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Ionische Bindung

Ionische Bindung

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

Ionen

Ein Ion (von altgriechisch ἰόν: „sich fortbewegend“) ist ein elektrisch geladenes Atom oder Molekül. Entsprechend werden die Ionen Atomion und Molekülion genannt. Ionen sind durch Elektronenmangel positiv oder durch Elektronenüberschuss negativ geladen. Positiv geladene Ionen werden Kationen genannt, negativ geladene Anionen, da sie jeweils in einem elektrischen Feld zur Kathode (Minuspol) oder zur Anode (Pluspol) wandern.

Kennzeichnung

Ein Ion wird in der Chemie allgemein mit NiMe^n- (Nichtmetall-Ion) oder mit Meⁿ⁺ (Metall-Ion) gekennzeichnet. Beispiele sind:
- Na⁺ - Natrium-Ion (n wird hier weggelassen, da n gleich eins ist)
- S²⁻ - Sulfid-Ion
- NH₄⁺ - Ammoniumion, ein Molekülion

Eigenschaften

Der Radius von Ionen unterscheidet sich von dem des entsprechenden Atoms. Der Kationenradius ist kleiner – aufgrund der Nichtbesetzung der äußeren Orbitale –, der der Anionen meistens größer, da die äußeren Orbitale mit Elektronen aufgefüllt und/oder weitere Orbitale neu besetzt werden. Lösungen, die ionische Substanzen enthalten, Elektrolyte, leiten elektrischen Strom. Abhängig vom Verhältnis Ladung/Radius wirken Ionen unterschiedlich polarisierend in chemische Bindungen. Ionen unterschiedlicher Ladung bilden durch die Ionenbindung Salze. Ein cyclisches Ion ist ein Ion, das in einer Ringstruktur aufgebaut ist.

Vorkommen

Ionen mit mehr als 3 Unter- oder Überschussladungen kommen in der Chemie nur selten vor. In der Physik werden mit Duoplasmatrons hochgeladene Ionen in Beschleunigern erzeugt, denen nahezu alle Elektronen fehlen. Hiermit kann der Atomkern studiert werden oder es können schwere Wasserstoff- oder Heliumartige ein- bzw. zwei-Elektronen-Systeme studiert werden. Ionisierte Edelgase können Ionenbindungen eingehen. Edelgas-Halogenid-Verbindungen werden in Excimerlasern verwendet. Bei Molekülen mit zwei oder mehreren funktionellen Gruppen kann es vorkommen, dass sie an der einen Gruppe eine positive, an einer anderen eine negativ Ladung tragen (insgesamt ist das Molekül dann neutral). Solche polaren Moleküle werden auch als Zwitterionen bezeichnet. Elektrolyte spielen eine große Rolle in Stoffwechselvorgängen und in Batterien. Sternenmaterie liegt in ionisierten Zustand vor, geht hier aber wegen der hohen Temperatur keine chemische Bindung mehr ein. Diesen Zustand nennt man Plasma. Kategorie:Elektrochemie ja:イオン ko:이온 ms:Ion simple:Ion

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.

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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 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

Elektronegativität

Die Elektronegativität ist ein relatives Maß für das Bestreben eines Atoms, in einem Molekül die Bindungselektronen an sich zu ziehen. Sie kann daher als Anhaltspunkt für die Polarität einer Atombindung genommen werden: Je höher der Unterschied in der Elektronegativität der gebundenen Elemente, desto polarer ist die Bindung. Atome mit hoher Elektronegativität bezeichnet man auch als elektronegativ, solche mit geringer Elektronegativität als elektropositiv. Es sind zwei Systeme zum Messen der Elektronegativität in Gebrauch: die Pauling-Skala und die Mulliken-Skala. Die Allred-Rochow Skala wird nur selten verwendet. In der Mulliken-Skala (1934 von Robert S. Mulliken vorgeschlagen) wird die Elektronegativität als Mittelwert aus dem Ionisationspotential und der Elektronenanziehung (electron affinity) berechnet. Diese Energie wird in Elektronenvolt angegeben.

