s, p und d

Fortsetzung der Erkundungen im Periodensystem
Wiederholung
Für die chemischen Eigenschaften der Elemente sind die Elektronen der äußersten
Schale verantwortlich  Valenzorbitale  Valenz- oder Außenelektronen
Die äußerste mit Elektronen besetzte Schale ist die Schale mit der größten Energie
Für die Belegung der Orbitale mit Elektronen gilt die Spinregel sowie die Hundsche Regel
Elemente mit ähnlicher Valenzelektronenstruktur besitzen ähnliche chem. Eigenschaften
 Hauptgruppen (z.B. Alkali-Metalle, Chalkogenide, Halogenide, Edelgase)
Diese Gesetzmäßigkeiten bestimmen die empirisch gefundene Struktur des Periodensystems der Elemente (Dmitri Mendelejew, Lothar Meyer, 1869)
„Chemie“ bedeutet den Austausch von Elektronen zwischen Atomen, wobei sich die
energetischen Zustände ändern können (z.B. Bindungszustände  Moleküle, Ionenund Kristallgitter)
Im Prinzip ist „Chemie“ durch die Quantenphysik determiniert. Die unendliche Vielfalt
der chemischen Verbindungen und ihrer Umwandlungsprozesse ist jedoch durch den
reduktionistischen Ansatz der Physik allein nicht zu erfassen.
Elektronenstruktur und Periodensystem
Valenzorbitale
Hauptgruppenelemente
s
Alkalimetalle, Erdalkalimetalle,
s, p und d
Übergangsmetalle
s und p
Metalle, Halbmetalle,
Nichtmetalle
s, p, d und f
Lanthanide
Aktinide
(Nebengruppenelemente)
„Geographie des Königreichs der Elemente“
Heutiges Thema: Die physische Geographie / Geomorphologie des Königreichs
Wie verteilen sich bestimmte Eigenschaften über die Regionen?
1. Die Masse
Die Masse der Atome einer Region ergeben sich aus der Summe der Massen ihrer
Kernbestandteile: Atomkerne bestehen aus Protonen und Neutronen
 Die Atommassen liegen zwischen 10^-31 und 10^-29 kg
Vergleichswert: Relative Atommasse
Wasserstoff = 1 Kohlenstoff =12 Uran = 238
Messungen ergeben aber Werte, die von diesen hier aus der Massezahl abgeleiteten
Werten z.T. signifikant abweichen.
Kartographie der Massen: Jeder Region wird eine relative Atommasse als „Höhe“
zugeordnet
Die Landschaft der relativen Atommassen
Stichwort Isotope
und Isotopengemische
Man würde gleichmäßige Anstiege erwarten, es gibt aber Abweichungen (z.B. zwischen
Jod und Tellur oder Rubidium/Strontium und Yttrium)
Die (relative) Atommasse ist offensichtlich kein grundlegendes Ordnungsmerkmal
des Königreichs. Sie muß aber mit diesem Ordnungsmerkmal zusammenhängen,
da sie die Tendenz eines gleichmäßgen Anstiegs widerspiegelt.
Wie sieht es mit dem Atomdurchmesser aus?
d ~ 0.3 nm
1 Uranatom ist
nur ~ 3 x größer
als ein H-Atom
Der Atomdurchmesser kann auch nicht das grundlegende Ordnungselement sein
Die Landschaft der mittleren Dichte
Die größte Dichte
haben jeweils die
Metalle der
Landenge
Alkalimetalle
(große Atomdurchmesser) besitzen
eine geringe Dichte)
Dichte der verfestigten Stoffe (auch Gase)
Große Masse in kleinem Volumen = große Dichte
Ionen – elektrisch geladene Atome
Verliert ein Atom Elektronen, wird es elektrisch positiv geladen
 Kationen
Nimmt ein Atom Elektronen auf, wird es elektrisch negativ geladen  Anionen
Die Energie, die benötigt wird, um aus
einem neutralen Atom ein Ion zu
machen, nennt man
Ionisationsenergie
des Atoms. Sie wird gewöhnlich in eV
gemessen.
Ionisationsenergie von Wasserstoff: 13.6 eV
Die (ersten) Ionisationsenergien der Elemente
variieren etwa zwischen 4 eV (Cs) und 15 eV (He).
