Einführung in die Allgemeine und die Anorganische Chemie: Das Periodensystem der Elemente

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Periodic table (German).svg

Zunächst will ich ein Geheimnis der chemischen Formeln lüften:

Die 12 steht für die Molmasse des Atoms und für die Anzahl der Kernbausteine (Summe Neutronen und Protonen)

Die 6 steht für die Kernladungszahl = Anzahl der Protonen und - wenn keine Elektronen aufgenommen oder abgegeben wurden - der Elektronen.

Die Anzahl der Protonen gibt an, um welches Element es sich handelt. Ein Atom mit 6 Protonen im Atomkern wird immer Kohlenstoff sein.

An der Teilchenladung kann man erkennen ob Elektronenüberschuss (es wurden Elektronen aufgenommen) oder Elektronenmangel (es wurden Elektronen abgegeben) herrscht. Bei einer Verbindung (z.B. NO3- ist einfach negativ geladen) kann man hier die Ladung des betreffenden Teilchens erkennen.

Die Teilchenzahl gibt an, wie oft ein Atom in einer Verbindung vorhanden ist. Z.B. HNO3 besteht ein Molekül aus 1 Atom H, 1 Atom N und 3 Atomen O.

Die Anzahl der Protonen in den Atomen eines Elements ist immer gleich. Somit kann das Element anhand des Periodensystems identifiziert werden. Damit das ganze allerdings nicht von Anfang an zu einfach wird, hat sich die Natur einen Spaß erlaubt. Bei vielen Elementen nicht nur eine Sorte Atome mit gleichem Atomgewicht (das im wesentlichen durch die Anzahl der Protonen und Neutronen im Kern bestimmt wird). Oftmals existieren verschiedene Atome des gleichen Elements, verursacht durch die unterschiedliche Anzahl an Neutronen im Kern. Der bekannteste Vertreter ist der Wasserstoff:

der allseits bekannte normale Wasserstoff.

Doch es existiert nicht nur dieser, natürlich vorkommender Wasserstoff enthält auch einen geringen Anteil schwerem Wasserstoff, auch Deuterium genannt, der außer einem Proton noch ein Neutron im Kern enthält:

Weiterhin gibt es noch den superschweren Wasserstoff Tritium mit einem Proton und 2 Neutronen im Kern:

Man sagt, dass es 3 Wasserstoffnuklide, d.h. Sorten mit unterschiedlicher Neutronenzahl gibt. In ihren chemischen Eigenschaften sind diese 3 Nuklide des Wasserstoffs gleich. Sie unterscheiden sich jedoch in der Dichte, da 1 Mol Normaler Wasserstoff 1 Gramm wiegt, ein Mol Deuterium 2 Gramm und ein Mol Tritium 3 Gramm. Hieraus kann man ableiten, dass ein Liter Deuterium 3-mal schwerer ist als 1 Liter normaler Wasserstoff.

Die krummen Atommassen ergeben sich einfach daraus, dass sich die im Periodensystem angegebene "relative" Atommasse folgendermaßen ergibt: Summe der verschiedenen Atomgewichte der einzelnen Nuklide mal der häufigkeit in Prozent, geteilt durch 100.

Und nun schon einige Gesetzmäßigkeiten, auf deren Basis das Periodensystem aufgestellt wurde:

Hier werden die Elemente anhand der steigenden Atommasse geordnet.

Die Elemente der Hauptgruppen (das sind sie Spalten im Periodensystem I A bis VII A) haben alle ähnliche Eigenschaften.

Hauptgruppe I sind die Alkalimetalle. Li hat somit ähnliche chemische Eigenschaften wie z.B. Na, K, Rb, Cs und Fr.

Hauptgruppe II sind die Erdalkalimetalle. Be hat ähnliche chemische Eigenschaften wie Mg, Ca, Sr, Ba und Ra.

Dies gilt auch für die nachfolgenden Hauptgruppen. Diese ähnlichen chemischen Eigenschaften resultieren aus der gleichen Anzahl Valenzelektronen in der Außenschale. Die Elemente der Hauptgruppe I haben 1 Valenzelektron auf ihre Außenschale, die der II. Hauptgruppe 2 usw. bis zur VIII. Hauptgruppe der Edelgaszustand mit 8 Valenzelektronen erreicht ist.

