Warum bildet Brom einfach negativ geladene Ionen?

Im Chemie-Unterricht der Stufe 7 haben Sie sicherlich das Kugelteilchenmodell von Dalton kennen gelernt. Danach bestehen alle chemischen Elemente aus Atomen, jedes Element aus einer eigenen Atomsorte. Die Atome stellte sich Dalton als feste, winzig kleine und vor allem unteilbare Kugeln vor. Leichte Elemente wie Lithium oder Kohlenstoff bestehen nach Dalton aus kleinen Atomen, schwere Elemente wie Gold oder Blei aus größeren Atomen. Verbindungen bestehen nach Dalton aus Molekülen, und jedes Molekül besteht aus mindestens zwei gleichen oder verschiedenen Atomen. Ein Wasser-Moleküle beispielsweise besteht aus einem Sauerstoff-Atom (groß) und zwei Wasserstoff-Atomen (klein).

Das Dalton-Modell kann viele chemische Phänomene gut erklären, wie wir schon auf der Seite "Das Daltonsche Atommodell" gesehen haben. Wir wollen uns nun einen Versuch ansehen, der mit dem Atommodell von Dalton nicht erklärt werden kann.

Wir elektrolysieren eine Zinkbromid-Lösung

Zunächst stellen wir eine Petrischale auf einen Overhead-Projektor, die mit Zinkbromid-Lösung gefüllt ist. Dann stellen wir zwei Kohleelektroden in die Schale, ähnlich wie auf der folgenden Abbildung:

Die Zinkbromid-Lösung mit den beiden Kohleelektroden

Nun legen wir eine Gleichspannung von ca. 5 bis 10 V an und beobachten über einen längeren Zeitraum, vielleicht 5 bis 10 Minuten.

Beobachtungen:

Am Pluspol bilden sich rotbraune Schlieren, am Minuspol wächst ein kleines Bäumchen

Bereits nach wenigen Minuten kann man eine intensive Gelbfärbung am Pluspol erkennen, teils sogar einen rotbraunen Farbton. Mit der Zeit breitet sich diese Färbung über die ganze Petrischale aus, bis die Flüssigkeit schließlich einheitlich rotbraun gefärbt ist.

An dem Minuspol bildet sich eine feste graue Substanz. Wenn wir den Versuch richtig durchführen (die Spannung darf nicht zu hoch sein), entsteht ein regelrechter "Baum".

Der Baum am Minuspol wächst eindrucksvoll, wenn die Spannung nicht zu hoch ist und man lange genug wartet.

Neben dieser eindrucksvollen Baumbildung und der Färbung kann man noch zwei weitere Beobachtungen machen: am Pluspol steigt ein farbloses Gas nach oben, und es riecht während des Versuchs nach Schwimmbad.

Wie hätte Dalton diesen schönen Versuch erklärt. Dass sich die Verbindung Zinkbromid ZnBr in die beiden Elemente Zink Zn und Brom Br zerlegen lässt, könnte Dalton noch gut erklären. Zinkbromid besteht als Verbindung aus Zink-Atomen und Brom-Atomen. Bei dem Versuch trennen sich nun diese Atome, und so entstehen die Elemente Zink und Brom.

Trotzdem können wir den Versuch mit dem Daltonschen Atommodell nicht vollständig erklären. Warum bildet sich der Zinkbaum am Minuspol, und wieso bildet sich das Brom am Pluspol?

Der Minuspol zieht grundsätzlich nur positiv geladene Teilchen an, und der Pluspol zieht ausschließlich negativ geladene Teilchen an. Nach Dalton sind Atome aber nicht geladen, sondern elektrisch neutral. Zink- und Brom-Atome könnten nach Dalton also gar nicht vom Minus- bzw. vom Pluspol angezogen werden.

Die einzige logische Schlussfolgerung: Zink-Atome müssen bei diesem Versuch positiv geladen sein (werden vom Minuspol angezogen), und Brom-Atome müssen negativ sein (werden vom Pluspol angezogen). Das Dalton-Modell hat aber keine Erklärung für die Existenz elektrisch geladener Atome.

Tausend Dank an Herrn F. Jungkamp, der einen gravierenden Fehler in dieser fettgedruckten Zusammenfassung gefunden hat! Peinlich, peinlich..., offensichtlich leide ich nicht nur an einer Rechts/Links-Legasthenie, die mir fast den Führerschein gekostet hätte, sondern auch an einer positiv/negativ-Schwäche.

Wenn man einerseits ein gutes Atommodell hat, mit dem man viele Phänomene erklären kann, und andererseits ein Phänomen auftaucht, das man mit dem Atommodell nicht erklären kann, dann hat man kein Problem, sondern eine Chance. Nämlich die Chance, das bisherige Atommodell zu verbessern.

Das Modell von Dalton muss also so verbessert werden, dass die Existenz von positiv geladenen Zink-Atomen und von negativ geladenen Brom-Atomen erklärt werden kann.

Schauen wir uns die Aussagen dieses Modells noch einmal an:

Das Daltonsche Atommodell

1. Atome bestehen aus kleinen, massiven, unteilbaren Kugeln.
2. Jedes Element besteht aus einer eigenen Atomsorte. Es gibt also genau so viele Atomsorten, wie es Elemente gibt.
3. Jede Atomsorte hat einen bestimmten Radius und eine bestimmte Masse.
4. Chemische Reaktionen sind Teilchengruppierungen. Bei einer Reaktion gruppieren sich die Atome der Ausgangsstoffe lediglich um. Weder werden Atome vernichtet, noch entstehen neue.
5. Bei chemischen Reaktionen verbinden sich die Atome verschiedener Elemente in bestimmten konstanten Zahlenverhältnissen.

Dieses Modell müsste um eine weitere Aussage erweitert werden:

• Atome können eine positive oder eine negative Ladung annehmen!

Damit könnten wir den obigen Versuch zwar erklären, aber eine richtige Erklärung wäre das noch nicht.

In der Lösung befinden sich positiv geladene Zink-Atome. Wenn sich dann am Minuspol der Zinkbaum bildet, werden aus diesen positiv geladenen Zink-Atomen plötzlich elektrisch neutrale "normale" Zink-Atome. Das selbe passiert am Pluspol. In der Lösung befinden sich negativ geladene Brom-Atome. Am Pluspol werden aus diesen negativen Teilchen aber plötzlich "normale" elektrisch neutrale Brom-Atome. Was geschieht während dieses Versuchs wirklich?

Eine Antwort auf diese Frage fand der britische Forscher JOSPEPH J. THOMSON (1856 - 1940). Mit seinem "Rosinenkuchenmodell" kann man die Elektrolyse von Zinkbromid (und viele andere chemische Vorgänge) gut erklären.

England - irgendwann um 1910. Ein Forscher namens Rutherford fragt sich: "Ist das Rosinenkuchenmodell meines Physik-Lehrers Thomson eigentlich richtig? Wie könnte man das beweisen?"

Wenn Atome so ähnlich aufgebaut sind, wie das Rosinenkuchenmodell vorhersagt, dann müssten kleinste Teilchen, wenn man sie mit hoher Geschwindigkeit auf eine Schicht solcher Atome schießt, zum größten Teil geradlinig hindurchfliegen. Denn die positive Grundmasse ist nach Thomson relativ locker und leicht durchdringbar, während die Elektronen sehr klein sind und die hindurchfliegenden Teilchen so gut wie nicht beeinflussen dürften.

Also entsann Rutherford einen genialen Versuch. Er verwendete eine Goldfolie, die so dünn war, dass sie nur aus 1000 Atomschichten bestand. Gold ist übrigens das einzige Metall, das man so dünn auswalzen kann.

Jetzt brauchte Rutherford nur noch irgendwelche kleinsten Teilchen, die er mit hoher Geschwindigkeit auf die Goldatome schießen konnte. Er entschied sich für die Alpha-Strahlen, die man gerade entdeckt hatte. Alpha-Strahlen bestehen aus positiv geladenen Helium-Ionen, und vor allem ist alpha-Strahlung radioaktiv und hinterlässt schwarze Flecken auf einem photographischen Film und helle Flecken auf einem Leuchtschirm. Damit konnte man sie also sehr leicht nachweisen.

Rutherford baute dann seine Versuchsapparatur zusammen:

Links oben im Bild befindet sich ein hohler Bleiwürfel (2) mit einem Stück Radium darin (1). Durch ein kleines Loch in einer Würfelwand kann die Radioaktivität entweichen. Die Strahlung (rot) besteht aus alpha, beta- und gamma-Strahlen.

Rutherford konnte nur die alpha-Strahlung gebrauchen, also filterte er sie heraus. Wie er das machte? Ganz einfach, mit Hilfe eines elektrischen Feldes. Die alpha-Strahlung, die ja aus positiv geladenen Helium-Ionen besteht, wird vom Minuspol angezogen, die beta-Strahlung, die aus negativ geladenen Elektronen besteht, wird vom Pluspol angezogen, und die gamma-Strahlung, die nicht aus Teilchen besteht, wird gar nicht angezogen. So konnte Rutherford die alpha-Strahlung isolieren.

Dann positionierte Rutherford die Goldfolie (6) so, dass sie der alpha-Strahlung ausgesetzt war. Hinter die Goldfolie und auch drumherum platzierte er einen photographischen Film, damit er später nachschauen konnte, wo denn die Strahlung überall einschlug.

