2. Unterschale der 2. Schale die Schreibweise 2p⁵. Bei mehreren Unterschalen wird die gemeinsame Schale weggelassen. Aus 2s² 2p³ wird 2s² p³. Eine weitere verkürzte Schreibweise erhält man, wenn man das Kürzel für das vorausgegangene Edelgas in eckige Klammern setzt und dann die Unterschalen angibt, die noch zum gewünschten Element fehlen. Diese wird wegen ihrer Kürze im Periodensystem verwendet: Beispiel: Chlor: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ -> [Ne] 3s² 3p⁵ Daneben ist noch die anschauliche grafische Darstellung die Zellenschreibweise (Kästchenschema) üblich.

Regeln

Bei der Verteilung der Elektronen in der Atomhülle müssen verschiedene Regeln beachtet werden: Energieprinzip: Orbitale mit niedrigerem Energieniveau müssen zuerst aufgefüllt werden. Hundsche Regel: Orbitale gleichen Energieniveaus werden zuerst alle einfach besetzt, bevor sie doppelt besetzt werden. Pauli-Prinzip (auch Pauli-Verbot): Es darf keine zwei Elektronen mit übereinstimmenden Quantenzahlen geben. D.h. Wenn 2 Elektronen schon in n, l, und m übereinstimmen und somit ein und das selbe Orbital besetzten, müssen sie in der vierten Quantenzahl s ( Spinquantenzahl ) unterschiedliche Werte aufweisen. Somit ergeben sich besetzte Orbitale mit antiparallelem (Elektronen-)Spin. Die Unterschalen werden in folgender Reihenfolge besetzt (zeilenweise geordnet): 1s (1. Periode) 2s 2p (2. Periode) 3s 3p (3. Periode) 4s 3d 4p (4. Periode) 5s 4d 5p (5. Periode) 6s 4f 5d 6p (6. Periode) 7s 5f 6d ... (7. Periode) Von den oben genannten Regeln gibt es mehrere Ausnahmen, u.a.:
- Bei Lanthan besetzt zuerst ein Elektron ein Orbital der 5d-Unterschale bevor 4f aufgefüllt wird, bei Actinium besetzt entsprechend ein Elektron 6d bevor 5f aufgefüllt wird. Die Elektronen besetzen zuerst leere Orbitale innerhalb einer Unterschale.
- Bei Kupfer und Chrom wechselt ein Elektron des 4s Orbitals in das 3d Orbital, sodass das 4s Orbital trotz seines niedrigeren Energieniveaus nur einfach besetzt ist.
- Weitere Ausnahmen sind: Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Rd, Ag, Ir, Pt, Au, Gd und einige Actinoide: Ac bis Np und Cm.

Zusammenhang mit dem Periodensystem

Im Periodensystem entspricht die Besetzung des s-Orbitals einer neuen Schale, den Sprung in eine neue Periode (siehe Reihenfolge der Elektronenbesetzung). Innerhalb einer Periode werden zuerst die s-Orbitale (2 Elektronen - 1. und 2. Hauptgruppe) und als letzte die p-Orbitale (6 Elektronen - 3. bis 8. Hauptgruppe) besetzt. Die Nebengruppen entprechen dem Besetzen der d-Orbitale (10 Elektronen - 10 Nebengruppen). Die Lanthanoide und Actinoide entsprechen der Besetzung der f-Orbitale (14 Elektronen). ok

Siehe auch

Bohr-Sommerfeldsches Atommodell [http://wwwex.physik.uni-ulm.de/Lehre/gk4-2005/node56.html Auflistung der Elektronenkonfiguration]

Quellen

- Erwin Riedel, Anorganische Chemie, 2. Auflage, 1990 (für die Ausnahmen der Regel für die Besetzung der Atomorbitale) Kategorie:Physikalische Chemie ja:電子配置

Argon

Das Argon (griechisch αργό(ν) [sächlich] - das träge [Element] - wegen seiner chemischen Reaktionsträgheit) ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol Ar und der Ordnungszahl 18. Das farb- und geruchlose inerte Gas ist das häufigste Edelgas in der Erdatmosphäre.

