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Elektronegativität – Abhängigkeit von der Stellung im Periodensystem der Elemente 14:57 min

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Transkript Elektronegativität – Abhängigkeit von der Stellung im Periodensystem der Elemente

Hallo, liebe Freundinnen und Freunde der Chemie. Schön, dass ihr mich weiter begleitet, auf meinem Weg durch das Periodensystem der Elemente. Heute gibt es bereits die Folge 14. Die 8. Hauptgruppe, die Edelgase, brauchen wir dafür nicht. Das ist auch einzusehen, weil, diese Verbindungen bilden nur schwer, schwer, schwer oder gar keine chemischen Verbindungen. Wir wollen uns heute über - hopp, da sind sie wieder, Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon. Wir wollen uns heute unterhalten über eine Eigenschaft, die von oben nach unten abnimmt und von links nach rechts steigt. Also, liebe Edelgase, ihr geht, weil ihr diese Eigenschaft überhaupt gar nicht besitzt. Es geht in dieser Folge um die Elektronegativität eines chemischen Elementes. Bevor wir einsteigen und über die Elektronegativität sprechen, möchte ich diesen Begriff in einer kurzen Definition vorstellen, zumindest für die von euch, die damit noch nicht so vertraut sind. Elektronegativität. Die Elektronegativität ist eine Zahl, die angibt, wie stark die Elektronen einer chemischen Bindung von einem Atom angezogen werden. Es gibt verschiedene Wissenschaftler, die dafür Zahlen entwickelt haben. Wir werden hier die Zahlenwerte, die Linus Pauling erschaffen hat, verwenden. Diese Zahlen sind Relativwerte und demzufolge einheitslos. Ich möchte einmal diese Zahlen für die 1. Hauptgruppe notieren, damit ihr euch einen ersten Überblick verschafft. Wasserstoff: 2,1; Lithium 1,0; Natrium 0,9; Kalium 0,8; Rubidium 0,8; Cäsium 0,7 und Francium 0,7. Wozu benötigt man diesen Begriff der Elektronegativität? Ich möchte es an einem Beispiel für 2 Elemente der 1. Hauptgruppe zeigen: H (2,1) und Na (0,9). Es gibt tatsächlich eine chemische Verbindung aus diesen beiden Elementen. Man nennt sie Natriumhydrid (NaH). Ein Natriumatom ist mit einem Wasserstoffatom verbunden. Wir wissen aus den vorigen Videos, dass Natrium und Wasserstoff als Elemente der 1. Hauptgruppe jeweils über 1 Außenelektron verfügen. Und diese beiden Außenelektronen sind in der Lage, eine chemische Bindung einzugehen. Sie bilden ein Elektronenpärchen. Um das zu veranschaulichen, ziehe ich einen kleinen Kreis um beide Elektronen. Wasserstoff hat die Elektronegativität 2,1. Natrium nur 0,9. Das heißt, das Wasserstoffatom zieht das Elektronenpaar viel stärker an sich heran. Um das zu veranschaulichen, wählen wir eine etwas andere Schreibweise. Wir zeigen, dass am Wasserstoffatom ein Elektronenüberschuss vorliegt durch ?-. Das ?+ am Natriumatom bedeutet Elektronenmangel. So seltsam es auch klingen mag, aber diese Verbindung Natriumhydrid hat salzartige Eigenschaften. Es ist ein grauer, fester Stoff. Welche Konsequenzen hat dies? Man sieht das an einer chemischen Reaktion des Natriumhydrids mit Wasser. Wir wissen, dass Wasser in ganz geringer Menge dissoziiert, und zwar in Protonen H+ und Hydroxidionen OH-. Die Protonen mit ihrer positiven Ladung reagieren mit dem negativ geladenen Wasserstoffteilchen und bilden entsprechend elementaren Wasserstoff, nämlich ein Wasserstoffmolekül. Die negativ geladenen Hydroxidionen OH- vereinigen sich mit dem positiv geladenen Natriumteilchen und es entsteht die Base Natriumhydroxid.  Nachdem wir die 1. Hauptgruppe hinsichtlich der Elektronegativitäten der Elemente betrachtet haben, möchte ich jetzt gerne eine Periode vorstellen. Die 1. Periode mit Wasserstoff ist zu kurz, denn Helium scheidet aus. Dort können wir nichts vergleichen. Ich nehme daher die 2. Periode, beginnend mit dem chemischen Element Lithium. Ich vervollständige die 2. Periode: Beryllium, Bor, Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und Fluor. Neon, habe ich schon erwähnt, benötigen wir nicht. Warum ist das so? Naja, ganz einfach noch einmal zur Erinnerung: Neon bildet keinerlei chemische Verbindungen, es ist, chemisch gesehen, oberfaul und daher können wir uns von der Betrachtung dieses Edelgases befreien. Ich befreie mich nun auch noch von der Definition und schließlich von der Überschrift. Dann können wir mit unserer Untersuchung fortfahren. Die Elektronegativitäten der Elemente der 1. Periode lauten: Lithium: 1,0; Beryllium: 1,5; Bor: 2,0; Kohlenstoff: 2,5; Stickstoff: 3,0; Sauerstoff: 3,5 und Fluor: 4,0. Wir wählen nun eine für unsere Untersuchung interessante Verbindung, und zwar aus den chemischen Elementen Wasserstoff mit der Elektronegativität 2,1 und Kohlenstoff mit der Elektronegativität 2,5. Diese Elemente bilden die chemische Verbindung, einige wissen das von euch sicher schon, Methan (CH4). Ich schreibe das Kohlenstoffatom in das Zentrum und ordne die Wasserstoffatome darum regelmäßig an. Ein Kohlenstoffatom steht in der 4. Hauptgruppe, das wissen wir, hat 4 Außenelektronen. Ein Wasserstoff steht in der 1. Hauptgruppe, hat demzufolge 1 Außenelektron. Wasserstoffatom und