Was erwartete Rutherford nun von dem Versuch?

Wenn ein Atom so aufgebaut ist, wie von Thomson postuliert, denn müsste der größte Teil der positiven Strahlung glatt durchgehen:

Die alpha-Strahlen sollten ein Gold-Atom ungehindert durchdringen

Die winzigen Elektronen sollten für die alpha-Teilchen kein nennenswertes Hinderniss darstellen, und die "amorphe positive Masse" auch nicht.

Der größte Teil der alpha-Strahlung durchdrang wie erwartet die immerhin 1000 Schichten dicke Goldfolie. Direkt gegenüber dem alpha-Strahler konnte Rutherford die meisten Einschläge in den photographischen Film zählen. Links und rechts daneben auch einige wenige.

Ein paar wenige alpha-Teilchen wurden aber abgelenkt, und ein noch kleinerer Teil wurde sogar direkt reflektiert. Und damit hatte Rutherford nun gar nicht gerechnet. Sein berühmter Ausspruch soll hier zitiert werden:

"Es war fast genau so unglaublich, als ob Sie eine 15-Zoll-Granate gegen ein Stück Seidenpapier abfeuern und sie kommt zurück und trifft Sie".

Das heißt, irgendwo musste etwas in dem Atom sein, was in der Lage ist, positive Teilchen abzulenken oder sogar zu reflektieren. Und dieses "irgendetwas" musste ziemlich massiv sein, denn sonst hätte es die relativ schweren alpha-Teilchen gar nicht ablenken können. Andererseits musste dieses "irgendetwas" auch ziemlich klein sein, denn sonst würden die meisten alpha-Strahlen nicht geradlinig durch die Atome fliegen.

Links: Die Erwartungen Rutherfords. Rechts: Die gefundenen Ergebnisse

Links in der Abbildung sieht man die Erwartungen von Rutherford. Der alpha-Strahl (rot gezeichnet) sollte ungehindert die lockere amorphe positive Masse der Atome durchdringen können.

Rechts sieht man die gefundenen Versuchsergebnisse. Ein kleiner Teil der Strahlung wurde von den Gold-Atomen abgelenkt oder sogar ganz reflektiert.

Diese unerwarteten Beobachtungen konnte Rutherford nur durch die Annahme eines extrem kompakten und winzigen Atomkerns erklären. Nach Rutherfords Vorstellungen befindet sich die gesamte positive Ladung des Atoms in einem extrem winzigen aber recht schweren Atomkern konzentriert. Die negative Ladung - in Form von Elektronen - schwirrt dagegen in der Atomhülle herum. Das Atommodell, das auf Rutherford zurück geht, wird daher auch als Kern-Hülle-Modellbezeichnet.

Genauere Messungen ergaben, dass der Atomkern mit einem Durchmesser von 10-14 m 10.000 mal kleiner ist als das gesamte Atom, dessen Durchmesser 10-10 m beträgt.

Das muss man sich mal vorstellen! Wenn der Atomkern durch einen Kirschkern dargestellt würde (Durchmesser vielleicht 5 mm), so müsste das entsprechende Atom 50 Meter Durchmesser haben! Die Elektronen wären so klein, dass man sie nicht sehen könnte. Außerdem wäre es fast unmöglich, die winzigen Elektronen in der 50 m großen Kugel zu finden. Eine "Stecknadel im Heuhaufen" würde man viel schneller finden, um mal das bekannte Sprichwort zu bemühen. Der größte Teil eines Atoms ist also leer, besteht aus nichts! Nicht einfach aus "nichts", sondern aus "dem Nichts", mit einem groß geschriebenem N.

Die Versuchsergebnisse des RUTHERFORDschen Streuversuchs (wie der Versuch jetzt auch genannt wird) lassen sich so ganz einfach erklären. Die meisten alpha-Teilchen fliegen einfach durch das große Atom durch, ohne dem winzigen Atomkern auch nur nahe zu kommen. Einige wenige alpha-Teilchen kommen aber in die Nähe des Atomkerns und werden durch die positive Ladung mehr oder weniger stark abgelenkt. Und nur ein paar alpha-Teilchen treffen genau auf den Atomkern und prallen dort wegen der hohen Masse des Kerns und seiner positiven Ladung ab.

Ist das Rutherford-Modell besser als das Thomson-Modell?

Einerseits ist das Atommodell von Rutherford genauer als das von Thomson. Physiker und Chemiker hatten schon von Anfang an Probleme mit dieser "postiven amorphen Masse", von der Thomson ausging. Wieso hatte diese Masse immer exakt die gleiche Ladung wie die Elektronen im Atom? Das Modell von Rutherford ist da mit seinen Aussagen über den Aufbau des Atomkerns deutlich genauer.

Andererseits kann man mit dem einfachen Thomson-Modell einige chemische Phänomene gut erklären, wie beispielsweise die Elektrolyse von Zinkbromid. Um diesen Versuch zu verstehen, braucht man das erweiterte Modell von Rutherford eigentlich gar nicht, es bringt keine neue Erkenntnis für das Verständnis des Versuchs.

Wenn man die Elektronenkonfiguration eines Atoms kennt, so weiß man auch, wo das Element im Periodensystem steht. Und umgekehrt kann man aus der Stellung eines Elementes im Periodensystem auf die Elektronenkonfiguration schließen.

Beispiel 1: Ein Element hat die Elektronenkonfiguration K2L8M5.

Da es drei besetzte Schalen hat, steht es in der dritten Periode des Periodensystems.

Auf der Außenschale hat das Atom 5 Elektronen, also muss es in der fünften Gruppe des Periodensystems stehen. Es kann sich also nur um das Element Phosphor handeln.

Beispiel 2: Welche Elektronenkonfiguration hat ein Element der zweiten Periode und der dritten Gruppe?

Dieses Element hat zwei Schalen, also K und L. Auf der L-Schale befinden sich drei Elektronen. Hier handelt es sich eindeutig um das Element Bor mit der Elektronenkonfiguration K2L3.

Hier wird die Sache komplizierter. Die erste Schale fasst maximal zwei Elektronen, die zweite Schale maximal 8. Damit lässt sich die Chemie der ersten zwei, drei Perioden recht einfach erklären. In der vierten Periode gibt es aber eine ganze Reihe sogenannter Nebengruppen im Periodensystem. Bekannte Metalle wie Eisen, Nickel, Chrom und Kupfer gehören zu den Nebengruppenelementen. Wie sieht es hier mit der Elektronenverteilung aus?

Für Experten

Auf die dritte Schale passen 18 Elektronen. Bei den Hauptgruppenelementen der 3. Periode ist die dritte Schale aber nur mit maximal 8 Elektronen besetzt. Das Edelgas Argon hat z.B. die Elektronenkonfiguration K2L8M8.

Jetzt geht es mit den beiden Elementen Kalium K2L8M8N1 und Calcium K2L8M8N2 weiter. Das nächste Element ist jetzt ein Nebengruppenelement, nämlich das Scandium mit der Ordnungszahl 21 und der Elektronenkonfiguration K2L8M9N2. Das "neue" Elektron wird also nicht in die vierte Schale eingefügt, sondern in die - noch unvollständige - dritte. So geht das mit den nächsten Nebengruppenelementen weiter. Das Titan hat 10 Elektronen auf der M-Schale, das Vanadium 11 und so weiter. Zink ist das letzte Nebengruppenelement der vierten Periode und hat 18 Elektronen auf der M-Schale:K2L8M18N2.

Jetzt kommt das nächste Element, das Galium. Da die M-Schale vollbesetzt ist, wird nun die Außenschale, die N-Schale aufgefüllt: K2L8M18N3. So geht das weiter bis zum nächsten Edelgas, dem Krypton: K2L8M18N8.

Alkalimetalle und Erdalkalimetalle haben nur ein bzw. zwei Außenelektronen. Diese können relativ leicht abgegeben werden, wie die Versuche mit den Ionisierungsenergien gezeigt haben. Aus diesem Grund sind die Elemente der beiden Hauptgruppen I und II besonders reaktiv, vor allem die Element der Hauptgruppe I, die Alkalimetalle, sind äußerst reaktiv. Natrium und Kalium reagieren bekanntlich bereits bei Zimmertemperatur mit Sauerstoff und Wasser. Bei diesen Reaktionen geben die Alkalimetall-Atome das einzige Außenelektron ab, und dann kommt die darunter liegende Elektronenschale "zum Vorschein". Beim Natrium-Atom mit der Elektronenkonfiguration K2L8M1 ist die M-Schale die Außenschale; nach Abgabe eines Elektrons hat das Natrium-Kation die Konfiguration K2L8. Jetzt ist die vollbesetzte L-Schale plötzlich die Außenschale, und damit hat das Natrium-Kation die gleiche Elektronenkonfiguration wie das Edelgas Neon. Diese Edelgaskonfiguration ist extrem stabil; Edelgase zeigen keinerlei Neigung, Elektronen abzugeben und gehen daher so gut wie keine chemischen Reaktionen ein.