Geschichte

Entdeckt wurde Argon durch Lord Rayleigh und Sir William Ramsay im Jahre 1894. Der Entdeckung ging die Vermutung der Existenz dieses Elements durch Henry Cavendish im Jahre 1785 voraus.

Vorkommen

Argon ist mit etwa 0,933 Volumen % das am häufigsten in der Atmosphäre vorkommende Edelgas. Es wird bei der fraktionierten Destillation flüssiger Luft (siehe Luftverflüssigung) gewonnen. Ebenfalls fällt Argon als Nebenprodukt bei der Ammoniak-Synthese (-> Haber-Bosch-Verfahren) an, da es sich mit ca. 10 % im Gasgemisch anreichert.

Eigenschaften

In Wasser ist Argon fast so gut löslich wie Sauerstoff. In Metallschmelzen ist es unlöslich. Als Edelgas mit einer abgeschlossenen Valenzschale reagiert es mit keinem anderen Element. Erst im Sommer 2000 konnten Chemiker Argonverbindungen unter ganz besonderen Bedingungen herstellen. Einem Team unter der Leitung des finnischen Chemikers Markku Räsänen (Universität Helsinki) war es gelungen, das stabile Molekül Argonfluorohydrid (HArF) zu synthetisieren: Hierbei wurde gefrorenes Argon, dem noch eine kleine Menge Fluorwasserstoff beigegeben wurde, mit UV-Licht bestrahlt. Mit Wasser kann Argon Klathrate (Einlagerungsverbindungen von Argon in Eis) bilden.

Verwendung

Der größte Teil der Weltproduktion wird als Inertgas beim Schweißen verwendet. Es ist als Argonlaser in der Augenheilkunde im Einsatz. Argon wird als Inertgas ebenfalls in automatischen Feuerlöschanlagen genutzt. Bei der Wolframverarbeitung dient es als Schutzgasatmosphäre, da Wolfram schon bei geringen Mengen Sauerstoff versprödet. Argon wird wegen seiner geringeren Wämeleitfähigkeit als Luft auch als wärmeisolierendes Füllgas in Isolierglasscheiben und Trockentauchanzügen eingesetzt. In Gasentladungsröhren leuchtet Argon violett. Die Argonmethode oder auch Kalium-Argon-Methode macht sich zu Nutze, dass das gewöhnlich feste Element Kalium ⁴⁰K mit einer Halbwertszeit von 1,3 Milliarden Jahren zum gasförmigen ⁴⁰Ar zerfällt, welches aus einer Schmelze, nicht aber aus einem Festkörper entweichen kann. In der Archäometrie und in der Geologie wird damit die Erstarrungszeit vulkanischer Materialien datiert. Argon wird des weiteren in Argon-Ionen-Lasern und Argon-Krypton-Lasern (Mischgaslaser) eingesetzt. Weiterhin wird Argon in der Beschichtungstechnik (Sputtern / Bedampfen) als Trägergas eingesetzt, wobei es keine Reaktionen mit dem Targetmaterial eingeht.

Weblinks

- [http://www.periodensystem.info/elemente/argon.htm Periodensystem.info]
- [http://www.chemie-master.de/pse/pse.php?modul=Ar Argon (Periodensystem für den Schulgebrauch), mit Fotos] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Edelgas Kategorie:Periode-3-Element Kategorie:Löschmittel ja:アルゴン ko:아르곤 ms:Argon simple:Argon th:อาร์กอน