Pauling-Skala

Die Pauling-Skala ist eine vielgenutzte, von Linus Pauling 1932 erstellte empirische Definition der Elektronegativität. Sie beruht also weder auf Messwerten noch auf Modellberechnungen, und ist daher nur qualitativ, und nicht quantitativ. Das Element Fluor hat die höchste Elektronegativität, die willkürlich mit dem Zahlenwert "4,0" festgelegt wurde, und keine physikalische Dimension oder Einheit besitzt. Die niedrigste Elektronegativität hat Francium mit "0,7". Alle anderen Elemente liegen zwischen diesen beiden Werten. Die Elemente der zweiten Periode des Periodensystems haben halbzahlige Werte:
- Lithium : 1,0
- Beryllium : 1,5
- Bor : 2,0
- Kohlenstoff : 2,5
- Stickstoff : 3,0
- Sauerstoff : 3,5
- Fluor : 4,0

Regelmäßigkeiten

Die Elektronegativität ist für Elemente in der rechten oberen Ecke des Periodensystems am höchsten, und nimmt nach links und nach unten hin ab. Bindungen zwischen Atomen mit einer Elektronegativitätsdifferenz von mehr als 1,7 sind allgemein Ionenbindungen, bei Differenzen zwischen 0,5 und 1,7 handelt es sich um polare kovalente Bindungen. Bindungen mit einer Differenz unter 0,5 gelten als unpolare kovalente Bindungen.

Gründe der Regelmäßigkeiten

Die Anziehungskraft eines Atomkerns auf die Elektronen in einer Bindung hängt von drei Faktoren ab:
- der Anzahl der Protonen des Kerns (dadurch steigt die Elektronegativität innerhalb einer Periode von links nach rechts)
- der Entfernung der Elektronen vom Atomkern (deshalb sinkt die Elektronegativität in einer Gruppe von oben nach unten)
- der "Abschirmung" des Kerns durch weiter innen liegende Schalen.

Tabelle der Werte

Pauling-Werte der Elektronegativität im Periodensystem der Elemente

Weblinks

- http://www.cci.ethz.ch/vorlesung/de/ac1/ac1_node26.html
- [http://pol.spurious.biz/projects/chemglobe/general/chembindung/en.html ChemGlobe - Elektronegativität] Kategorie:Chemie ja:電気陰性度 ko:전기음성도 th:อิเล็กโตรเนกาทิวิตี

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

Metall

] Metalle sind die größte Gruppe der chemischen Elemente, etwa 80 % der Elemente sind Metalle. Sie sind im allgemeinen gute elektrische Leiter. Im Periodensystem der Elemente sind sie nicht bestimmten Reihen oder Perioden zugeordnet, vielmehr befinden sie sich links und unterhalb einer Linie vom Bor zum Polonium. Oben rechts befinden sich die Nichtmetalle, dazwischen die Halbmetalle.

Metalle in der Chemie

Grundsätzliches

Metallatome sind durch folgende Eigenschaften gekennzeichnet:
- Die Zahl der Elektronen in der äußeren Schale ist gering und kleiner als die Koordinationszahl
- Die Ionisierungsenergie ist klein (< etwa 10 eV) Daraus ergibt sich, dass Metallatome sich nicht wie viele Nichtmetalle über Atombindungen zu Molekülen oder Gittern verbinden können. Allenfalls in Metalldämpfen kommen solche Atombindungen vor, z. B. besteht Natriumdampf zu etwa 1 % aus Na₂-Molekülen. Metalle ordnen sich vielmehr zu einem Metallgitter, in dem die Valenzelektronen über das ganze Gitter verteilt sind, man spricht auch von einem Elektronengas. In dem Elektronengas ordnen sich die positiv geladenen Atomrümpfe. Eine exaktere Betrachtung unter Berücksichtigung des Orbitalmodells liefert das Energiebändermodell. In Verbindung mit Nichtmetallen treten die Metalle im Allgemeinen als Kationen auf, d. h. die äußeren Elektronen werden vollständig an die Nichtmetallatome abgegeben und es bildet sich eine Ionenverbindung (Salz). In einem Ionengitter werden die Ionen nur durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten.