Die Landschaft der ersten Ionisationsenergie
Metalle ->
Nichtmetalle
Westen ->
Kationen
Osten ->
kaum Kationen
Je größer ein Atom ist, desto leichter kann er ein Elektron abgeben
Alkali-Metalle: 5.4 eV (Li) bis 3.9 eV (Cs)
 die Stärke der Reaktivität der Alkali-Metalle hängt von ihrer Fähigkeit ab, ihr
einziges Valenzelektron abzugeben
Bildung von Anionen
Anionen bilden sich, wenn ein Atom Elektronen aufnimmt. Die Fähigkeit, Elektronen
aufzunehmen, nennt man
 Elektronenaffinität
Die Aufnahme von Elektronen kann Energie frei setzen (positive Elektronenaffinität)
oder Energie benötigen (negative Elektronenaffinität)
Erste Elektronenaffinität
Landschaft der Elektronenaffinität
Die Edelgase besitzen (überwiegend) negative Elektronenaffinitäten
Hohe Elektronenaffinitäten korrelieren mit kleinem Atomdurchmesser
Die Metalle
Eigenschaften von Metallen
Metalle sind durch folgende Eigenschaften charakterisiert:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
durch eine hohe elektrische Leitfähigkeit, die mit steigender Temperatur abnimmt
durch eine sehr hohe Wärmeleitfähigkeit, die mit der elektrischen Leitfähigkeit korreliert
durch eine sehr gute Verformbarkeit (lassen sich „schmieden“)
durch metallischen Glanz
hoher Schmelzpunkt
Undurchsichtig im optischen Bereich
Im Periodensystem unterscheidet man
a) Alkalimetalle (ein Valenzelektron)
b) Erdalkalimetalle (zwei Valenzelektronen)
c) Übergangsmetalle (Valenzelektronen füllen d-Orbitale auf)
e) Metalle / Halbmetalle (Übergangszone zu Nichtmetallen)
f) Lanthanide und Aktinide (Valenzelektronen füllen f-Orbitale auf)
s- Block
d- Block
p- Block
f- Block
Elektronenstruktur
Metalle können relativ leicht Elektronen abgeben und einfach oder zweifach
positiv geladene Kationen bilden
 werden die Elektronen nicht von Elementen hoher Elektronenaffinität aufgenommen
(z.B. Halogene), bilden sie zwischen den Kationen, die ein Kristallgitter hoher
Koordinationszahl ausbilden, ein (entartetes) Gas aus frei beweglichen Elektronen
Die Bindung zwischen der in Form eines
dreidimensionalen Gitters angeordneten
Metall-Kationen ergibt sich aus der
Wechselwirkung mit den ungebundenen
freien Elektronen, die sich zwischen den
Atomrümpfen frei bewegen können.
 Metallische Bindung
Das freie Elektronengas im Metall
Elektronen sind Fermionen, die in einem metallischen Festkörper ein entartetes
Fermigas bilden
 ungebundene Elektronen sind delokalisiert, d. h. sie können keinen Metallatom
(genauer Orbital) mehr zugeordnet werden (beträchtliche Bindungsenergie)
 Die Anzahl der abgegebenen Elektronen ist kleiner als die Koordinationszahl
des Atoms im Gitter (z.B. 8 bei kubischen Gitter)
 sie besitzen eine positive Energie (Bindungszustände sind negativ)
 Energetisch werden sie dem Leitungsband zugeordnet, eine dichte Folge von
Energieniveaus, die teilweise mit Elektronen besetzt sind
 Die Elektronen im Leitungsband sind entartet, da ihre Fermi-Energie weit oberhalb
der thermischen Energie k*T liegt (k Boltzmannkonstante)
Erklärung der Eigenschaften der Metalle
•
durch eine hohe elektrische Leitfähigkeit, die mit steigender Temperatur abnimmt
Da die Elektronen im Leitungsband frei beweglich sind, können sie unter dem Einfluß
einer Potentialdifferenz „fließen“, d.h. einen elektrischen Strom ausbilden. Steigt die
Temperatur, dann schwingen die Atomrümpfe (Kationen) stärker um ihre Gleichgewichtslage und behindern somit den Stromfluß: elektrischer Widerstand
•
durch eine sehr hohe Wärmeleitfähigkeit, die mit der elektrischen Leitfähigkeit
korreliert
Da der Wärmetransport in Metallen in erster Linie durch das Elektronengas vermittelt
wird, besteht ein direkter Zusammenhang zwischen elektrischer und thermischer
Leitfähigkeit (Wiedemann-Franzsche Gesetz)
•
durch eine sehr gute Verformbarkeit (lassen sich „schmieden“)
Die Atome in einem Metallgitter können unter Krafteinwirkungl eicht entlang der
Gitterflächen verschoben werden  hohe Duktilität
•
durch metallischen Glanz und Undurchsichtigkeit im optischen Bereich
Da die Elektronen im Leitungsband im Prinzip jede Energie annehmen können
(Kontinuumszustände), können sie quasi mit dem eintreffenden elektromagnetischen
Feld mitschwingen und auf diese Weise fast die gesamte Strahlung wieder reemittieren (gilt nicht für Röntgenstrahlung). Daraus ergibt sich der „Metallglanz“.
•
hoher Schmelzpunkt
Durch die Delokalisierung der Elektronen wird eine starke metallische Bindung
erzeugt, die durch thermischen Einfluß nur schwer aufzulösen ist
 Wolfram: Schmelzpunk ~ 3422 °C
Metallbindungen spielen erst seit entwicklungsgeschichtlich äußerst kurzer Zeit
in der Biologie (genauer Medizin) eine Rolle, und zwar in Form von künstlichen
Hüftprothesen aus Titan...
Metallbindungen sind unerläßlich, wenn Lebewesen ihren Heimatplaneten
verlassen möchten...
Nächstes Mal: Chemische Bindungen und chemische Reaktionen