Anion

Ein negativ geladenes Ion heißt Anion. Da negativ geladene Ionen bei einer Elektrolyse zur Anode (dem Pluspol) wandern, wurde für sie der Name Anion gewählt. Anionen entstehen aus Atomen bzw. Molekülen durch Elektronenaufnahme oder – bei Säuren – durch Protonenabgabe
- Es gibt einfach, zweifach und dreifach geladene Anionen. Beispiele:
- F + 1 e^- → F^- einfach negativ geladenes Fluoridion
- S + 2 e^- → S^2- zweifach negativ geladenes Sulfidion
- N + 3 e^- → N^3- dreifach negativ geladenes Nitridion
- Es gibt auch Anionen, die aus mehreren Atomen zusammengesetzt sind, man spricht dabei auch von Molekülionen, z.B.
- HSO₄^- Hydrogensulfat-Ion
- SO₄^2- Sulfat-Ion
- HCO₃^- Hydrogencarbonat-Ion
- CO₃^2- Carbonat-Ion
- PO₄^3- Phosphat-Ion
- CH₃COO^- Acetat-Ion
- einfache chemische Reaktionen, bei denen Anionen beteiligt sind:
- NaCl → Na⁺ + Cl^-
- MgCl₂ → Mg²⁺ + 2 Cl^-
- FeCl₃ → Fe³⁺ + 3 Cl^-
- Na₂CO₃ → 2 Na⁺ + CO₃^2-
- Fe₂(SO₄)₃ → 2 Fe³⁺ + 3 SO₄^2- Siehe auch: Kation Salze Liste von Anionen Kategorie:Atomphysik Kategorie:Chemie ja:陰イオン

Elektrostatik

F = Q \cdot E

W = q \cdot \varphi

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

k = \frac

. Siehe Dielektrizitätskonstante. Das von einer Menge an Ladungen, Q_i, 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

[E]_=\frac
=\frac
=\frac

Potenzial und Spannung

\qquad\mathrm\vec E=0\quad\leftrightarrow\quad\oint\vec E\;\mathrm\vec s=0\qquad

U_=\int_^\vec E\;\mathrm\vec s\qquad

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

\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

Siehe auch

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

Weblinks

Salzbildung

Unter den Salzbildungsreaktionen versteht man verschiedene chemische Reaktionen, die als Produkt ein Salz enthalten. Um ein bestimmtes Salz herzustellen muss man Reaktionspartner suchen, die die zwei Bestandteile eines Salzes liefern. Dazu gehört ein Kation (Metall, Ammonium-Ion) und ein Anion einer Säure. Komplizierter wird die Herstellung eines Salzes, wenn mehrere verschiedene Anionen und Kationen in einem Salz enthalten sind.

Neutralisation

Bei der Neutralisation reagieren eine Lauge mit einer Säure zu einem Salz und Wasser. Die Bestandteile in der Säure (Oxonium-Ionen) und der Lauge (Hydroxid-Ionen), die ihre sauren bzw. alkalischen Eigenschaften ausmachen, reagieren miteinander zu Wasser. Achtung: Bei stark konzentrierten Lösungen kann es bei der Neutralisation zu einer starken Erwärmung kommen, die auch zu Spritzern führt. :Allgemeine Reaktionsgleichung: Lauge + Säure → Salz + H₂O Z.B NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Synthese aus den Elementen

Besteht ein Salz aus einem Metall-Ion und aus einem Nichtmetall-Ion, so kann es durch eine direkte Reaktion der beiden Elemente hergestellt werden. Dabei findet eine Redoxreaktion mit Übertragung von Elektronen vom Metall zum Nichtmetall statt. :Allgemeine Reaktionsgleichung: Metall + Nichtmetall → Salz z.B. Na + Cl → NaCl

Metall mit Säure

Ist das Metall nicht zu edel, reagiert es mit einer Säure unter Freisetzung von Wasserstoff. Dabei findet eine Redoxreaktion zwischen dem Metall und dem Oxonium-Ion der Säure statt. :Allgemeine Reaktionsgleichung: unedles Metall + Säure → Salz + H₂ z.B. Mg + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂

Metalloxid mit Säure

Auch die Metalloxide reagieren mit Säure. Im Gegensatz zur Reaktion von Metallen mit Säuren findet hier keine Redoxreaktion statt. Es handelt sich um eine Umlagerung. Dabei entstehen aus dem Sauerstoff des Oxides und Oxonium-Ionen mehrere Wassermoleküle. :Allgemeine Reaktionsgleichung: Metalloxid + Säure → Salz + H₂O z.B Na₂O + 2HCl → 2NaCl + H₂O

Salz mit Säure

Entsprechend des Prinzips ... Die stärkere Säure vertreibt die schwächere aus ihrem Salz ... kann man auch aus einem Salz und einer Säure ein anderes Salz herstellen. :Allgemeine Reaktionsgleichung: Salz + stärkere Säure → Salz der stärkeren Säure + schwächere Säure Z.B. Na₂CO₃ + 2HCL → 2NaCl + H₂CO₃ Kategorie:Chemische Reaktion

Born-Haber-Kreisprozess

Der Born-Haber-Kreisprozess verknüpft thermodynamische Größen. Jede der Größen kann bestimmt werden, wenn die anderen bekannt sind. Vielfach wird das Schema für die Bestimmung von Elektronenaffinitäten benutzt. Man kann auch Voraussagen über Stabilitäten von bisher unbekannten Verbindungen machen, zum Beispiel von solchen mit hohen Oxidationszahlen. Die Edelgasverbindungen wurden über Stabilitätsabschätzungen mit Hilfe des Born-Haber-Kreisprozesses bereits vor ihrer Synthese als stabil vorausgesagt. Kategorie:Chemie

Ionenradius

Der Ionenradius bezeichnet die effektive Größe eines einatomigen Ions in einem Ionengitter. Er wird aus den Abständen zwischen den Ionen berechnet. Ionenradien und Atomradien stehen in Zusammenhang:
- bei Kationen, also positiv geladene Ionen, ist der Ionenradius kleiner als der Atomradius. Je größer die positive Ladung ist, desto kleiner wird der Ionenradius.
- bei Anionen, also negativ geladene Ionen, ist der Ionenradius größer als der Atomradius. Je größer die negative Ladung ist, desto größer wird der Ionenradius.

Wovon hängt der Ionenradius ab?

a) Von Periode zu Periode nehmen die Ionenradien zu, da mit jeder Periode auch eine neue Elektronenorbitale (in der Schule oft als Elektronenwolken oder Schalen bezeichnet) vorhanden vorhanden und so der Abstand der Valenzelektronen zum Atomkern zunimmt. b) Von der Anzahl an Valenzelektronen. Es gilt folgende Regel: Kationen sind kleiner als die Anionen der selben Periode. Erklärung: Von Element zu Element nimmt innerhalb einer Periode die Kernladungszahl (= Protonenzahl) zu. Das heißt, die Valenzelektronen werden immer stärker, durch mehr und mehr Protonen angezogen. Daraus folgt: Der Radius nimmt leicht ab Von der Größe der Ionen ist im Übrigen auch die Anzahl an Nachbarn im Salzkristall abhängig (=Koordinationszahl). Sie bestimmt u.a. auch die Form der Salzkristalle. Kategorie:Atomphysik