Kohlenstoffatom bilden zusammen jeweils 1 Elektronenpaar, 1 chemische Bindung. Das deute ich an, indem ich die Elektronenpärchen durch einen kleinen Kreis einfasse. Der Unterschied zwischen den Elektronegativitäten der beteiligten Elemente ist nicht sehr groß. 2,5-2,1=?EN, ich meine damit die Differenz der Elektronegativitäten, ist gleich 0,4. Die Bindungselektronen sind folglich gleichmäßig zwischen den Reaktionspartnern verteilt. In einem solchen Fall spricht man von kovalenter Bindung. Das hat natürlich Konsequenzen. So ein Methanmolekül ist relativ selbstständig und nicht an andere Methanmoleküle gebunden. Daher ist Methan ein Gas. Soweit zu einem ersten Beispiel. Betrachten wir jetzt eine andere Situation, und zwar die beiden chemischen Elemente Lithium mit der Elektronegativität von 1,0 und Fluor mit einer Elektronegativität von 4,0. Beide bilden eine wohlbekannte chemische Verbindung: Lithiumfluorid. Ein Lithiumatom ist mit einem Fluoratom verbunden. Naja, hier dreht es dem Chemiker fast den Magen um, wir müssen das aber tun. Denn in der Mitte, dieses Elektronenpärchen, was die chemische Bindung ausmacht, gibt es eigentlich nur auf dem Papier. Warum ist das so? Ganz klar, Fluor zieht ganz stark dieses Bindungselektronenpaar, das ich noch mit einem kleinen Kreischen hier einkreisen werde, an. Unterstützt wird diese Aussage durch die Differenz der Elektronegativitäten: 4,0-1,0=3,0. Das ist beachtlich größer als die 0,4 vom Methan. Daher findet man das Elektronenpaar fast ausschließlich beim Fluoratom. Aus dem Fluratom wird ein Fluoridion, welches eine Edelgaskonfiguration des Edelgases Neon annimmt. Das Lithiumatom verliert sein Außenelektron und bekommt die Edelgaskonfiguration des Edelgasatoms Helium. Welche Konsequenzen hat nun die Bildung solcher Ionen, das sind ja elektrisch geladene Teilchen? Naja, ein Lithiumfluorid-Teilchen alleine gibt es nicht, sondern viele, viele Trilliarden sind einander verbunden, über coulombsche Wechselwirkungskräfte. Positiv und Negativ ziehen sich an. Es bildet sich ein Ionengitter und das liefert eine feste Verbindung, ein typisches anorganisches Salz. Wir sind nun schon bereits beim Verallgemeinern. Könnt ihr euch erinnern, wie wir das Periodensystem in Metalle und Nichtmetalle unterteilt haben? Schaut euch noch einmal diese Denkhilfe an. Was bedeutet Blau? Welche Elemente befinden sich auf diesem Gebiet, in diesem Dreieck? Richtig, das sind Metalle. Während im roten Dreieck hauptsächlich die Nichtmetalle zu finden sind. Was kann man über die Größe der Elektronegativitäten von Metallen sagen? Versucht es einmal zu formulieren. Vielleicht so: 1. Metalle haben niedrige Elektronegativitätswerte. Nun sollte es nicht schwer sein, eine Regel für Nichtmetalle zu formulieren. Vielleicht so: 2. Nichtmetalle haben hohe Elektronegativitätswerte. Wie schaut es aus in den Hauptgruppen? Wir nehmen eine Hauptgruppe von oben nach unten. Könnt ihr eine Regel formulieren? Vielleicht so: 3. Die Elektronegativitäten fallen in den Hauptgruppen von oben nach unten. Ich habe das hier einmal mit diesem gelben Dreieck angedeutet, das oben breit ist und unten spitz. Wo es breit ist, ist die Elektronegativität hoch, wo die Spitze ist, ist die Elektronegativität gering. Wie verändern sich die Elektronegativitäten innerhalb einer Periode? Könnt ihr einen Merksatz formulieren? Vielleicht so: 4. Die Elektronegativitäten steigen in den Perioden von links nach rechts. Und das haben wir tatsächlich gezeigt. Wenn wir die Elektronegativitäten in der 2. Periode betrachten, so sehen wir einen kontinuierlichen Anstieg. Lithium 1,0 bis Fluor 4,0. Die Aussage unter 4. möchte ich wieder durch ein langes, spitzes Dreieck veranschaulichen. Dort wo die Spitze ist, links, ist die Elektronegativität am geringsten und rechts, wo das Dreieck eine gewisse Breite hat, haben wir die höchste Elektronegativität. Die von uns gefundenen Aussagen sind nicht nur für die 1. Hauptgruppe und die 2. Periode richtig. Sie sind richtig für das gesamte Periodensystem der Hauptgruppen. Machen wir uns also daran und füllen wir unser Periodensystem auf. Dritte Periode: Natrium, Magnesium, Aluminium, Silicium, Phosphor - mach mal ein bisschen - Schwefel - komm aus der Knete - Chlor. Und nun vervollständigen wir die 2. Hauptgruppe. Beryllium, Magnesium steht, Kalzium, Strontium, Barium, Radium. Wir vervollständigen die 3. Hauptgruppe: Bor, Aluminium, Gallium, Indium, Thallium. Wir vervollständigen die 4. Hauptgruppe: Kohlenstoff, Silicium, Germanium, Zinn und Blei. Die fehlenden Elemente der 5. Hauptgruppe: Arsen, Antimon und Bismut. Die 6. Hauptgruppe: Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur und Polonium. Und schließlich die 7. Hauptgruppe: Fluor, Chlor, Brom, Iod, Astat. Und das ist ein schönes Abschlussbild. Interpretieren und verstehen müsst ihr es schon selber. Was ihr vielleicht lernen könntet, das wären die Elektronegativitäten der 2. Periode von Lithium bis Fluor: 1; 1,5; 2; 2,5 - ach, das ist schon Mathematik. Da wollte ich keine Videos mehr machen. Ich wünsche euch alles Gute bis zum nächsten Mal, Tschüss.  

