rel="nofollow" href="#ulink_c3800832-6420-5f38-8f5c-533309bba7a1">G.7 Einheiten
Leichte Aufgaben
■ Chemie ist die Wissenschaft von den Substanzen in unserer Welt und den Veränderungen, die sie eingehen können. Die Physikalische Chemie ist der Zweig der Chemie, der unter Verwendung von Konzepten aus der Physik und der Sprache der Mathematik die Fundamente dieser Wissenschaft entwickelt. Sie schafft die Fundamente, auf deren Grundlage wir neue spektroskopische Techniken entwickeln und interpretieren, die Strukturen von Molekülen und ihre Elektronenverteilungen verstehen oder die Eigenschaften der makroskopischen Materie aus den Eigenschaften ihrer konstituierenden Atome erklären können. Die Physikalische Chemie gibt uns einen Einblick in die Welt der chemischen Reaktionen und ermöglicht uns, ihren Ablauf im Detail zu verstehen. Sie ist die Grundlage der gesamten Chemie und gibt uns die Begriffe an die Hand, mit deren Hilfe wir Strukturen, Veränderungen oder Untersuchungsmethoden verstehen können.
Im Verlauf dieses Buches werden wir uns auf zahlreiche Konzepte stützen, von denen die meisten bereits aus den Einführungsvorlesungen vertraut sein sollten. In diesem Kapitel wollen wir einige von ihnen wiederholen. Die meisten werden wir in späteren Kapiteln noch vertiefen, aber wollen sicher gehen, dass wir uns jederzeit auf diese Grundlagen beziehen können. Weil die Physikalische Chemie im Grenzgebiet zwischen Physik und Chemie angesiedelt ist, werden wir auch einige Konzepte aus der elementaren Physik repetieren, die wir später benötigen werden.
G.1 Atome
■ Das Wichtigste in Kürze: (a) Die Grundlage jeder Diskussion der Atomstruktur ist das Atommodell: Negativ geladene Elektronen besetzen Atomorbitale, die schalenförmig um einen positiv geladenen Atomkern angeordnet sind. (b) Das Periodensystem stellt Ähnlichkeiten der Elektronenkonfigurationen von Atomen heraus, die wiederum zu Ähnlichkeiten in deren physikalischen und chemischen Eigenschaften führen. (c) Einatomige Ionen sind elektrisch geladene Atome und werden durch ihre Oxidationszahlen gekennzeichnet.
Materie besteht aus Atomen. Ein Atom eines Elements ist durch seine Kernladungszahl Z charakterisiert, die Zahl der Protonen in seinem Atomkern. Die Zahl von (neutralen) Neutronen im Atomkern ist in engen Grenzen variabel; die Nukleonenzahl (die häufig auch Massenzahl genannt wird) A eines Atoms ist die Gesamtzahl der Protonen und Neutronen (die zusammen auch als Nukleonen bezeichnet werden) in seinem Kern. Atome mit derselben Kernladungszahl aber unterschiedlichen Nukleonenzahlen sind Isotope desselben Elements.
Nach dem Atommodell besteht ein Atom mit der Kernladungszahl Z aus einem Atomkern mit der Ladung +Ze umgeben von Z Elektronen mit der Ladung –e (e ist die Elementarladung, deren Zahlenwert – zusammen mit den Zahlenwerten anderer Naturkonstanten – auf der vorderen inneren Umschlagseite des Buches zu finden ist). Diese Elektronen liegen in Atomorbitalen vor, d. h. Raumbereichen, in denen sie mit hoher Wahrscheinlichkeit anzutreffen sind, wobei nie mehr als zwei Elektronen dasselbe Orbital besetzen dürfen. Die Atomorbitale sind in Schalen um den Atomkern angeordnet. Jede Schale wird durch ihre Hauptquantenzahl n D 1, 2,... gekennzeichnet und besteht aus n2 einzelnen Orbitalen, die in n Unterschalen unterteilt sind. Diese Unterschalen und die in ihnen enthaltenen Orbitale werden mit s, p, d und f bezeichnet. Für alle neutralen Atome außer Wasserstoff besitzen die Unterschalen einer bestimmten Schale geringfügig unterschiedliche Energien.