Natriumchlorid-Gitter

Das für viele Salze typische kubisch-flächenzentrierte Kristallgitter von Natriumchlorid (Kochsalz) bezeichnet man als Natriumchloridgitter. Beispiele für die hieraus resultierenden Kristallstrukturen sind neben Natriumchlorid selbst Lithiumchlorid (LiCl) und Kaliumchlorid (KCl), aber auch die meisten Erdalkalioxide (z. B. MgO). Ausnahmen, die nicht dem Natriumchloridtyp entsprechen, sind unter anderem Cäsiumhalogenide und Berylliumoxid (BeO). Nimmt man die drei Raumachsen eines Würfels, so sind jeweils Natrium- und Chloridionen abwechselnd entlang der x-, y- und z-Achse angeordnet. Jedes Natriumion ist damit von sechs Chloridionen und umgekehrt jedes Chloridion von sechs Natriumionen in Form eines Oktaeders umgeben, wodurch diese ein kubisches Raumgitter ausbilden. Bei anderen Stoffen unterscheidet sich lediglich die Art der Ionen auf den entsprechenden Gitterplätzen, wobei dabei auch unterschiedliche Ionenradien auftreten. Das Verhältnis dieser Ionenradien ist dabei ein wichtiges Kriterium zur Herausbildung eines Natriumchloridtyps. Kategorie:Kristallographie

Madelung-Konstante

Die Madelung-Konstante

\alpha

tritt bei der Beschreibung der Bindungsenergie von Ionenkristallen auf. Typische Vertreter dieser Kristallgruppe sind die Alkalimetallhalogenide (Beispiele sind NaCl, KBr, CsCl...), bei denen die Bindung durch Coulombkräfte entsteht. Dabei gibt das Metallatom ein Elektron an das Halogenatom ab. Es entsteht eine kugelsymmetrische Ladungsverteilung. Bei NaCl beträgt der Abstand der beiden Ionen etwa d = 0,3 nm. Die Bindungsenergie lässt sich nach dem Coulomb-Gesetz berechnen, wobei über alle im Gitter auftretenden Ionen aufsummiert werden muss, jedoch weiter entfernte Ionen kleinere Beiträge liefern:

E_C = - \alpha\cdot\frac\cdot\frac

Ursprünglich war die Madelung-Konstante nur schwierig zu berechnen, weil die Summation über alle Ionen sehr langsam konvergiert. Mit heutigen Computern stellt das aber kein Problem mehr dar. Die Madelung-Konstante ist definiert als das Verhältnis der durchschnittlichen Bindungsenergie pro Ion im Kristallgitter zur durchschnittlichen Bindungsenergie pro Ion bei einem einzelnen Ionenpaare;

\alpha

hängt dabei nur vom Strukturtyp ab und ist unabhängig von der Ionenladung und den Zellparametern. Für NaCl-Strukturen hat die Madelung-Konstante den Wert:

\alpha

= 1,7476. Für CsCl-Struktur gilt

\alpha

= 1.7627. Weil die Madelung-Konstante vom Coulomb-Gesetz für Punktladungen abgeleitet ist, verliert sie ihre Gültigkeit bei nicht-punktförmigen Ionen (Ionen mit kovalenten Bindungen wie z.B. im Pyritkristall) und bei Ionen mit unterschiedlicher Polarität (z.B. in der Reihe ZnS, TiO2, CdCl2, CdI2). Literatur: Bergmann-Schaefer, Lehrbuch der Experimentalphysik Bd. 6, S. 6 Kategorie:Kristallographie

Schmelzpunkt

Als Schmelzpunkt oder Schmelztemperatur bezeichnet man die Temperatur, bei der ein Stoff schmilzt, das heißt vom festen in den flüssigen Aggregatzustand übergeht. Der Schmelzpunkt ist abhängig vom Stoff, im Gegensatz zum Siedepunkt aber nur sehr wenig vom Druck. Für reine Stoffe ist er identisch mit dem Gefrierpunkt und bleibt während des gesamten Schmelzvorganges konstant. Durch Unreinheiten, Lösungsmittelreste etc. wird der Schmelzpunkt in der Regel erniedrigt. Amorphe Werkstoffe besitzen keinen Schmelzpunkt, sondern einen Schmelzbereich oder eine Übergangstemperatur wie z. B. Gläser und einige Kunststoffe. Auch die Bestimmung eines Erweichungspunktes ist möglich.