13 Kommentare
  1. was geht chef

    Von Joshua335, vor 27 Tagen
  2. hallo

    Von Joshua335, vor 27 Tagen
  3. Schönes Video, sehr hilfreich. Danke sehr!

    Von Bine123, vor etwa 3 Jahren
  4. Mit dem größten Vergnügen!
    Alles Gute

    Von André Otto, vor fast 5 Jahren
  5. vielen vielen danke ((;

    Von Kevin B., vor fast 5 Jahren
  1. super!

    Von Caramel1300, vor etwa 5 Jahren
  2. links rechts: Kernleadung steigt ===> Anziehung Elektronen steigt
    oben unten: jeweils neue Außenschale ===> Abstand zum Kern steigt===> Anziehung Elektronen fällt

    Von André Otto, vor mehr als 6 Jahren
  3. Aber was ist die Begründung dafür, dass die EN von oben nach unten und von rechts nach links sinkt?

    Von Sophiebree, vor mehr als 6 Jahren
  4. Hallo,

    Coulomb-Kräfte, van-der-Waals-Kräfte gibt es hier nicht. Wenn man die Ionengröße in der Reihe L+, Na+, K+ und Rb+ vergleicht, so muss man annehmen, dass die Schmeltpunkte in der Reihe LiF, NaF, KF und RbF sinken sollten. Das stimmt, bis auf LiF. Hier ist der Schmelzpunkt um mindestens 150 °C "zu niedrig". Erklären lässt sich das nur damit, dass die Bindung Li-F weniger polar als Na-F ist (Elektronegativitäten!). Allerdings bewegen wir uns hier schon auf dünnem Eis. Denn nun muss man noch erklären, welche Teilchen sich beim Schmelzen in beiden Fällen bilden. Das möchte ich hier nicht mehr tun.