Eine weitere Regelmäßigkeit fällt auf: Elemente der Hauptgruppen I bis III, die leicht Elektronen abgeben, haben weitgehend metallische Eigenschaften, während die Elemente, die eher Elektronen aufnehmen (also die Elemente rechts im PS) weitgehend nichtmetallische Eigenschaften besitzen. Aluminium beispielsweise ist ein Element der dritten Hauptgruppe, und Aluminium ist ein typisches Metall. Chlor dagegen ist ein Element der siebten Hauptgruppe und ein typisches Nichtmetall.

Nur die Elemente in der Mitte des Periodensystems machen gelegentlich Probleme, mal sind sie eher ein Metall, mal eher ein Nichtmetall. Besonders deutlich wird das bei den Elementen der vierten Hauptgruppe, Silicium und Germanium. Beide Elemente haben sowohl metallische wie auch nichtmetallische Eigenschaften, weshalb sie auch als Halbmetalle oder Halbleiter bezeichnet werden. Aber gerade diese halbmetallischen Eigenschaften sind es, die diese Metalle für die Elektronik so wichtig machen.

Warum ist das so? Halbleiter findet man in nahezu allen modernen Elektrogeräten, ob in Computern, Fernsehgeräten, Smartphones oder Tablets. Sie werden darin als steuerbare Schalter verwendet und benötigen nur eine sehr geringe Spannung. Dementsprechend steht anderen Bauteilen im System mehr Energie zur Verfügung. Durch Halbleiter wird eine sehr genaue Steuerung des Stromflusses in einem System gewährleistet. Obwohl halbleitende Werkstoffe für vielerlei Zwecke verwendet werden, stehen davon ausreichend zur Verfügung, weshalb damit hergestellte Geräte auch größtenteils erschwinglich bleiben. Einige Halbleiter sind reine Elemente, wie beispielsweise Silicium. Ein kleiner Exkurs: Silicium wird so häufig in der Elektronikfertigung verwendet, dass das Silicon Valley, Zentrum der Technologie in den USA, dem Halbleiterwerkstoff seinen Namen verdankt. Ohne Halbleiter geht also nichts, wenn es um moderne elektronische Geräte geht. Unternehmen wie die Ihlemann AG oder vergleichbare Firmen benötigen sie zwingend bei der Herstellung von Prototypen elektronischer Geräte, bei der Bestückung von Leiterplatten und zahlreichen anderen Arbeits- und Produktionsprozessen. Da Halbleiter Eigenschaften von Leitern und Nichtleitern haben, muss die Leitfähigkeit verstärkt werden. Dazu wird die Anordnung der Atome innerhalb des Stoffes verändert. Bitte merken – diesen Vorgang nennt man Dotierung.

Innerhalb einer Gruppe nehmen die metallischen Eigenschaften der Elemente zu. Schauen wir uns das am Beispiel der dritten und vierten Hauptgruppe an. Der Kohlenstoff ist ein typisches Nichtmetall. Sein Oxid, das Kohlenstoffdioxid, bildet z.B. mit Wasser eine Säure, nämlich die Kohlensäure.

Die beiden nächsten Elemente der vierten Gruppe, Silicium und Germanium, gehören zu den Halbmetallen, haben also teilweise schon metallische Eigenschaften. Das vierte Element der vierten Hauptgruppe ist das Zinn. Hier handelt es sich bereits eindeutig um ein bekanntes Metall. Es ist allerdings sehr weich, lässt sich aber noch nicht unbedingt mit dem Messer schneiden. Das nächste Element der vierten Hauptgruppe ist das Blei, ebenfalls ein recht weiches Metall. Unter dem Blei steht das Flerovium, das 1999 zum ersten Mal künstlich hergestellt wurde. Obwohl seine Halbwertszeit mit 5 Sekunden extrem lang für ein künstliches Element ist, ist von den Eigenschaften noch nicht viel bekannt. Trotzdem kann man sagen, dass eer metallische Charakter in der vierten Hauptgruppe von oben nach unten zunimmt.

Gehen wir nun eine Gruppe weiter nach links, wir nähern uns also den Alkalimetallen; es müssen nur drei Elektronen abgegeben werden, um den Edelgaszustand zu erreichen, daher sollte man erwarten, dass die Elemente weicher sind als die der vierten Hauptgruppe, niedrigere Schmelz- und Siedepunkte haben und außerdem reaktiver sind. Vom Zinn kommen wir so zum Indium. Unsere Erwartungen werden bestätigt. Das Element ist sehr weich, es lässt sich wie Natrium mit einem Messer zerschneiden, ohne aber die hohe Reaktivität des Natriums zu haben. Erst bei höheren Temperaturen reagiert es z.B. mit Sauerstoff.

Das fünfte Element der dritten Hauptgruppe, das Thallium, ist noch metallischer, und vor allem ist es - wie erwartet - reaktiver als das Indium. Ähnlich wie ein Alkalimetall überzieht es sich an der Luft sofort nach dem Schneiden mit einer frischen Oxidschicht. Allerdings reagiert Thallium nicht mit Salzsäure oder Schwefelsäure.

Das sechste Element der dritten Hauptgruppe ist das Nihonium, das erst 2003 zum ersten Mal künstlich hergestellt wurde. Seine Eigenschaften sind noch nicht bekannt.

Schauen wir uns nun die fünfte Hauptgruppe an - damit entfernen wir uns von den Alkalimetallen und nähern uns den Edelgasen. Hier müssen die Elemente entweder fünf Elektronen abgeben oder drei aufnehmen, um die Edelgaskonfiguration zu erlangen. Die Aufnahme von drei Elektronen sollte wesentlich einfacher sein als die Aufnahme von fünf Elektronen. Die fünfte Hauptgruppe beginnt mit dem Stickstoff und dem Phosphor, zwei typischen Nichtmetallen. Dann kommt als drittes Element das Arsen, welches früher oft zum Vergiften berühmter Persönlichkeiten eingesetzt wurde. Arsen ist bereits ein typisches Metall, allerdings ist es recht spröde, und der metallische Glanz könnte auch deutlicher sein. Antimon ist aber ein "richiges" Metall, es hat einen intensiven Glanz, und für Bismut (früher Wismut) gilt das noch mehr. Moscovium wurde erste 2004 künstlich hergestellt. Es steht im PSE unter dem Bismut. Über die Eigenschaften ist noch nichts bekannt.

Während in den ersten drei Hauptgruppen eine Zunahme der Reaktivität von oben nach unten zu beobachten ist (sowie eine Abnahme der Härte, der Schmelzpunkte und der Siedepunkte), kann man in den rechten Hauptgruppen das Gegenteil beobachten. Hier nimmt die Reaktivität nach oben zu, ebenso nehmen Härte, Schmelzpunkte und Siedepunkte nach oben hin ab. Das könnte wohl daran liegen, dass die Elemente der "linken" Hauptgruppen danach bestrebt sind, Elektronen abzugeben, während die Element der "rechten" Hauptgruppen lieber Elektronen aufnehmen, also das Gegenteil machen.

Auch in der sechsten Gruppe findet man, dass der Metallcharakter der Elemente von oben nach unten zunimmt. Sauerstoff ist ein Gas, Schwefel ein Feststoff, aber beide sind Nichtmetalle. Das Selen könnte man als Halbmetall bezeichnen, es kommt in zwei Modifikationen vor, einer metallischen und einer nichtmetallischen. Auch vom Tellur gibt es eine metallische und eine nichtmetallische Modifikation. Das nächste Metall der sechsten Gruppe ist das radioaktive Polonium, ein silberweiß glänzendes Schwermetall. Das Element Livermorium, das im PSE unter dem Polonium steht, wurde im Jahre 2000 zum ersten Mal künstlich hergestellt. Über seine Eigenschaften ist noch nichts bekannt.

Selbst in der siebten Gruppe findet sich neben den Nichtmetallen Fluor, Chlor, Brom und Jod das Halbmetall Astat. Allerdings sind von diesem Element nur geringe Mengen verfügbar, so dass noch nicht viele Eigenschaften bekannt sind. Aber der Trend innerhalb dieser Hauptgruppe ähnelt dem Trend der anderen Hauptgruppen: Fluor und Chlor sind bei Zimmertemperatur Gase, Brom ist eine Flüssigkeit, es sind also typische Nichtmetalle. Iod ist bei Zimmertemperatur fest und glänzt teilweise schon metallisch, ist aber noch ein typisches Nichtmetall. Astat ist ein Halbmetall, das aber keine praktische Bedeutung hat, da es nur extrem selten in der Natur vorkommt. Das wenige Astat, das für wissenschaftliche oder technische Zwecke benötigt wird, wird meistens künstlich erzeugt. Das Element Tennes, das im PSE unter dem Astat steht, wurde erst 2010 zum ersten Mal künstlich hergestellt. Über seine Eigenschaften weiß man noch gar nichts.

Das chemische Verhalten eines Elementes hängt nicht nur, aber in erster Linie von der Zahl der Außenelektronen und auch von der Zahl der Elektronenschalen ab. Reaktivität, Weichheit, nichtmetallischer Charakter, niedrige Schmelz- und Siedetemperaturen nehmen in den "linken" Gruppen von oben nach unten, in den "rechten" Gruppen von unten nach oben zu.