Druckabhängigkeit

Der Schmelzpunkt hängt zwar vom Druck ab, allerdings nur geringfügig: Um den Schmelzpunkt um lediglich 1 K zu ändern, muss der Druck durchschnittlich um etwa 100 atm erhöht werden. Daraus folgt, dass sich Änderungen des Atmosphärendrucks - die merkliche Änderungen des Siedepunkts bewirken können - praktisch nicht auf den Schmelzpunkt auswirken. Für das Schmelzen gilt wie für andere Phasenumwandlungen die Clausius-Clapeyronsche Gleichung, die in guter Näherung für das Schmelzen bei verschiedenen Drücken folgende Temperaturänderung ΔT ergibt:

\Delta T = \frac

Dabei ist T_M der Schmelzpunkt, ΔV die Volumenänderung beim Schmelzen, Δp die Differenz der betrachteten Drücke, und H_M die Schmelzenthalpie. Da aber die Volumenänderungen ΔV beim Schmelzen relativ klein sind, ist auch die Druckabhängigkeit des Schmelzpunktes relativ klein. Beispielsweise ändert sich bei einer Erhöhung des Drucks um 100 Atm der Schmelzpunkt von Eis um -0.76 K - Eis schmilzt also unter Druck leichter - , während sich der Schmelzpunkt von Tetrachlorkohlenstoff um +3.7 K erhöht. Die Tatsache, dass sich der Schmelzpunkt von Eis oder beispielsweise auch von Bismut bei Druckerhöhung erniedrigt, folgt daraus, dass ihr Volumen beim Schmelzen verringert wird: Dann ist in der obigen Gleichung ΔV und ΔT negativ.

Bedeutung

Der Schmelzpunkt von Wasser hat große Bedeutung in der Biologie und für das Wetter. Die Bestimmung des Schmelzpunkts einer Substanz ist auch von großer Bedeutung in der qualitativen Analytik, einschließlich der Identitätsprüfung, da viele Substanzen über ihren Schmelzpunkt identifiziert werden können. Flüssige Substanzen oder solche mit niedrigem Schmelzpunkt werden dazu in leicht kristallisierende Derivate umgewandelt: Alkohole können beispielsweise durch die Messung der Schmelzpunkte ihrer Ester der Nitrobenzoesäure oder der Dinitrobenzoesäure identifiziert werden. Die Schmelzpunkterniedrigung durch gelöste Substanzen ist der Grund, warum Eis durch Salz geschmolzen werden kann.

Bestimmung

Eine ungefähre Messung ist natürlich einfach mit einem Thermometer durch Aufschmelzen der Probe und Ablesen der Schmelztemperatur möglich. Für die exakte Messung des Schmelzpunktes stehen unterschiedliche Methoden zur Verfügung:
- Apparatur nach Thiele
- Heiztischapparatur nach Kofler, Tottoli
- Dynamische Differenzkalorimetrie (DSC)

Siehe auch

Phasendiagramm, molare Schmelzpunkterniedrigung, Siedetemperatur Kategorie:Schwellenwert (Temperatur) Kategorie:Physikalische Chemie Kategorie:Werkstoffeigenschaft ja:融点 ko:녹는점 th:จุดหลอมเหลว