Bezeichnet werden sie wie folgt:

Hauptgruppe III: Erdmetalle

Hauptgruppe IV: Kohlenstoffgruppe

Hauptgruppe V: Stickstoffgruppe

Hauptgruppe VI: Chalkogene

Hauptgruppe VII: Halogene

Hauptgruppe VIII: Edelgase

Man kann das Periodensystem auch Reihenweise betrachten:

Reihe Nr. Periode Nr. Größe der Periode Schale Enthaltene Elemente
1 1 2-er K 1H bis 2He
2 2 8-er L 3Li bis 10Ne
3 3 8-er M 11Na bis 18Ar
4 4 18-er N 19K bis 36Kr
5 5 18-er O 37Rb bis 54Xe
6 6 32-er P 55Cs bis 86Rn
7 7 ?32-er? Q 87Fr ff .....

Zieht man eine Diagonale von links oben nach rechts unten, kann man die Elemente grob in Metalle und Nichtmetalle trennen.

Charakteristische Eigenschaften der Metalle sind:

  1. Metalle sind immer gute Wärmeleiter,
  2. Metalle sind gegenüber Nichtmetalle sehr gute Leiter (Leiter erster Ordnung),
  3. Metalle sind verformbar,
  4. Metalle glänzen,
  5. Metalle bilden leicht Kationen, d.h. sie geben leicht Elektronen ab und bilden dann Salze,
  6. Metalle sind undurchsichtig und
  7. besitzen ein metallisches Gitter.

Alle diese Eigenschaften sind auf freibewegliche Elektronen zurückzuführen.

Als Messgröße dient die Leichtigkeit der Elektronenabgabe, die sich als Ionisationsenergie äußert.

Die Ionisationsenergie nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu und innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab --> vergleichbar mit der Diagonale zur Trennung Metalle / Nichtmetalle.

Auch der metallische Charakter eines Elements nimmt innerhalb einer Periode von rechts nach links zu und innerhalb einer Gruppe von oben nach unten zu ---> Zunahme des metallischen Charakters von rechts oben nach links unten. Dies entspricht auch der Bereitschaft Elektronen abzugeben. Je ausgeprägter der metallische Charakter eines Elements ist, desto größer die Bereitschaft Elektronen abzugeben.

Und nun das Gegenteil: Der Nichtmetallcharakter.

Auch der Nichtmetallcharakter eines Elements nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu und innerhalb einer Gruppe von unten nach oben zu ---> Zunahme des nichtmetallischen Charakters von links unten nach rechts oben. Dies entspricht auch der Bereitschaft Elektronen aufzunehmen. Je ausgeprägter der nichtmetallische Charakter eines Elements ist, desto größer die Bereitschaft Elektronen aufzunehmen.

Die Stärke der Bereitschaft Elektronen aufzunehmen wird als Elektronegativität bezeichnet (die Meßgröße in kJ/mol als Energie).

F + e- ---> F- + freigesetzte Energie

Cl + e- ---> Cl- + freigesetzte Energie (weniger als bei F)

Br + e- ---> Br- + freigesetzte Energie (weniger als bei Cl)

O + 2e- ---> O2- + freigesetzte Energie (weniger als bei F)

S + 2e- ---> S2- + freigesetzte Energie (weniger als bei O)

(Anmerkung: Wie man sieht, versuchen die vorgenannten Elemente durch Abgabe (Metalle) oder Aufnahme (Nichtmetalle) von Elektronen den Zustand der Edelgase auf ihrer Außenschale zu erreichen. Metalle erreichen durch Abgabe von Elektronen den Zustand des Edelgases der vorherigen Periode, Nichtmetalle durch Aufnahme von Elektronen den Zustand des Edelgases vom Ende der Periode in der sie sich befiden.)

Die Elektronegativität ist ein Maß für das Bestreben eines Elements Elektronen aufzunehmen bzw. das Bestreben von Atomen Elektronen mehr oder weniger fest zu sich heran zu ziehen (innerhalb einer chemischen Bindung).[1]

Die Elektronegativität gemäß der Pauling-Skala (ist eine relative Skala) :

Cs..................H......................F
,-------------------,----------------------,
0,7.................2,1....................4,0  (ohne Einheit)
Abgabe ................................. Aufnahme von Elektronen bevorzugt

Je weiter die beiden Reaktionspartner auf der Skala auseinander liegen, desto stärkere Bindungstendenz der Ionen liegt vor. Je geringer der Abstand, desto geringer ist die Bindungstendenz der Ionen.

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  1. Siehe auch Wikipedia-Artikel Elektronegativität.