• Scandium

  : ein silberweißes Leichtmetall, unedel

• Titan

  : ein silberweißes Leichtmetall, relativ unedel

• Vanadium

  : ein stahlgraues Schwermetall, relativ unedel

• Chrom

  : ein bläulich-weißes Schwermetall, wird durch seine Oxidschicht gegen Luft und Säurengeschützt.

• Mangan

  : ein stahlgraues Schwermetall, unedel

• Eisen

  : ein silberweißes Schwermetall, etwas unedel (wird von Salzsäure aufgelöst)

• Cobalt

  : ein stahlgraues Schwermetall, etwas unedel (wird von Salzsäure aufgelöst)

• Nickel

  : ein silberweißes Schwermetall, einigermaßen edel (reagiert jedenfalls nicht mit Salzsäure)

• Kupfer

  : ein hellrotes Schwermetall, recht edel

• Zink

  : ein bläuliches Schwermetall, relativ unedel

• Gallium

  : ein weißes, sehr weiches Metall, relativ unedel.

ein System ist hier nicht erkennbar. Das chemische Verhalten wird zwar durch die Elektronen der dritten Schale verändert, aber es steckt kein (sofort erkennbares) System dahinter. Viele Metalle sind relativ unedel, aber Metalle wie Kupfer, Silber, Gold und Platin sind andererseits sehr edel.

Dass das chemische Verhalten der Hauptgruppenelement stark von der Zahl der Außenelektronen beeinflusst wird, haben wir bereits gesehen. Andere Eigenschaften der Atome hängen auch von der Stellung der entsprechenden Elemente im Periodensystem ab.

Innerhalb einer Periode und innerhalb einer Gruppe nehmen die Massen der Atome zu. Das liegt ganz einfach an der steigenden Kernladungszahl, also an der Zahl der Protonen im Atomkern sowie an der Zahl der Neutronen.

Innerhalb einer Gruppe nehmen die Atomradien zu. Logisch, denn die Zahl der Schalen nimmt zu, und jede zusätzliche Schale vergrößert den Durchmesser eines Atoms.

Innerhalb einer Periode nimmt der Atomradius ab. Die Kernladungszahl nimmt innerhalb einer Periode zu, damit steigt die Anziehungskraft Kern - Elektronen.

Wenn ein Atom seine Außenelektronen abgibt, so verschwindet die bisherige Außenschale. Der Radius von Kationen ist daher kleiner als der der entsprechenden Atome. 

Wenn ein Atom dagegen ein zusätzliches Elektron aufnimmt, weil in seiner Außenschale noch entsprechender Platz ist, ist der Radius des Anions größer als der des neutralen Atoms.

Unter der Elektronegativität versteht man die Tendenz eines Atoms, Elektronen einer kovalenten Bindung zu sich zu ziehen. Diesen Begriff hatten wir noch nicht im Unterricht, daher die etwas längere Erklärung. Die Elektronegativität steigt innerhalb einer Periode kontinuierlich an und sinkt innerhalb einer Gruppe. Daher hat das Element Fluor die höchste Elektronegativität, während die Alkalimetalle eine sehr geringe Elektronegativität haben.

Die Ionisierungsenergie - diesen Begriff hatten wir kennengelernt, als wir das Schalenmodell des Atoms besprachen - nimmt innerhalb einer Periode zu, nimmt aber innerhalb einer Gruppe ab. Auch hier ist die steigende Kernladungszahl bzw. der zunehmende Radius des Atoms der entscheidende Faktor.

Der Metallcharakter nimmt innerhalb einer Periode ab, wie man am Beispiel der zweiten Periode gut sehen kann. Lithium und Beryllium sind eindeutig Metalle, die Elemente Bor bis Neon sind Nichtmetalle. In den nächsten Perioden gibt es dann zwischen den Metallen (links) und den Nichtmetallen (rechts) noch die Halbmetalle oder Halbleiter (siehe weiter oben). Silicium, Germanium, Arsen etc. haben sowohl metallische wie auch nichtmetallische Eigenschaften.

Bei den linken Gruppen des PSE nimmt der Metallcharakter von oben nach unten ab. Lithium ist deutlich metallischer als Cäsium, Beryllium ist metallischer als Barium.

Bei den rechten Gruppen nimmt der Metallcharakter dagegen von oben nach unten zu. Iod ist zwar immer noch ein Nichtmetall, ist jedoch stärker "metallisch" als Fluor oder Chlor. Besonders deutlich wird das in der vierten Hauptgruppe. Ganz oben steht das typische Nichtmetall Kohlenstoff, ganz unten das typische Metall Blei. Die Eigenschaften von Flerovium, dem Element 114, sind noch nicht geklärt, aber eigentlich müsste es noch metallischer als Blei sein, denn es steht in der gleichen Gruppe wie Blei, aber eine Periode tiefer.

Bei der polaren kovalenten Bindung, wie sie z.B. im Wassermolekül vorkommt, hatten wir gesagt, dass eines der beiden Atome die Elektronen der Bindung etwas stärker anzieht als das andere Atom. Ein Maß für diese Fähigkeit, Bindungselektronen anzuziehen, ist die Elektronegativität. Hierbei handelt es sich um ein recht willkürliches Maß. Man hat einfach das Element genommen, dessen Atome die Bindungselektronen am stärksten anziehen, und dann den Elektronegativitätswert dieses Elementes auf 4 festgesetzt. Es handelt sich um das Element Fluor. Genau so gut hätte man diesen Maximalwert aber auch auf 1,00 oder auf 100 setzen können.

Später hat man die EN-Werte mit verbesserten Verfahren neu gemessen, und dann festgestellt, dass Fluor nur noch einen Wert von 3,98 hat.

Tabelle: EN-Werte der Hauptgruppen-Elemente

Die Elektronegativität eines Elementes hängt - genau wie die Ionisierungsenergie - von zwei Faktoren ab:

1. Je größer die

   Kernladung

   , desto höher der EN-Wert. Eine starke Kernladung zieht die Bindungselektronen (und überhaupt alle Elektronen) stark an.
2. Je größer der

   Atomradius

   , desto geringer der EN-Wert. Ein sehr weit entfernter (oder durch innere Elektronen gut abgeschirmter) Atomkern zieht die Bindungselektronen (und überhaupt alle Außenelektronen) weniger stark an.

Es wird Zeit zu einer kleinen Rekapitulation. Im Chemieunterricht haben wir bisher zwei Arten der chemischen Bindung kennengelernt. Die Ionenbindung, z.B. beim Kochsalz NaCl, und die Elektronenpaarbindung, z.B. beim Ammoniak. Die Frage ist nun doch, wer oder was entscheidet eigentlich darüber, ob es bei einer Reaktion zwischen zwei Elementen zu einer Ionenbindung oder zu einer Elektronenpaarbindung kommt. Dazu betrachten wir einfach das nächste Bild:

Abhängigkeit der chemischen Bindung von dem EN-Unterschied der Atome

Damit scheint die Sache klar zu sein. Jenachdem, wie groß der EN-Unterschied zwischen den beiden Atomen sind, haben wir

• eine völlig unpolare Bindung, zum Beispiel im H2-, im O2- oder im Cl2-Molekül
• eine leicht polare Bindung, zum Beispiel im CH4-Molekül
• eine stark polare Bindung, zum Beispiel im HBr- oder im H2O-Molekül
• eine Ionenbindung, zum Beispiel im NaCl- oder KF-Kristall

Die aus dem Unterricht bekannte "Ionenbindung" sowie die "Elektronenpaarbindung" sind also nur zwei Extreme einer an sich kontinuierlichen Skala von verschiedenen Bindungen.

Dieser Kurs geht davon aus, dass das Kern-Hülle-Modell sowie das Schalen-Modell des Atoms bekannt sind. Außerdem sollten die Ionenbindung nach dem Schalen-Modell sowie die Oktettregel behandelt worden sein.

Grenzen des Schalen-Modells

Das Kugelwolken-Modell ist eine Erweiterung des Schalen-Modells und gleichzeitig eine Vereinfachung des Orbitalmodells. Um die Grenzen des Schalenmodells aufzuzeigen, wollen wir uns eine kleine und harmlose Frage stellen:

Wieso hat das Wasser-Molekül eigentlich eine gewinkelte Gestalt und keine lineare?

Zwei mögliche Raumstrukturen des Wasser-Moleküls: links gewinkelt, rechts linear.

Mit Hilfe des Schalen-Modells könnte man die Struktur A schnell begründen:

Eine Begründung für Struktur A nach dem Schalen-Modell des Atoms

Eine solche Abbildung findet man in vielen älteren Schulbüchern. Dem Sauerstoff-Atom mit seinen sechs Außenelektronen fehlen zwei Elektronen für die Edelgaskonfiguration. Es verbindet sich mit zwei Wasserstoff-Atomen und teilt sich mit diesen je ein Elektron. So befinden sich acht Elektronen auf der Außenschale des Sauerstoffs und zwei Elektronen auf der Außenschale des Wasserstoffs. Mit der hier gezeigten Anordnung der drei Atome könnte man die Struktur A des Wasser-Moleküls gut erklären.

Aber genauso gut könnte man mit dem Schalenmodell auch die Struktur B des Wasser-Moleküls begründen:

Eine Begründung für Struktur B nach dem Schalen-Modell des Atoms

Mit dem Schalenmodell könnte man also alle möglichen Strukturen des Wasser-Moleküls begründen, aber das Schalenmodell liefert keine Begründung für die tatsächliche gewinkelte Struktur des Wasser-Moleküls.