Siedepunkt

Der Siedpunkt (Abk.: Sdp) oder auch Kochpunkt (Abk.: Kp) eines Reinstoffes ist ein Wertepaar in dessen Phasendiagramm und besteht aus zwei Größen: Der Sättigungstemperatur (speziell auch Siedetemperatur) und dem Sättigungsdampfdruck (speziell auch Siededruck) an der Phasengrenzlinie zwischen Gas und Flüssigkeit. Er setzt sich also aus den beiden Zustandsgrößen Druck und Temperatur beim Übergang eines Stoffes vom flüssigen in den gasförmigen Aggregatzustand zusammen. Der Siedepunkt stellt die Bedingungen dar, welche beim Phasenübergang eines Stoffes von der flüssigen in die gasförmige Phase vorliegen, was man als Sieden oder Verdampfen bezeichnet. Zudem ist er für den umgekehrten Vorgang der Kondensation, allerdings nur bei Reinstoffen, identisch mit dem Kondensationspunkt. Beim Verdampfen eines Stoffgemisches kommt es zu einem veränderten Siedeverhalten und man beobachet einen Siedebereich anstatt eines einzelnen Siedepunktes. Bei einem Phasenübergang von der flüssigen in die gasförmige Phase unterhalb des Siedepunktes, spricht man von einer Verdunstung. In Tabellenwerken werden die Siedetemperaturen bei Normaldruck angegeben, also bei 1013,25 hPa. Dieser Siedepunkt wird als Normalsiedepunkt, die angegebene Siedetemperatur als Normalsiedetemperatur (T_Sied) bezeichnet. Der Begriff Siedepunkt wird dabei häufig als Kurzform für die Normalsiedetemperatur verwendet und stellt daher im allgemeinen Sprachgebrauch meist deren Synonym dar, was jedoch den Siedpunkt auf nur ein einziges Wertepaar reduzieren würde und daher formal inkorrekt ist.
Bei einem Schnellkochtopf macht man sich beispielsweise zu nutze, dass die Siedetemperatur und der Siededruck voneinander abhängen. Durch eine Druckerhöhung von meist einem Bar erreicht man auf diese Weise eine Steigerung der Siedetemperatur des Wassers von 100 °C auf ungefähr 120 °C. Beide Temperaturen stellen Siedetemperaturen dar, jedoch ist nur der Wert von 100 °C auch die Siedetemperatur unter Normaldruck und somit die Normalsiedetemperatur. Eine Vermischung beider Begriffe ist daher unspezifisch, keineswegs selbstverständlich und sollte vermieden werden.

Siedevorgang

Wasser Hauptartikel: Verdampfen, Verdampfungswärme und Siedeverzug Unterhalb und oberhalb des Siedepunktes führt eine Erwärmung der Flüssigkeit bzw. des Gases nur zu einer Erhöhung der Temperatur. Die zugeführte Energie wird in Bewegungsenergie der Teilchen umgewandelt. Während des Phasenübergangs der Flüssigkeit zum Gas jedoch bleibt die Temperatur konstant, sofern auch der Druck konstant bleibt. Sämtliche zugeführte thermische Energie wird in die Zustandsänderung investiert. Ist der Siedepunkt erreicht, so werden bei weiterer Zufuhr von Energie die chemisch-physikalischen Wechselwirkungen zwischen den Teilchen gelöst - die Teilchen treten in die Gasphase über. Die Temperatur der Flüssigkeit stagniert, da die zugeführte thermische Energie vollständig für die Lösung der zwischenmolekularen Bindungen eingesetzt wird. Die Energie, die hierfür bei einem Mol des Stoffes benötigt wird, bezeichnet man auch als Verdampfungsenthalpie und ihr nicht stoffmengenbezogenes Gegenstück als Verdampfungswärme. Erst wenn alle Teilchen in der Gasphase sind, steigt die Temperatur des Systems wieder an. Wasser, Wasserstoffperoxid oder Laugen (zum Beispiel Natronlauge) ohne Staubpartikel oder Gasbläschen lassen sich in reinen Gefäßen auch über die Siedetemperatur hinaus erwärmen, ohne dass es zum Sieden kommt. Kleinste Störungen, wie zum Beispiel Erschütterungen, die eine Durchmischung nach sich ziehen, können zu einer explosionsartigen Trennung der flüssigen von der Dampfphase führen, was man als Siedeverzug bezeichnet. Aufgrund dessen fügt man in der Chemie Flüssigkeiten, die von einem Siedeverzug gefärdet sind, so genannte Siedesteinchen aus Ton oder Bimsstein zu, die durch die Chemikalie nicht angegriffen werden, aber durch