Chemie für den Badebetrieb. Helmut Russ

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      Elektronegativität (EN)

      Elektronegativitäten von Hauptgruppenelementen

      Die Größe der EN eines Atoms hängt da-von ab, wie stark die Außenelektronen vom positiven Kern angezogen werden. Inner-halb einer Periode nimmt die EN von links nach rechts zu (Begründung: Die Kernla-dungszahl steigt); innerhalb einer Haupt-gruppe nimmt die EN von oben nach unten ab (Begründung: Atomradius steigt) Die Größe der Elektronegativität (abgekürzt EN) bzw. Elektronegativitätsdifferenz (ab-gekürzt ∆ EN) zwischen 2 Atomen spielt eine große Rolle:

      a) bei chemischen Bindungen (Hier gibt ∆ EN die Bindungsart an, siehe Kapitel 3),

      b) beim Aufstellen chemischer Reaktions-gleichungen.

      Wiederholungsfragen

      1. Welche Gemeinsamkeit haben die Ato-me der Elemente der gleichen Haupt-gruppe?

      2. Welche Gemeinsamkeit haben die Ato-me der Elemente der gleichen Periode?

      3. Wie viele Protonen haben die Atome des Elements mit der Ordnungszahl 48?

      4. Warum wird das Helium zur 8. Haupt-gruppe gezählt, obwohl es nur 2 Elekt-ronen hat?

      5. Wie verändern sich Atomradien

       a) innerhalb einer Hauptgruppe

       b) innerhalb einer Periode?

      6. Warum ist die Reaktionsfreudigkeit des Elements Lithium kleiner als die des Elements Kalium?

      7. Wie nennt man die Elemente der

       a) 1. Hauptgruppe

       b) 7. Hauptgruppe

       c) 8. Hauptgruppe?

      8. Welche grundsätzlichen Eigenschaften haben die Elemente der 1. Hauptgrup-pe im Vergleich zu den Elementen der 8. Hauptgruppe (Begründung)?

      9. Wo befinden sich im PSE vorwiegend

       a) Metalle

       b) Nichtmetalle?

      10. Wie verändert sich die Elektronegativi-tät innerhalb des Periodensystems der Elemente (Begründung)?

      Periodensystem

      Darunter versteht man das Bestreben eines Atoms, Elektronen anzuziehen.

      Linus Pauling, ein ame-rikanischer Chemiker (1954 Nobelpreis für Chemie, 1962 Träger des Friedensnobelprei-ses) gab dem Element mit der höchsten Elekt-ronegativität, dem Fluor willkürlich den Wert 4.

      Die folgende Tabel-

      le zeigt die Elektronegativitäten einiger Hauptgruppenelemente:

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      Chemische Bindungen

      Alle Atome haben das Bestreben, eine voll besetzte, abgesättigte Außenschale (Edel-

      gaszustand) zu erreichen. Dazu gehen sie chemische Bindungen mit gleichen oder verschiedenen Atomen ein. Je nachdem, welche Atome vorliegen, sind die Bindungs-arten unterschiedlich. Wir unterscheiden die Bindungsarten:

      Atombindung (Elektronenpaarbin-dung, kovalente Bindung)

      Ionenbindung

      Metallbindung

      Die Atombindung (Elektronenpaarbindung, kovalente Bindung)

      Sie tritt zwischen Nichtmetallatomen auf. Wenn 2 gleiche Nichtmetall-Atome eine Verbindung eingehen, spricht man von einer kovalenten oder unpolaren Atom-

      bindung. Wenn sich 2 verschiedene Nicht-metallatome miteinander verbinden, nennt man die Bindungsart polare (polarisierte) Atombindung

      Atombindung zwischen gleichen Atomen

      Einfachstes Beispiel dieser Atombindung ist die Bindung zwischen Wasserstoffatomen. Jedes H-Atom hat ein Elektron auf seiner äußersten Schale (K-Schale). Die K-Schale benötigt für die Edelgaskonfiguration jedoch zwei Elektronen. Bei der Atombin-dung lagern sich zwei Wasserstoff-Atome zusammen und bilden ein gemeinsames Elektronenpaar. Dieses gehört der K-Schale beider Atome an. Dadurch haben beide Atome eine voll besetzte Außenschale (Edelgasschale des Heliums) und bilden so ein H2-Molekül.

      Ähnlich ist es bei der Bindung zwischen zwei Atomen der 7. Hauptgruppe z. B. zwei Fluor-Atomen. Diese haben je sieben Elektronen auf ihrer äußersten Schale, der L-Schale.

      Von den beiden Fluor-Atomen behält jedes sechs Außenelektronen für sich alleine; mit dem 7. bilden sie ein gemeinsames Elekt-ronenpaar, so dass beide auf diese Weise eine voll besetzte, abgesättigte Außenschale erreichen.

      Wegen der Bildung von gemeinsamen Elek-tronenpaaren nennt man diese Bindung auch Elektronenpaarbindung.

      Durch die Elektronenpaarbindung entstehen Moleküle. Unedle Gase wie Wasserstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Fluor und Chlor kommen immer molekular vor als H2, N2, O2, F2, Cl2. Der Index „2“ besagt hier, dass jeweils zwei Atome durch Atombindung verbunden sind.

      Chemische Bindungen

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      Schreibweisen für die Atombindung

      Für Atombindungen gibt es die folgenden Schreibweisen:

      a) Elektronenformel (Punktformel)

      Dabei wird jedes Außenschalen-Elektron als ein Punkt dargestellt, die gemeinsamen Elektronenpaare werden zwischen die Buchstabensymbole geschrieben.

      b) Elektronenpaarformel (Strichformel)

      Für 2 Punkte (Außenelektronen) zeichnet man einen Strich.

      c) Strukturformel

      Es werden nur die gemeinsamen Elektro-nenpaare als Strich dargestellt. Die Elek-tronenpaare, die nur zu einem der Atome gehören, werden nicht dargestellt.

      Doppelbindung

      d) Summenformel

      Es wird nur noch angegeben, welche Atome in dem Molekül vorliegen und in welcher Anzahl. Bei dieser Darstellungsart ist nicht mehr erkennbar, wie die Atome chemisch gebunden sind. Die Anzahl der im Molekül gebundenen Atome gibt man durch eine tief gestellte Zahl (Index) rechts unten neben dem Elementsymbol an. Wenn von einer Atomart nur ein Atom im Molekül vor-kommt, steht hinter dem Symbol keine Zahl.

      Beispiel: Nicht H2O1

       sondern