Auch die Struktur anderer Moleküle kann das Schalen-Modell nicht erklären. Nehmen wir als Beispiel das Methan.

Das Methan-Molekül

In der Mitte des Methan-Moleküls befindet sich ein Kohlenstoff-Atom (schwarz gezeichnet). Dieses C-Atom ist von vier Wasserstoff-Atomen umgeben. Geometrisch gesehen, befinden sich die vier H-Atome in den vier Ecken eines Tetraeders, das C-Atom sitzt genau in der Mitte dieses Tetraeders. Einen Tetraeder kann man sich übrigens zur Veranschaulichung selbst herstellen, indem man vier gleichseitige Dreiecke ausschneidet und zusammenklebt.

Warum das CH4-Molekül diese Tetraeder-Gestalt hat, kann das Schalen-Modell nicht erklären. Nach diesem einfachen Atommodell könnten sich die vier H-Atome auch genau so gut in den vier Ecken eines Quadrates befinden und das C-Atom in der Mitte dieses Quadrates.

Das Schalen-Modell des Atoms kann viele chemische Phänomene erklären, aber die Struktur von Molekülen wie beispielsweise von Wasser oder Methan kann das Schalen-Modell nicht erklären!

Das Kugelwolken-Modell stellt eine Erweiterung des Schalen-Modells dar, so dass man die räumliche Gestalt von Molekülen erklären kann. Schauen wir uns doch einfach mal das Kohlenstoff-Atom näher an, einmal ist es nach dem Schalen-Modell dargestellt, und daneben nach dem neuen Kugelwolken-Modell:

Links: Das C-Atom im Schalenmodell
Rechts: Das C-Atom im Kugelwolkenmodell

Das sieht ja auf den ersten Blick echt komisch aus! Dabei ist die Sache ganz einfach: Die Elektronen der Außenschale des C-Atoms befinden sich im Kugelwolkenmodell nicht mehr alle auf der gleichen Außenschale, sondern es gibt vier Bereiche in der Elektronenhülle, in denen sich die Elektronen aufhalten können. Diese vier Bereiche haben eine kugelförmige Gestalt und heißen Kugelwolken. "Wolken" deshalb, weil die Außengrenzen dieser vier Bereiche nicht scharf sind, sondern wie bei einer Regenwolke ziemlich verwischt oder unscharf.

Jede Kugelwolke kann maximal zwei Elektronen aufnehmen. Da das C-Atom nur vier Außenelektronen hat, befindet sich in jeder der vier Kugelwolken nur je ein Elektron.

Die nächste Abbildung zeigt das Stickstoff-Atom und das Sauerstoff-Atom nach dem Kugelwolkenmodell:

Links: Das N-Atom im Kugelwolkenmodell
Rechts: Das O-Atom im Kugelwolkenmodell

Die fünf Außenelektronen des Stickstoff-Atoms verteilen sich auf die vier Kugelwolken. Eine Kugelwolke nimmt zwei Elektronen auf, die drei anderen Kugelwolken enthalten je ein Elektron.

Beim Sauerstoff-Atom ist es so, dass zwie Kugelwolken doppelt besetzt sind, also je zwei Elektronen enthalten. Die beiden anderen Kugelwolken enthalten nur ein Elektron.

Der Bau des Fluor-Atoms und des Neon-Atoms sollte jetzt eigentlich schon klar sein. Fluor hat sieben Außenelektronen, also werden drei Kugelwolken doppelt besetzt sein, und Neon hat acht Außenelektronen, daher sollten alle vier Kugelwolken je zwei Elektronen enthalten.

Das Natrium-Atom im Kugelwolkenmodell

Das Natrium-Atom hat nach dem Schalenmodell drei besetzte Schalen. Die K-Schale enthält zwei Elektronen, die L-Schale acht und die äußere M-Schale ein Elektron. Nach dem Kugelwolkenmodell besteht die K-Schale aus einer Kugelwolke, die den Atomkern symmetrisch umgibt. Die L-Schale besteht aus vier Kugelwolken, die das "innere Atom", also den Kern und die K-Schale, tetraederförmig umgeben. Die Tetraedergestalt hatten wir ja schon weiter oben bei der Besprechung des Methan-Moleküls kennen gelernt (Abbildung 4). Die M-Schale besteht ebenfalls aus vier Kugelwolken, welche das "innere Atom" (Kern, K-Schale, L-Schale) tetraederförmig umgeben. Allerdings ist nur eine dieser vier Kugelwolken mit einem Elektron besetzt, die anderen drei Kugelwolken sind leer.

In manchen Büchern werden leere Kugelwolken überhaupt nicht gezeichnet. Wenn eine Kugelwolke kein Elektron enthält, existiert sie im Grunde  auch gar nicht.

Für Experten

Die Kugelwolke ist ja kein scharf umrissener Raum, sondern bezeichnet einen Bereich innerhalb des Atoms, in dem man mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit ein Elektron antreffen kann. Man spricht hier auch von Aufenthaltsräumen oder Orbitalen. Wenn ein solcher Aufenthaltsraum leer ist, sich also kein Elektron in ihm aufhält, ist die Wahrscheinlichkeit, hier ein Elektron anzutreffen, auch Null. Das ist der Grund dafür, dass solche leeren Kugelwolken oft gar nicht gezeichnet werden.

Didaktisch macht es aber schon Sinn, auch die leeren Kugelwolken zu zeichnen. So versteht jeder ohne Probleme, dass in dem Atom noch genug Platz für weitere Elektronen ist.

Warum sind nun diese vier Kugelwolken beim Kohlenstoff-Atom tetraedrisch um das "innere Atom" gruppiert?

Jede Kugelwolke enthält Elektronen, und Elektronen stoßen sich wegen ihrer negativen Ladung gegenseitig ab. Damit ein Zustand mit möglichst geringer Energie ("energetisch günstig") erreicht wird, versuchen sich, diese Elektronen so weit wie möglich aus dem Weg zu gehen. In der Tetraedergestalt sind die Abstände zwischen den vier Kugelwolken maximal, in allen anderen geometrischen Anordnungen kommen sich die Kugelwolken näher.

Wenn man sich die Abbildung 7 mit dem Natrium-Atom anschaut, hat man ja regelrecht Angst davor, selbst Atome nach dem Kugelwolkenmodell zu zeichnen. Erst muss man den Atomkern malen, dann die K-Schale mit den beiden Elektronen, dann die vier Kugelwolken der L-Schale mit den acht Elektronen und schließlich die vier Kugelwolken der M-Schale.

Das muss nicht sein, es geht einfacher, und das ist auch das Schöne an dem Kugelwolkenmodell. Man kann den Atomkern und alle inneren Schalen einfach zu einem "inneren Atom" zusammenfassen. Dieses innere Atom wird dann als simpler Kreis gezeichnet, in den man das Elementensymbol hineinschreibt. Man muss dann nur noch die vier äußeren Kugelwolken zeichnen.

Vereinfachte Darstellung des Natrium-Atoms nach dem Kugelwolkenmodell

Auf dem Papier kann das Atom auch noch einfacher dargestellt werden, die dreidimensionalen Schattierungen bzw. Farbverläufe sind nicht nötig, es reichen einfache Kreise. Allerdings sollte man darauf achten, dass eine der Kugelwolken ganz vorne liegt und eine andere ganz hinten. Das kann man auch auf dem Papier leicht durch unterschiedlich große Kreise darstellen.

Einfache Darstellung des C-Atoms

So könnte man das Kohlenstoff-Atom mit Bleistift und Papier ganz einfach darstellen.

Mit dem Kugelwolkenmodell kann man die Ionenbindung nicht besser erklären als mit dem Schalenmodell; das Kugelwolkenmodell wird eigentlich erst gebraucht, wenn man Molekülverbindungen wie Wasser, Ammoniak, Methan, Ethanol etc. behandeln will.

Das Natrium-Atom gibt sein Außenelektron ab

Die Abbildung 1 zeigt, wie das Natrium-Atom sein Außenelektron abgibt, und zwar mit Hilfe einer Kugelwolkenmodell-Darstellung. An sich völlig unnötig, dieser Aufwand, eine Darstellung mit Hilfe des Schalenmodells hätte hier völlig gereicht. Aber wenn man sich erst mal an das Kugelwolkenmodell gewöhnt hat, verwendet man es eigentlich immer, auch dann, wenn das Schalenmodell ausreichen würde.

Das Element Chlor kommt in der Natur immer zweiatomig vor als Cl2. Wieso eigentlich?

Ein Chlor-Atom hat sieben Außenelektronen, es hätte aber gern acht. Nun könnte - rein theoretisch - ein Chlor-Atom eines seiner Außenelektronen an ein zweites Chlor-Atom abgeben. Das zweite Chlor-Atom hätte dann tatsächlich acht Außenelektronen, wäre dann allerdings negativ geladen. Das erste Chlor-Atom aber hätte nur noch sechs Außenelektronen und wäre damit noch weiter vom erstrebten Edelgaszustand entfernt als vorher. Außerdem wäre es positiv geladen und würde dann das negativ geladene Chlorid-Ion sofort anziehen. Dann hätten wir eine Ionenbindung. Stoffe, deren Teilchen durch Ionenbindungen zusammengehalten werden, sind bei Zimmertemperatur meistens fest, bis auf wenige Ausnahmen. Es handelt sich nämlich um Salze wie NaCl, MgO und so weiter, die ja sogar recht hohe Schmelztemperaturen haben, wie wir schon gesehen haben.

