2.7 Periodensystem 

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3  Die Chemische Bindung

3.1 Atomeigenschaften

Mit Ausnahme der Edelgase existieren alle chemischen Elemente unter Normalbedingungen ausschließlich als Verbindungen mit gleichen oder anderen Elementen. Edelgase hingegen sind diskrete Atome.

Normalbedingungen: Temperatur: 273,15 K oder 0 oC
                                   Druck: 1,013× 105 Pa, 101,3 kPa oder 1,013 bar

Die Natur der chemischen Bindung - des Zusammenhalts zweier oder mehrerer Atome - wird mit Hilfe der Elektronenkonfiguration der Elemente verständlich.

3.1.1 Atomradien - Ionenradien

Mit Aufbau der "Elektronenschalen" nehmen die Durchmesser der Atome (Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen) zu.

Der gleichzeitige Anstieg der Kernladung bewirkt gegenläufig eine Kontraktion der Elektronenhülle.

Da Atomdurchmesser nicht direkt messbar sind, ist der halbe Abstand zweier Atomkerne in einer chemischen Verbindung als Atomradius definiert.

Ionenradien der Kationen erhält man aus den Ionenkristallen gleicher Kationen (Metalle) mit verschiedenen einatomigen Anionen. Analog dazu misst man die Ionenradien der Anionen, indem die Kationen variiert werden.

Die Atomradien der Edelgase sind nur auf indirektem Wege bestimmbar.

Atomradien und Ionenradien:


                0               15              30               45              60             75              90
                                                                                     Ordnungszahl  ¾¾®

· = Atomradius
o = Anionenradius
x = Kationenradius

Der Kationenradius verkleinert sich durch

Der Anionenradius vergrößert sich durch

Atom- und Ionenradien von Hauptgruppenelementen:

 

3.1.2  Ionisierungspotential

  Beispielaufgaben  

Die Bildung von Kationen setzt voraus, dass Elektronen aus dem Atomverbund entfernt werden können. Hierzu ist Energie notwendig, die Ionisierungsenergie.

Die Ionisierungsenergiestufen der Atome bezeichnet man als Ionisierungspotentiale. Sie werden in Elektronenvolt (eV) angegeben.

1 eV = 1,60219·10-19 J = 8065,73 cm-1

Atom (g) ¾¾® Ion Å (g) + e-

Die Alkalimetalle mit einer n s1 - Elektronenkonfiguration haben niedrige Ionisierungspotentiale, während die Ionisierungspotentiale der Edelgase so hoch liegen, dass "normale" Reaktionsenergien keine Ionisierung herbeiführen können: nur Edelgase höherer Ordnungszahlen (Kr und Xe) bilden unter extremen Bedingungen Bindungen mit anderen Atomen.

Atom H Li Na K Rb Cs
1.Ionisierungspotential 13,6 5,4 5,1 4,3 4,2 3,9    eV

     

Atom He Ne Ar Kr Xe
1.Ionisierungspotential 24,6 21,6 15,8 13,8 12,3   eV

Na (g) ¾® NaÅ (g) + e-

Werden mehr als ein Elektron aus dem Elektronenverbund des Atoms herausgeschlagen, so erhält man ein zweites, drittes, usw. Ionisierungspotential:

Die Ionisierungsenergie von Elektronen einer Edelgaskonfiguration ist überproportional hoch, so dass das höchste Ionisierungspotential eines Atoms mit einer Edelgaskonfiguration endet.

Übergangsmetalle geben Elektronen sowohl aus dem äußeren s- als auch aus dem inneren d- Orbital unter Ionenbindung ab.

Ionisierung am Beispiel des Lithiums:

3.1.3  Elektronenaffinität

Die Bildung von Anionen erfordert die Anlagerung eines Elektrons an das Atom. Hierzu ist lediglich bei einigen Atomen Energie aufzuwenden, die aus einer stabilen Edelgaskonfiguration heraus neue Orbitale bilden müssen, insbesondere die Edelgase.

Alle anderen Atome sind im Rahmen ihrer Valenzorbitale bestrebt, Elektronen aufzunehmen unter Bildung einer möglichst stabilen Elektronenkonfiguration.

Die Elektronenaffinität liegt in der Größenordnung von -3,6 eV für Chlor, -3,4 eV für Fluor bis +1,0 eV für Neon (geschätzt),  da Ne- instabil ist.

1/2 Cl2 (g) + e-      ¾® Cl- (g)       - 3,6 eV

Allgemein:

Negative Energiewerte bedeuten Energieabgabe    (Energiegewinn)

Positive Energiewerte bedeuten Energieaufnahme   (Energiebedarf)

  Beispielaufgaben  

      

    Übungen   

      

    3.2 Chemische Bindung

© Prof. Dr. M. Häberlein in FH Frankfurt a. M., Fachbereich 2: Informatik und Ingenieurwissenschaften