Die sequenzielle Besetzung der Orbitale in den aufeinander folgenden Unterschalen führt zu periodischen Ähnlichkeiten der Elektronenkonfigurationen der Atome, d. h. der Auflistung der besetzten Atomorbitale, wenn man sie nach ihrer Kernladungszahl ordnet. Dies führt zu der Anordnung der Elemente im Periodensystem (das auf der hinteren inneren Umschlagseite gezeigt ist). Die Spalten des Periodensystems werden als Gruppen bezeichnet und heutzutage von 1 bis 18 nummeriert. Die Zeilen im Periodensystem nennt man Perioden, wobei die Nummer der Periode der Hauptquantenzahl der äußersten in den Atomen besetzten Schale entspricht (der sogenannten Valenzschale). Das Periodensystem ist in s-, p-, d- und f-Blöcke unterteilt, die den zuletzt besetzten Unterschalen in den jeweiligen Atomen entsprechen. Die Elemente des d-Blocks (vor allem die Elemente der Gruppen 3–11 im d-Block) werden als Übergangsmetalle bezeichnet; die des f-Blocks (der nicht mehr in nummerierte Gruppen unterteilt wird) werden manchmal innere Übergangsmetalle genannt. Die erste Zeile des f-Blocks (Periode 6) enthält die Lanthanoiden (oft immer noch als „Lanthaniden“ bezeichnet), die zweite Zeile (Periode 7) die Actinoiden (immer noch häufig „Actiniden“ genannt). Manche der Gruppen tragen vertraute Namen: Gruppe 1 enthält die Alkalimetalle, Gruppe 2 die Erdalkalimetalle, Gruppe 17 die Halogene und Gruppe 18 die Edelgase. Grob gesagt enthalten die Gruppen auf der linken Seite des Periodensystems die Metalle und die auf der rechten Seite die Nichtmetalle; diese beiden Klassen treffen sich entlang einer Diagonale von Bor zu Polonium, die als Metalloide oder Halbmetalle bezeichnet werden, weil ihre Eigenschaften zwischen denen der Metalle und der Nichtmetalle liegen.
Ein einatomiges Ion ist ein geladenes Atom. Wenn ein Atom ein oder mehrere Elektronen zusätzlich erhält, wird es zu einem negativ geladenen Anion; wenn es ein oder mehrere Elektronen verliert, wird es zu einem positiv geladenen Kation. Die Ladungszahl eines Ions wird als Oxidationszahl des Elements in diesem Zustand bezeichnet (die Oxidationszahl von Magnesium in Mg2+ ist folglich +2 und die von Sauerstoff in O2– ist –2). Es ist sinnvoll – wird aber nicht immer konsequent gemacht –, zwischen der Oxidationszahl und dem Oxidationszustand zu unterscheiden, der den physikalischen Zustand des Atoms mit der jeweiligen Oxidationszahl beschreibt. Die Oxidationszahl von Magnesium in Mg2+ ist folglich +2 und das Atom liegt dann im Oxidationszustand Mg2+ vor. Die Ionen, die typischerweise von den Elementen gebildet werden, sind charakteristisch für ihre Stellung im Periodensystem: Metallische Elemente verlieren typischerweise die Elektronen in ihrer Außenschale, bis sie die Elektronenkonfiguration des vorangehenden Edelgases erreichen, und bilden so Kationen. Nichtmetalle bilden meist Anionen, wobei sie so viele Elektronen in ihre Außenschale aufnehmen, dass sie die Elektronenkonfiguration des nachfolgenden Edelgases erreichen.
G.2 Moleküle
■ Das Wichtigste in Kürze: (a) Kovalente Verbindungen bestehen aus individuellen Molekülen, in denen die Atome durch kovalente Bindungen verknüpft sind. (b) Ionische Verbindungen bestehen aus Kationen und Anionen in einer regelmäßigen Anordnung. (c) Lewisstrukturen sind wertvolle Modelle für die Anordnung der Bindungen in Molekülen. (d) Die Valenzschalen-Elektronenpaarabstoßungstheorie (VSEPR- Theorie) kann helfen, die dreidimensionalen Strukturen von Molekülen aus ihren Lewisstrukturen vorherzusagen. (e) Die Elektronen in polaren kovalenten Bindungen werden ungleichmäßig zwischen den verbundenen Atomen geteilt.
Eine chemische Bindung ist die Verknüpfung zwischen zwei Atomen. Verbindungen, die ein metallisches Element enthalten, sind meist (aber bei Weitem nicht immer!) ionisch, d. h. sie bestehen aus regelmäßig angeordneten Kationen und Anionen. Die „chemischen Bindungen“ in ionischen Verbindungen beruhen auf Coulomb-Wechselwirkungen (Abschnitt G.4) zwischen allen Ionen im Kristall; es ist daher nicht korrekt, von einer „Bindung“ zwischen einem individuellen Paar von benachbarten Ionen zu sprechen. Die kleinste Einheit einer ionischen Verbindung wird als Formeleinheit bezeichnet. NaNO3, bestehend aus einem Na+-Kation und einem