Chlor ist aber bei Zimmertemperatur kein festes Salz, sondern ein Gas, und die Chlor-Moleküle bestehen immer aus zwei Chlor-Atomen. Wie kann man das erklären?

Zeichnen wir doch einfach mal zwei Chlor-Atome:

Zwei Chlor-Atome

Die beiden Chlor-Atome "wollen" jede Kugelwolke mit zwei Elektronen besetzt haben, das wäre dann der Edelgaszustand. Drei Kugelwolken besitzen bereits zwei Elektronen, aber die vierte Kugelwolke eines Chlor-Atoms ist mit nur einem Elektron besetzt. Ein Elektronentransfer von einem Chlor-Atom zum anderen würde zu einem festen Ionenkristall führen. Dieser Weg scheidet also aus.

Gibt es noch eine andere Möglichkeit, durch die jede einfach besetzte Kugelwolke zu einer doppelt besetzten werden könnte?

Die Bildung eines Chlor-Moleküls

Die eine einfach besetzte Kugelwolke vereinigt sich mit der anderen einfach besetzten Kugelwolke. Es bildet sich eine zweifach besetzte Kugelwolke, die beiden Chlor-Atomen gemeinsam gehört. Jedes Chlor-Atom hat dadurch vier doppelt besetzte Kugelwolken und hat somit den Edelgaszustand erreicht.

Jetzt kommen wieder ein paar Fachbegriffe. Die gemeinsamen Elektronen in der gemeinsamen Kugelwolke werden als gemeinsames Elektronenpaar bezeichnet oder auch als Bindungselektronen. Die beiden Elektronen halten sozusagen die beiden Atome zusammen, daher der Begriff "Bindungselektronen". Die Art der chemischen Bindung, die wir hier sehen, unterscheidet sich recht stark von der bisher bekannten Ionenbindung. Diese chemische Bindung ist genau so stark wie die Ionenbindung, hat aber mehrere andere Namen. Die bekanntesten Namen sind Elektronenpaarbindung, kovalente Bindung oder Molekülbindung.

Zusammen mit der Ionenbindung gehört die Elektronenpaarbindung zu den starken chemischen Bindungen. Auch die metallische Bindung, die wir noch nicht besprochen haben, gehört zu den starken chemischen Bindungen. Neben den starken chemischen Bindungen gibt es auch die schwachen chemischen Bindungen. Dazu gehören die van-der-Waals-Kräfte, die Dipol-Bindungen und die Wasserstoffbrücken-Bindungen, die auch in einem der folgenden Kapitel besprochen werden.

Wir wollen uns jetzt mit einer Frage beschäftigen, die garantiert keinen Alltagsbezug hat, sondern "nur" von theoretischem Interesse ist und dem Training der grauen Zellen dient (was ja auch ganz interessant sein kann).

Wieso können die beiden Bindungselektronen überhaupt die beiden Chlor-Atome zusammenhalten? Wie kommt es zu der chemischen Bindung?

Die beiden Elektronen stoßen sich doch eigentlich gegenseitig ab; und auch die positiven Atomkerne stoßen sich ab. Müssten dann nicht die beiden Chlor-Atome auseinanderfliegen?

Das H2-Molekül im Kugelwolkenmodell

In diesem Bild ist das Wasserstoff-Molekül nach dem Kugelwolkenmodell dargestellt. Jedes H-Atom hat nur eine Kugelwolke, die den Atomkern (das Proton) symmetrisch umgibt. Diese Kugelwolke ist mit einem Elektron besetzt. Im Wasserstoff-Molekül vereinigen sich nun die Kugelwolken von zwei H-Atomen zu einer größeren gemeinsamen Kugelwolke mit einem gemeinsamen Elektronpaar.

Die roten und grünen Pfeile sollen die Abstoßungs- bzw. Anziehungskräfte innerhalb des H2-Moleküls verdeutlichen. Die beiden positiven Atomkerne stoßen sich ab, und die beiden Elektronen stoßen sich ebenfalls ab. Also haben wir es hier mit insgesamt zwei Abstoßungskräften zu tun (rote Pfeile). Jeder Atomkern zieht beide Elektronen an, das sind zusammen vier Anziehungskräfte. Insgesamt überwiegen also die Anziehungskräfte in diesem System.

Gut, das ist natürlich eine extrem starke Vereinfachung, aber im Prinzip ist diese Vereinfachung korrekt. Die beiden Elektronen wirken sozusagen als "Kitt", der die beiden Atomkerne zusammenhält. Darum ist die Bezeichung bindendes Elektronenpaar oder Bindungselektronen durchaus korrekt.

Kommen wir nun zu einem sehr wichtigen Molekül. Methan selbst ist vielleicht gar nicht so interessant als Stoff, aber es ist die einfachste organische Verbindung. Und mit organischen Verbindungen müssen sich alle Schüler(innen) auseinandersetzen, die sich in der Oberstufe mit den Fächern Chemie, Biologie oder Ernährungslehre ernsthaft beschäftigen wollen.

Das Kohlenstoff-Atom im Kugelwolkenmodell

Die Abbildung 1 zeigt das Kohlenstoff-Atom, wie es sich nach dem Kugelwolkenmodell darstellt. Die nächste Abbildung stellt auf ein Wasserstoff-Atom nach dem Kugelwolkenmodell dar:

Das Wasserstoff-Atom nach dem Kugelwolkenmodell

Gemäß der Edelgasregel (Oktettregel) "wollen" alle Atome vollständig besetzte Kugelwolken haben, das heißt, jede Kugelwolke "möchte" mit zwei Elektronen besetzt sein. Atome, die nur wenige Außenelektronen haben wie zum Beispiel Natrium oder Magnesium geben diese Außenelektronen einfach komplett ab und werden dadurch zu positiv geladenen Ionen. Atome, denen nur noch ein oder zwei Elektronen für den Edelgaszustand fehlen, nehmen diese fehlenden Elektronen komplett auf und werden dadurch zu negativ geladenen Ionen. Das alles hatten wir bereits besprochen, als wir über die Ionenbindung sprachen. Elemente wie Kohlenstoff haben aber Atome mit vier Außenelektronen. Es wäre energetisch jetzt sehr ungünstig, alle vier Elektronen vollständig abzugeben und dann vierwertig positive Ionen zu bilden. Genau so ungünstig wäre das Gegenteil, nämlich die Aufnahme von vier Elektronen unter Bildung von vierwertig negativen Ionen. Elemente wie Kohlenstoff, Stickstoff etc. bevorzugen hier einen völlig anderen Weg, den wir bereits auf der letzten Seite kennen gelernt haben, nämlich das Teilen von Elektronen mit anderen Atomen.

Die vier einfach besetzten Kugelwolken des C-Atoms vereinigen sich daher mit den ebenfalls einfach besetzten Kugelwolken von vier H-Atomen. Das sieht dann so aus:

Das Methan-Molekül im Kugelwolkenmodell

Graphisch ist diese Darstellung noch nicht perfekt, die sich vereinigenden Kugelwolken hätten eigentlich ohne scharfe Grenzen dargestellt werden müssen.

Wenn wir uns mit dem Thema "Organische Chemie" beschäftigen (am Ende der 9. Klasse und natürlich am Anfang der Einführungsphase in die Oberstufe), werden wir das Methanmolekül noch wesentlich ausführlicher behandeln. 

Auch für die Umweltchemie spielt Methan eine wichtige Rolle, weniger als Treibhausgas, sondern vielmehr als alternative Energiequelle; Stichwort "Biogas".

Jetzt aber auf zum nächsten wichtigen Molekül, dem Ammoniakmolekül.

Beim Ammoniak NH3 verbindet sich ein Stickstoff-Atom mit drei Wasserstoff-Atomen. Das N-Atom hat insgesamt fünf Außenelektronen. Drei Kugelwolken sind mit je einem Elektron besetzt, eine Kugelwolke ist doppelt besetzt. Die drei einfach besetzten Kugelwolken können nun mit den ebenfalls einfach besetzten Kugelwolken von drei H-Atomen überlappen und so drei kovalente Bindungen bilden.

Das Ammoniak-Molekül im Kugelwolkenmodell

Zur Bildung des Ammoniak-Moleküls kommt es, wenn sich ein Stickstoff-Atom mit drei Wasserstoff-Atomen vereinigt. Das N-Atom hat drei einfach besetzte Kugelwolke und eine doppelt besetzte, ein sogenanntes freies Elektronenpaar, in der Abbildung hinten rechts zu sehen. Es können also drei kovalente N-H-Bindungen gebildet werden.

Noch wichtiger als das Ammoniakmolekül ist das Wassermolekül. Schließlich kommt alles Leben aus dem Wasser, und wir selbst bestehen zu einem hohen Prozentsatz aus Wasser. Und Wasser ist ein wichtiges Lösemittel in der Chemie. Grund genug also, uns mit diesem Molekül intensiv zu beschäftigen. 