Eigenschaften

Aus der Bindungsart und dem Gitteraufbau resultieren folgende typische Eigenschaften der Metalle:
- Undurchsichtigkeit durch leicht verschiebbare Elektronen (dadurch, dass die Elektronen nicht an bestimmte Energieniveaus (Orbitale) gebunden sind, sondern frei in Form eines Elektronengases vorkommen, können sie viele Wellenlängen absorbieren und haben deshalb eine grau bis schwarze Farbe)
- Glanz, bedingt durch leicht verschiebbare Elektronen an der Oberfläche (dadurch dass die Elektronen nicht an bestimmte Energieniveaus (Orbitale) gebunden sind, sondern frei in Form eines Elektronengases vorkommen, können sie die ganze zuvor aufgenommene Energie wieder emittieren. So entsteht der Glanz)
- Gute Verformbarkeit (Duktilität): Im Metallgitter befinden sich Versetzungen, die sich schon bei einer Spannung unterhalb der Trennspannung bewegen können; je nach Gittertyp verformt sich also ein Metall eher, als dass es bricht
- Hoher Schmelzpunkt durch die allseitig gerichteten Bindungskräfte
- Gute Elektrische Leitfähigkeit durch leicht verschiebbare Elektronen
- Gute Thermische Leitfähigkeit durch leicht verschiebbare Elektronen ----

Schmelz- und Siedetemperaturen

Die folgende Tabelle zeigt die Schmelz- und Siedetemperaturen einiger Metalle (in °C bei Normaldruck):

Wärmeleiteigenschaften

Die für die Wärmeleitung relevaten Eigenschaften wie Dichte, Wärmekapazität, Wärmeleitfähigkeit und Temperaturleitfähigkeit variieren stark. So hat etwa Silber mit 427 W/(m K) eine ca. 20-fach höhere Wärmeleitfähigkeit als Mangan. Weitere Werte.

Einteilung

Traditionell unterteilt man Metalle nach der Dichte in Schwermetalle und Leichtmetalle, nach der Reaktivität in Edelmetalle und unedle Metalle. Daneben ist gerade für das chemische Verhalten die Zugehörigkeit zu Haupt- oder Nebengruppen des Periodensystems entscheidend. Siehe auch: Refraktärmetalle

Für technisch verwendete Metalle

Die technisch verwendete Metalle werden entsprechend ihrem Basismetall und nach dem Verwendungszweck unterteilt:
- Metalle
- Eisenwerkstoffe
- Stahl (unlegiert, niedriglegiert, hochlegiert)
- Gusseisen (Grauguss, Stahlguss, Temperguss)
- Nichteisenmetalle
- Reinmetalle
- Edelmetalle
- Schwermetalle (ρ ≥ 4,5 g/cm³)
- Leichtmetalle (ρ < 4,5 g/cm³)
- Nichteisen-Legierungen
- Knetlegierungen
- Gusslegierungen ----

Vorkommen

Der Erdkern besteht zum größten Teil aus Eisen, da es das physikalisch stabilste Element ist. In der Erdkruste dagegen überwiegen die Nichtmetalle, relativ häufige Metalle sind Aluminium, Eisen, Mangan, Titan, Calcium, Magnesium, Natrium und Kalium. Viele seltene Metalle treten aber in ihren Abbaustätten stark angereichert auf, so dass sich ein Abbau lohnt. Gesteine, die klassische Werkmetalle in abbauwürdigen Konzentrationen enthalten, werden Erze genannt. Zu den wichtigsten Erzen gehören:
- Oxide
- Sulfide
- Carbonate Andere Metallverbindungen wie Kochsalz oder Kalk werden dagegen nicht als Erze bezeichnet. Manche Edelmetalle, v. a. Gold, kommen auch gediegen, d. h. in reiner Form und nicht als Verbindung/Erz vor.

Verbindungen

Die Verbindungen oder auch Lösungen von verschiedenen Metallen heißen Legierungen. Diese haben oft völlig andere physikalische und chemische Eigenschaften als die reinen Metalle. Vor allem die Härte ist teilweise um Größenordnungen höher. Ebenso ist vielfach die Korrosionsbeständigkeit deutlich erhöht. Reine Metalle werden praktisch nicht verwendet, außer bei der Herstellung elektrischer Leitungen, da reine Metalle die größte Leitfähigkeit besitzen. Hier werden unlegierte Metalle verwendet, vor allem Kupfer und Aluminium. Mit vielen Nichtmetallen werden Ionenverbindungen eingegangen, wobei aber gerade bei Übergangsmetallen und bei größeren Anionen (wie dem Sulfid-Ion) alle Übergangsstufen zur Atombindung vorkommen. Mit Nichtmetallen wie Wasserstoff, Kohlenstoff und Stickstoff werden auch Einlagerungsverbindungen gebildet, wobei sich die Nichtmetallatome in Lücken des Metallgitters befinden, ohne dieses wesentlich zu verändern. Diese Einlagerungsverbindungen behalten die typischen Metalleigenschaften wie die Elektrische Leitfähigkeit. Metallkationen, v. a. die der Nebengruppenmetalle, bilden mit Basen (Wasser, Ammoniak, Halogeniden, Cyanid u. v. a.) Komplexverbindungen, deren Stabilität nicht allein durch die elektrostatische Anziehung erklärt werden kann. Metalle in höheren Oxidationsstufen bilden auch Komplexanionen, z. B. löst sich Chromtrioxid CrO₃ in Kalilauge unter Bildung des Chromat-Anions CrO₄^2-: CrO₃ + 2 KOH -> K₂CrO₄ + H₂O

Verwendung

Viele Metalle sind wichtige Werkstoffe. Unsere moderne Welt wäre ohne Metalle unmöglich. Nicht ohne Grund werden Phasen der Menschheitsentwicklung nach den verwendeten Werkstoffen als Steinzeit, Bronzezeit, Eisenzeit bezeichnet. Die folgende Tabelle enthält die wichtigsten Metalle und Legierungsbestandteile, keine Verbindungen.
- Aluminium: bedeutendstes Leichtmetall
- Beryllium
- Bismut: Legierungen
- Blei: Legierungen, Bleiakkumulator, Lote, Korrosionsschutz, Gewicht
- Cadmium: Bestandteil von Akkumulatoren
- Chrom: Legierungsbestandteil (Chrom-Vanadium-Stahl, Chrom-Nickel-Stahl), Überzugsmetall
- Eisen: wichtigstes Werkmetall (Gusseisen, Stahl), viele Legierungen
- Gold: Schmuckmetall, Blattgold, Elektrotechnik, Wertanlage, Währungsabsicherung
- Iridium
- Kalium: legiert mit Natrium als Kühlmittel in Kernreaktoren
- Kobalt: Magnete
- Kupfer: Elektrotechnik (zweithöchste Leitfähigkeit nach Silber), Bronze, Messing
- Magnesium: für besonders leichte Werkstücke mit nicht allzuhohen Ansprüchen an die Festigkeit; Einweg-Blitzbirnen bzw. Blitzlichtpulver
- Mangan: Legierungsbestandteil (Manganstahl)
- Molybdän: Legierungsbestandteil (Molybdän-Stahl) zur Erhöhung der Warmfestigkeit
- Natrium: legiert mit Kalium als Kühlmittel in Kernreaktoren
- Nickel: Legierungen (Nickel-Eisen, Nickel-Chrom, Nickel-Kupfer etc.), Legierungsbestandteil (Chrom-Vanadium-Stahl, Chrom-Nickel-Stahl), Magnete
- Osmium: legiert mit Wolfram in Glühlampen
- Palladium: Katalyse, Wasserstoffspeicherung
- Platin: Schmuckmetall, Katalyse, Wertvollstes Metall
- Quecksilber: Thermometer
- Rhodium: Schmuckmetall
- Ruthenium
- Silber: Schmuckmetall, Fotografie
- Tantal: Kondensatoren
- Titan: für Leichtbauweise ohne Rücksicht auf die hohen Kosten, Schmuck
- Uran: Kernreaktoren, Radioaktivität
- Vanadium: Legierungsbestandteil (Chrom-Vanadium-Stahl) für wärmfeste Stähle, Katalysator zur Synthetisierung von Schwefelsäure (Vanadium-V-Oxid)
- Wolfram: Glühlampen (höchster Schmelzpunkt aller Metalle), Spezialstähle, Wolframcarbid
- Zink: Legierungsbestandteil (Messing), Zinkdruckgussteile (Zamak-Legierung), Verzinkung von Stahlteile (Feuerverzinkung, Bandverzinken, ..)
- Zinn: Legierungsbestandteil (Bronze), Lote (Lötzinn), Weißblech, Zinnfiguren
- Zirkonium: Lamdasonde im Auto (Messung des Sauerstoffgehalts im Abgas)