Das Wasser-Molekül im Kugelwolkenmodell

Dass jetzt keiner glaubt, wir wären schon fertig mit dem Wassermolekül! Dafür ist das Wasser ein viel zu wichtiges Thema, aber aus Platzgründen müssen wir dieses Thema auf eine eigene Seite auslagern, sonst würde der Rahmen dieser Seite gesprengt. Eine genauere Darstellung des Wassermoleküls findet sich auch auf der nächsten Seite.

Sauerstoff ist ein lebenswichtiges Element, das auch in der Chemie eine wichtige Rolle bei vielen chemischen Reaktionen spielt, zum Beispiel bei den Oxidationen. Das Element Sauerstoff kommt in Form zweiatomiger Moleküle in der Natur vor, Sauerstoff hat also die Summenformel O2. Aber wie kommt es zur Bildung dieses Moleküls?

Das Sauerstoff-Molekül im Kugelwolkenmodell

Jedes O-Atom hat zwei einfach besetzte Kugelwolken. In der Abbildung oben sind zwei dieser O-Atome zu sehen, und zum Glück sind sie auch schon so gedreht worden, dass eigentlich jeder Schüler und jede Schülerin sehen müsste, was gleich passieren wird.

Die obere einfach besetzte Kugelwolke des linken O-Atoms vereinigt sich mit der oberen einfach besetzten Kugelwolke des rechten O-Atoms. Es entsteht eine kovalente O-O-Bindung. Das Gleiche passiert mit den beiden unteren einfach besetzten Kugelwolken. Es bildet sich eine zweite kovalente O-O-Bindung. Zusammen bezeichnet man diese beiden Bindungen als O=O-Doppelbindung.

Kohlendioxid entsteht, wenn Menschen und Tiere ausatmen, und bei der Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie Erdöl, Holz, Kohle etc. Der Treibhauseffekt, der für die vielen Klimakatastrophen in letzter Zeit verantwortlich sein soll, ist zum großen Teil auf Kohlendioxid zurückzuführen.

Die Bildung des Kohlendioxid-Moleküls nach dem Kugelwolkenmodell

Das C-Atom hat vier einfach besetzte Kugelwolken, jedes O-Atom hat zwei dieser einfach besetzten Kuzgelwolken. Auf der Abbildung sind die O-Atome schon strategisch günstig eingezeichnet. Die einfach besetzten Kugelwolken der O-Atome sind nämlich schon in Richtung C-Atom orientiert.

Zwei Kugelwolken des C-Atoms überlappen jetzt mit den beiden einfach besetzten Kugelwolken des linken O-Atoms. Es entstehen also zwei gemeinsame Kugelwolken mit je zwei Bindungselektronen. Es bildet sich eine doppelte Elektronenpaarbindung, die in diesem Fall als C=O-Doppelbindung bezeichnet werden kann. Auf der rechten Seite der Abbildung passiert genau das Gleiche. Die beiden Kugelwolken des C-Atoms, die noch übrig sind, überlappen mit den beiden einfach besetzten Kugelwolken des rechten O-Atoms. Wieder entstehen zwei Elektronenpaarbindungen, die als C=O-Doppelbindung bezeichnet werden.

Mit Doppelbindungen werden wir uns in der Klasse 8/9 nicht allzu viel beschäftigen, eher in der organischen Chemie der Stufe EF (10) und Q1 (11). Neben der Doppelbindung gibt es auch noch die Dreifachbindung, z.B. zwischen zwei Stickstoffatomen. Auf die wollen wir hier aber nicht weiter eingehen. 

Nachdem wir einige wichtige Moleküle behandelt haben, konzentrieren wir uns noch einmal auf die kovalente Bindung (Elektronenpaarbindung, Molekülbindung) selbst.

Das Chlor-Molekül

Im Chlor-Molekül ziehen die beiden Atomkerne die beiden Bindungselektronen der gemeinsamen Kugelwolke gleich stark an. Ein jedes Bindungselektron wird also - statistisch gesehen - gleich häufig in der linken Hälfte und in der rechten Hälfte der gemeinsamen Kugelwolke - anzutreffen sein. Eine solche Elektronenpaarbindung, bei der die Bindungselektronen gleichmäßig in der gemeinsamen Kugelwolke verteilt sind, bezeichnet man als unpolare Bindung.

Die Bindung heißt "unpolar", weil es keinen Pluspol und keinen Minuspol innerhalb dieser Kugelwolke gibt. Angenommen, die beiden Bindungselektronen würden sich mit einer Wahrscheinlichkeit von 55% in der linken Hälfte der Kugelwolke aufhalten und mit einer Wahrscheinlichkeit von 45% in der rechten Hälfte, dann wäre die linke Hälfte leicht negativ geladen und die rechte entsprechend leicht positiv. Wir hätten dann zwei Pole, und die Bindung müsste als polar bezeichnet werden.

Würden wir beispielsweise das rechte Chlor-Atom durch ein Fluor-Atom ersetzen, so würden wir eine polare kovalente Bindung zwischen den beiden Atomen bekommen. Woran liegt das?

Fluor-Atome haben eine sehr große Tendenz, Bindungselektronen an sich zu ziehen. Das liegt daran, dass das Fluor-Atom sehr klein ist, schließlich hat es ja nur zwei Elektronenschalen. Die Ladung des Atomkerns kann also sehr stark wirken, und das führt dann zu einer sehr hohen Elektronegativität, womit wir auch schon bei einem sehr wichtigen Fachbegriff wären:

Elektronegativität

Unter der Elektronegativität (kurz: EN) bezeichnet man die Tendenz eines Atoms, Bindungselektronen an sich zu ziehen.

Das Element mit der größten Elektronegativität überhaupt ist das Fluor. Auf einer Skala von 0 bis 4 hat Fluor den EN-Wert 4. Das Chlor ist weniger elektronegativ, sein EN-Wert liegt bei nur 3,16.

Die Bindungselektronen des Cl-F-Moleküls halten sich also mit einer etwas größeren Wahrscheinlichkeit mehr in der Nähe des F-Atoms auf als in der Nähe des Cl-Atoms. Daher hat die Bindung im Bereich des F-Atoms einen leicht negativen Pol und in der Nähe des Cl-Atoms einen leicht positiven Pol. Die Cl-F-Bindung ist also polar.

Es wurde ja bereits erwähnt, dass wir mit dem Wassermolekül noch nicht fertig sind. Es enthält nämlich zwei dieser polaren Bindungen.

Das Wasser-Molekül im Kugelwolkenmodell

Die Bindungselektronen werden vom Sauerstoff-Atom stärker angezogen als von den Wasserstoff-Atomen. Sauerstoff hat einen EN-Wert von 3,44 und Wasserstoff einen EN-Wert von nur 2,2. Das ist also ein recht großer EN-Unterschied.

Diese beiden unpolaren O-H-Bindungen tragen dazu bei, dass das O-Atom des Wasser-Moleküls eine negative Teilladung trägt. Die beiden freien Elektronenpaare am O-Atom tragen ebenfalls dazu bei, dass das Wasser-Molekül ein sogenannter Dipol ist.

Dipol

Moleküle mit einem leicht positiven und einem leicht negativen Ende, man spricht auch von Teilladungen oder Partialladungen. Ein Molekül wird zum Dipol, wenn es polare Elektronenpaarbindungen enthält. Allerdings dürfen sich diese nicht gegenseitig in ihrer Wirkung aufheben.

Das CO2-Molekül ist kein Dipol

Das Kohlendioxid-Molekül hat zwar zwei polare Bindungen, aber wegen der nicht-gewinkelten Struktur des CO2-Moleküls heben sich die Einflüsse dieser beiden polaren Bindungen gegenseitig auf. Anschaulich kann man sich das so vorstellen: Sowohl von links wie auch von rechts wird mit der gleichen Stärke an dem C-Atom "gezogen", daher passiert nichts.

Das H2O-Molekül ist ein Dipol

Beim Wasser-Molekül haben wir auch zwei polare Bindungen, wegen der gewinkelten Struktur des Moleküls ergänzen sich die Wirkungen dieser beiden Bindungen gegenseitig, daher ist das Wasser-Molekül ein Dipol. Das O-Atom bildet den negativen Pol, und die beiden H-Atom bilden zusammen den positiven Pol des Dipols.

Wir brauchen für diesen Versuch irgendetwas aus Kunststoff. Ich selbst nehme immer Klarsichthüllen oder Tintenstrahldruckerfolien. Dann braucht man noch einen geeigneten Stofflappen, mit dem man die Folie oder die Hülle kräftig reibt. Immer in eine Richtung, nicht im Kreis. Der Kunststoff wird elektrisch aufgeladen. Man sieht das leicht, wenn man den Kunststoff an seinen Kopf hält, die Haare stehen dann nämlich ab.

Jetzt gehen wir zum Wasserhahn und lassen einen dünnen Strahl Wasser laufen. Dann halten wir die Folie in die Nähe des Wasserstrahls. Wenn wir alles richtig gemacht haben, verbiegt sich der Wasserstrahl, er wird von der Folie angezogen. Natürlich müssen wir aufpassen, dass die Folie das Wasser nicht berührt.