Metalle in der Astronomie

In der Astronomie bezeichnet Metall jedes chemische Element mit einer Ordnungszahl höher als Helium. Diese Unterscheidung ist sinnvoll, da Wasserstoff und Helium zusammen mit einigen Spuren von Lithium die einzigen Elemente sind, welche im Universum auftreten, ohne ein Produkt der Kernfusion innerhalb von Sternen zu sein. Die Metallizität von Objekten des Weltraums kann daher als Indikator für seine stellare Aktivität aufgefasst werden.

Metall in der Chinesischen Philosophie

Metall bezeichnet ein Element der traditionellen Fünf-Elemente-Lehre.

Siehe auch

- Metallurgie
- Metallgitter – Metallbindung
- Halbmetall – Nichtmetall
- Periodensystem
- Festkörper

Weblinks

- Animationen der Atome von Metallen und Nichtmetallen: http://www.physik.rwth-aachen.de/~harm/aixphysik/atom/Periodic/index.html ! Kategorie:Stoffgruppe Kategorie:Metallurgie ja:金属 ko:금속 simple:Metal th:โลหะ

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

Neon

Neon (von altgriech. νέος = neu) ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol Ne und der Ordnungszahl 10. Das farb-, geschmack- und geruchlose Edelgas ist Bestandteil der Luft.

Eigenschaften

Neon ist das zweitleichteste Edelgas. Wie alle Edelgase hat es eine abgeschlossene Achterschale. Es bildet keine chemischen Verbindungen. In Gasentladungsröhren leuchtet es rot-orange. Durch Zusatz von Quecksilberdampf auch blau.
Neon hat auf das Volumen bezogen eine 40-mal größere "Kältekapazität" als Helium und eine 3-mal so große Kältekapazität wie Wasserstoff.
Unter den Edelgasen hat es die größte Entladespannung und den größten Entladestrom.

Anwendungen

Das rote Licht der Neonröhren kann als Reklameleuchte verwendet werden. Heutige "Neonröhren" sind aber normale, mit Quecksilberdampf gefüllte Leuchstoffröhren, deren Glaskolben mit entsprechenden Luminophoren (Farbstoffe) zur Erzeugung der entsprechenden Farben beschichtet sind.
Weitere Anwendungen:
- Signal- und Kontrollleuchten, Glimmlampen
- Stroboskoplampen
- Niederdruck-Natriumdampflampen
- Digital-Leuchtanzeigen
- Überspannungsschutz-, Blitzschutzeinrichtungen
- Thyratrons
- Bildschirmröhren
- Helium-Neon-Laser; zum Beispiel als Zeigestockersatz
- flüssiges Neon als Kältemittel in Kühlanlagen

Geschichte

Neon (griechisch neos für neu) wurde 1898 von Sir William Ramsay und Morris William Travers entdeckt.

Vorkommen

das seltene Element Neon kommt atomar in der Luft vor. Die technische Gewinnung erfolgt als Nebenprodukt bei der "Luftzerlegung".

Verbindungen

Als Edelgas bildet Neon unter Normalbedingungen keine chemischen Verbindungen.

Weblinks

- [http://periodic.lanl.gov/elements/10.html Los Alamos National Laboratory - Neon]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Ne/index.html WebElements.com - Neon]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Ne.html EnvironmentalChemistry.com - Neon]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele010.html It's Elemental - Neon] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Edelgas Kategorie:Periode-2-Element ja:ネオン ko:네온 ms:Neon th:นีออน

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

Gitterenergie

Die Gitterenergie oder Gitterenthalpie gibt an, wieviel Arbeit man aufwenden muss, um die atomaren Bestandteile eines Festkörper unendlich weit voneinander zu entfernen.
Sie ist die potentielle Energie, die freigesetzt wird, wenn sich die Atome aus unendlicher Entfernung (Gaszustand) zu einem Kristallgitter zusammenfinden. Die Gitterenergien von Ionenverbindungen sind wegen der starken elektrostatischen Wechselwirkungen erheblich größer als bei Festkörpern, die aus neutralen Molekülen aufgebaut sind und nur über Dipol-Dipol- und van-der-Waals-Kräfte wechselwirken. siehe auch: Madelung-Konstante Kategorie:Festkörperphysik

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

Nullpunktsenergie

Die Nullpunktsenergie eines Systems ist die am absoluten Temperaturnullpunkt noch auftretende Bewegung der einzelnen Teilchen. Sie ist eine Konsequenz der Heisenbergschen Unschärferelation, welche besagt, dass der Impuls und der Ort eines Teilchens nicht gleichzeitig beliebig messbar sein können. Obwohl es also die naive Vorstellung ist, dass mit immer weiterer Abkühlung alle Bewegungen „einfrieren“, bleibt dennoch eine quantenphysikalische Restbewegung, welche die Nullpunktsenergie ausmacht. Beispiel: So hat der quantenphysikalische harmonische Oszillator auch im energetisch niedrigsten Zustand (n=0) noch eine Schwingungsenergie ~1/2 der Frequenz. Diese Schwingungsenergie ist die Nullpunktsenergie. Die Nullpunktsenergie ist eigentlich durch direkte thermische Messungen nicht nachweisbar, da diese nur Energiedifferenzen erfassen. Indirekt kann die Nullpunktsenergie jedoch durch den Vergleich bestimmter chemisch-physikalischer Konstanten von Isotopen nachgewiesen werden. Der direkte experimentelle Nachweis gelang 1928 durch die Bestimmung der Temperaturabhängigkeit von Röntgeninterferenzen. Kategorie:Quantenphysik Kategorie:Thermodynamik

Coulomb-Kraft

Das coulombsche Gesetz beschreibt die elektrostatische Kraft zwischen zwei Punktladungen, die Coulombkraft. Es besagt, dass diese Kraft proportional zum Produkt dieser beiden Ladungen und umgekehrt proportional zum Quadrat ihres Abstandes ist. Zwei Ladungen mit gleichem Vorzeichen (gleichnamige) stoßen sich ab, solche mit verschiedenem Vorzeichen (ungleichnamige) ziehen sich an. Das coulombsche Gesetz wurde von dem französischen Physiker Charles Augustin de Coulomb entdeckt und lautet im SI-Einheitensystem in skalarer Form :

F = \frac\cdot \frac

Dabei bedeuten
- Q₁ und Q₂ zwei Punktladungen,
- r der Abstand der als punktförmig angesehenen Ladungen Q₁ und Q₂,
-