Auf dem YouTube-Video "Wie kann man einen Wasserstrahl ablenken" wird der Versuch sehr schön dargestellt.

Die Erklärung dieses Versuchs kommt auf dem nächsten Bild:

Ablenkung des Wasserstrahls

Der Kunststoffstab ist hier im Querschnitt zu sehen. Er ist positiv aufgeladen, weil vorher mit dem Stofflappen ein paar Elektronen aus dem Stab entfernt wurden.

Der Wasserstrahl ist links zu sehen, die Wasser-Moleküle sind stark vergrößert. Man sieht, dass sich die Wasser-Moleküle so drehen, dass ihr negativer Pol dem Kunststoff-Stab zugewandt ist. Wasser-Moleküle sind Dipole, haben also zwei Pole. Wenn sie in die Nähe einer positiven Ladung kommen, drehen sie sich immer so, dass sie von dieser positiven Ladung angezogen werden.

Große Frage:

Was würde passieren, wenn der Kunststoffstab nicht positiv, sondern negativ geladen wäre? Würde der Wasserstrahl dann in die andere Richtung abgelenkt?

Diese Frage ist leicht zu beantworten. Der Strahl wird auch angezogen, denn jetzt drehen sich die Wasser-Moleküle genau in die andere Richtung. Wenn der Stab oder die Folie negativ geladen ist, drehen sich alle Wasser-Moleküle mit ihrem postiven Pol in Richtung der negativen Ladung.

Den Aufbau des Wasser-Moleküls haben wir ja bereits kennen gelernt. Das Wasser-Molekül ist ein Dipol, wobei das O-Atom den negativen Pol bildet und die beiden H-Atome den positiven Pol.

Mit diesem Dipol-Charakter kann man nun einige physikalische Eigenschaften des Wassers erklären, zum Beispiel den hohen Siedepunkt von 100 ºC, den recht hohen Schmelzpunkt von 0 ºC und die hohe Dichte von 1 g/cm3.

Ähnlich wie sich zwei Stabmagnete anziehen, so ziehen sich auch zwei Dipol-Moleküle an. Das negative Ende des einen Moleküls wird vom positiven Ende eines anderen Moleküls angezogen und so weiter. Die hohen Anziehungskräfte zwischen den Dipol-Molekülen müssen zum Beispiel beim Schmelzen oder beim Sieden überwunden werden, daher sind die Schmelztemperaturen bzw. Siedetemperaturen des Wasser auch recht hoch, zum Beispiel im Vergleich zum Methan-Molekül CH4, das mit  16 g/mol eine ähnliche Molmasse hat wie das Wasser-Molekül mit 18 g/mol. Selbst das Butan C4H10, das mit 58 g/mol eine viel höhere Molmasse hat als das Wasser, hat viel niedrigere Schmelz- und Siedepunkte und auch eine geringere Dichte als das Wasser. Diese "ungewöhnlichen" Eigenschaften des Wassers können eigentlich nur auf den Dipol-Charakter der Wasser-Moleküle zurück zu führen sein.

Betrachten wir einmal die Siedetemperaturen verschiedener Stoffe, deren Moleküle durch mehr oder weniger starke polare Elektronenpaarbindungen zusammengehalten werden.

Die Aufgabe, die ich selbst meinen Schüler(innen) hier immer stelle, lautet folgendermaßen:

Stelle die Siedetemperaturen der Moleküle in Abhängigkeit von der Gruppennummer des Hauptelementes (Bor, Kohlenstoff, Stickstoff, Fluor) graphisch dar.

Das Ergebnis dieser Aufgabe sieht dann meistens so aus:

Abhängigkeit der Siedetemperaturen von vier Wasserstoffverbindungen in der Ordnungszahl (OZ) des Hauptelementes: Bor (5), Kohlenstoff (6), Stickstoff (7) und Fluor (9).

Der Siedepunkt des Diborans liegt etwas oberhalb der Ausgleichsgeraden, wahrscheinlich weil die Molmasse der Verbindung recht hoch ist. Eigentlich handelt es sich beim B2H6-Molekül um zwei BH3-Moleküle, die sich zusammengelagert haben.

Der Siedepunkt des Methans dagegen liegt unterhalb der Ausgleichsgeraden. Das könnte daher kommen, dass der EN-Unterschied zwischen Kohlenstoff und Wasserstoff recht gering ist, so dass die C-H-Bindungen nicht allzu polar sind. Außerdem, und das erscheint hier viel wichtiger, ist das Methan-Molekül völlig symmetrisch aufgebaut. Die Einflüsse der vier C-H-Bindungen löschen sich also gegenseitig aus. Die C-H-Bindungen sind zwar schwach polar, das CH4-Molekül selbst ist jedoch kein Dipol.

Die beiden anderen Verbindungen liegen in der Nähe der Ausgleichsgeraden, verhalten sich also wie erwartet.

Die nächste Aufgabe, die ich dann meinen Schüler(innen) immer stelle, ist diese:

Das Wasser-Molekül ist noch nicht in der Graphik berücksichtigt worden. Der Siedepunkt des Wassers müsste an Position 8, der Ordnungszahl des Sauerstoffs, eingezeichnet werden. Wie groß müsste der Siedepunkt des Wassers theoretisch sein, wenn man ihn mit den anderen vier Verbindungen vergleicht?

Theoretischer und tatsächlicher Siedepunkt des Wassers

Theoretisch müsste Wasser einen Siedepunkt von ca. -10 ºC haben. Damit würde sich das Wasser in die Reihe der vier anderen Nichtmetall-Hydride der zweiten Periode des PSE einreihen.

Wären die physikalischen Eigenschaften des Wassers ausschließlich auf den Dipol-Charakter der Wasser-Moleküle zurück zu führen, dann hätte das Wasser tatsächlich einen so niedrigen Siedepunkt. Aber wie ist der tatsächliche Siedepunkt von 100 ºC zu erklären?

Was ist es nun, das dem Wasser-Moleküle seine besonderen Eigenschaften verleiht? Es muss doch etwas Stärkeres geben als normale Dipol-Bindungen. Und damit wären wir auch schon beim Thema dieser Seite, den Wasserstoffbrücken-Bindungen. Betrachten wir dazu doch mal das folgende Bild:

Drei Wasser-Moleküle und ein Hydroxid-Ion OH-

Dieses Bild zeigt auf der linken Seite drei Wasser-Moleküle und unten ein Hydroxid-Ion. Auf der rechten Seite sind dagegen ein Hydroxid-Ion (oben) und drei Wasser-Moleküle zu sehen. Die beiden Pfeile deuten an, dass ein Wechsel zwischen diesen beiden Zuständen möglich ist.

Wie unterscheiden sich aber die beiden Zustände voneinander?

Die Wasser-Moleküle befinden sich links und rechts in der gleichen Position, sie haben ihre Lage nicht verändert. Das Einzige, was sich verändert hat, ist die Zuordnung der H-Atome zu den O-Atomen.

Betrachten wir einmal das obere O-Atom in der Zeichnung. Links gehört es zu einem Wasser-Molekül. Nach der Zustandsänderung gehört es rechts zu einem Hydroxid-Ion.

Schauen wir uns nun das linke H-Atom des oberen Wasser-Moleküls an. In dem Zustand links gehört es zu dem oberen Molekül, in dem Zustand rechts aber zu dem zweitoberen Molekül. Das H-Atom hat also seine Molekül-Zugehörigkeit geändert, selbst aber hat es seine Position nicht verlagert.

Mit dem Kugelwolkenmodell kann man diese "Verlagerung" der Elektronenpaarbindungen leicht erklären.

Erklärung mit Hilfe des Kugelwolkenmodells

Achten Sie bei der obigen Zeichnung auf das markierte H-Atom  (grüner Pfeil). Links gehört es zu dem rot gezeichneten Wasser-Molekül. Rechts dagegen gehört es zu dem blau gezeichneten Wasser-Molekül, ohne dass es seine Lage verändert hat. Die Kugelwolken der O-Atome und die gemeinsamen Kugelwolken der O-H-Bindungen sind hier in vereinfachter Weise zweidimensional gezeichnet worden. Das markierte H-Atom befindet sich immer zwischen zwei Kugelwolken. Es könnte also theoretisch gleichzeitig mit dem rot gezeichneten und mit dem blau gezeichneten Wasser-Molekül verbunden sein.

Und damit haben wir eigentlich schon definiert, was eine Wasserstoffbrücke ist, nämlich ein H-Atom, das "bindungstechnisch" gleichzeitig zu zwei Wasser-Molekülen gehört, also nicht eindeutig zuzuordnen ist. Mal ist das H-Atom an das eine Wasser-Molekül gebunden, mal an das andere. Es verbindet quasi die beiden Wasser-Moleküle, und genau diese Bindung wird als Wasserstoffbrücken-Bindung oder einfacher als H-Brückenbindung bezeichnet, manchmal sogar nur als H-Brücke.

H-Brücken sind übrigens nicht nur zwischen Wasser-Molekülen möglich, sondern auch zwischen vielen anderen Molekülen, zum Beispiel zwischen Methanol- oder Ethanol-Molekülen. Weitere Einzelheiten zum Thema Wasserstoffbrücken-Bindungen finden sich in dem entsprechenden Lexikon-Eintrag "Wasserstoffbrücken-Bindungen".