\varepsilon_0 = 8854187817 \cdot 10^ Fm^

die Dielektrizitätskonstante des Vakuums und
-

F

die Coulombkraft, die zwischen Q₁ und Q₂ wirkt, wobei ein positiver Wert einer Abstoßung entspricht. In vektorieller Form lautet es :

\vec F=\frac\cdot\frac \cdot \vec e_r=\frac\cdot\frac

. Dabei bedeuten
-

\vec e_r

der auf den Betrag 1 normierte Vektor, der von Q₁ nach Q₂ zeigt,
-

\vec

und

\vec

die Ortsvektoren der Ladung Q₁ bzw. Q₂,
- die Doppelstriche die Norm bzw. Länge der Vektoren und
-

\vec F

die Kraft, die Q₁ auf Q₂ ausübt. Die Größe k mit :

k = \frac  = 8,9876 \cdot 10^9 mF^

wird auch als coulombsche Konstante bezeichnet. Das coulombsche Gesetz bildet die Basis der Elektrostatik. Im gaußschen und elektrostatischen CGS-System wird das coulombsche Gesetz zur Definition der elektrischen Ladung benutzt, die damit zu einer abgeleiteten Größe wird und zwar nach :

\vec F = \frac \cdot \vec e_r

Coulombsches Gesetz im Medium

Das coulombsche Gesetz lässt sich auf einfache Weise auf den Fall von Ladungen in homogenen, isotropen, linearen Medien erweitern. Das die Ladungen umgebende Material muss sich dazu in guter Näherung durch Folgendes auszeichnen:
- Es ist elektrisch neutral.
- Es füllt den Raum zwischen den Ladungen und um diese herum gleichmäßig aus.
- Die Polarisierbarkeit des Medium ist richtungsunabhängig.
- Die Polarisierbarkeit ist proportional zum elektrischen Feld, das von den Ladungen erzeugt wird. Insbesondere verlangt die Homogenität, dass der atomare Charakter der Materie im Vergleich zum Abstand der Ladungen vernachlässigbar ist. Für solche Medien schreibt sich das coulombsche Gesetz in gleicher Form wie im Vakuum, mit dem einzigen Unterschied, dass ε₀ durch ε = ε₀·ε_r ersetzt wird. :

F = \frac\cdot \frac

Die relative Permittivität ε_r ist bei isotropen Medien eine Materialkonstante, die der Polarisierbarkeit des Mediums Rechnung trägt. Sie kann sowohl durch Messungen als auch aus theoretischen Überlegungen gewonnen werden. In der Umkehrung ist das Vakuum ein exakter Grenzfall dieser Näherung: In Ermangelung von Ladungsträgern jeglicher Art ist es makellos homogen und isotrop, die Polarisierung ist stets null. Trivialerweise gilt hier ε_r = 1. Siehe auch: Elektromagnetische Einheiten, Coulomb Kategorie:Theoretische Elektrotechnik Kategorie:Elektrostatik ja:クーロンの法則 ko:쿨롱의 법칙

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

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

Schmelzen

Als Schmelzen bezeichnet man das Übergehen eines Stoffes vom festen in den flüssigen Aggregatzustand. Dieser Prozess erfolgt bei konstantem Druck immer bei einer bestimmten Temperatur, die Schmelzpunkt genannt wird. Während des Übergangs bleibt die Temperatur konstant, sämtliche zugeführte Wärme wird in die Zustandsänderung investiert. Die dazu benötigte Energiemenge wird Schmelzwärme genannt. Das Gegenteil des Schmelzens ist das Erstarren. Das flüssige Ergebnis wird oft als Schmelze bezeichnet.

Beispiele für Schmelzen

- Eisschmelze
- Schmelze von Salzen
- Glas- oder Quarzschmelze
- Magma bzw. Lava
- Metallschmelze (z.B. für Legierungen oder Erzgewinnung)
- Schmelze eines thermoplastischen Kunststoffs (beim Spritzgießen oder Extrudieren)
- Erschmelzen von Silizium für die Herstellung von Computer-Chips