    Alles Gute

    André

    Von André Otto, vor mehr als 7 Jahren
  5. Ich frage mich, ob Salze mit hohen EN Differenzen wie LiF ein festeres Ionengitter bilden und somit einen höheren Schmelzpunkt besitzen, als Salze mit niedrigeren EN Differenzen.
    Was hat das festere Gitter, den größeren Schmelzpunkt: Lif mit einer höheren EN Differenz und somit stärkeren Partialladungen oder MgCL2 mit den größeren Atommassen? Was überwiegt: Coulombkräfte oder Van-der-Waals-Kräfte?

    Von Dflow, vor mehr als 7 Jahren
  6. Ich suche ein Video, wo gut erklärt ist, was ein Ion ist. Das Wort kommt ja in diesem Video vor, aber irgendwo vorher ist es sicher schon erklärt. Wo?

    Von Smiley97, vor etwa 8 Jahren
  7. sehr schön

    Von Smiley97, vor etwa 8 Jahren
  8. sehr gut

    Von Deleted User 9623, vor etwa 9 Jahren
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Elektronegativität – Abhängigkeit von der Stellung im Periodensystem der Elemente Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Elektronegativität – Abhängigkeit von der Stellung im Periodensystem der Elemente kannst du es wiederholen und üben.

  • Sortiere die Elemente der 2. Periode absteigend nach ihrer Elektronegativität.

    Tipps

    Innerhalb einer Gruppe steigt die Elektronegativität von links nach rechts an.

    Lösung

    In der ersten Periode des PSE befinden sich einige sehr wichtige Elemente. Daher ist es sinnvoll, einen Überblick über ihre Elektronegativitäten zu haben. Wie du nun bereits weißt, steigt die Elektronegativität innerhalb einer Periode an.

    Aber warum ist das so?

    Innerhalb einer Periode wird eine Elektronenschale nach und nach gefüllt. Es kommt also keine neue Schale hinzu, was den Atomradius stark vergrößern würde. Die Kernladungszahl erhöht sich aber. Es ziehen somit mehr Protonen die Elektronen innerhalb der Schale an. Dadurch wird der Radius innerhalb der Periode immer kleiner.

    Bindungselektronen, die sich an einem Element mit kleinem Atomradius aufhalten, werden stark angezogen, da die elektrostatische Anziehungskraft eine kleine Reichweite hat und mit kleinerer Entfernung immer stärker wird. Daher gilt die Beziehung: kleiner Atomradius ergibt eine hohe Elektronegativität.

  • Definiere den Begriff Elektronegativität.

    Tipps

    Bindungen bestehen aus Elektronenpaaren.

    Je stärker ein Partner einer Bindung die Elektronen zu sich zieht, desto ungleicher sind die Ladungen verteilt. Es kommt zur Ausbildung von Polen (Teilladungen).

    Lösung

    Die Elektronegativität (EN) ist eine wichtige Kennzahl der Elemente. Die Differenz der EN $(\Delta EN)$ zweier Bindungspartner lässt eine Abschätzung über die Polarität der Bindung zu. Je höher diese Differenz, desto höher ist der polare Charakter, das heißt desto ungleicher sind die Bindungselektronen verteilt.

    Das Element mit der höchsten EN ist Fluor. Der Wert wurde willkürlich auf 4,0 festgelegt und dient als Bezugsgröße für die anderen Elemente. Elemente mit einer hohen EN werden als elektronegativ und Elemente mit einer niedrigen EN als elektropositiv bezeichnet. Die EN hängt vom Atomradius und der Kernladungszahl ab. Daraus lassen sich Regelmäßigkeiten für den Verlauf der EN innerhalb des Periodensystems ableiten.

  • Gib an, welche Regeln für die Elektronegativität gelten.

    Tipps

    Die Elektronegativität ist abhängig vom Atomradius und der Kernladungszahl.

    Je kleiner der Radius, desto dichter sind die Bindungselektronen am Kern. Die elektrostatische Anziehungskraft wirkt am stärksten auf kleine Distanzen.

    Je höher die Kernladungszahl, desto höher ist die Anziehungskraft auf die Bindungselektronen.

    Lösung

    Die Elektronegativität ist abhängig vom Atomradius und der Kernladungszahl.

    Elektrostatische Anziehungskräfte sind sehr stark. Allerdings haben sie eine relativ kleine Reichweite. Aus diesem Grund dominieren diese Kräfte nur im mikroskopischen Bereich und im makroskopischen Bereich die Gravitationskraft (klein, aber große Reichweite). Je näher sich also unterschiedliche Ladungen sind, desto höher ist die wirkende Kraft.

    Auch die Höhe der Ladung spielt eine Rolle. Je höher die Ladung ist, desto höher ist auch die wirkende Kraft.

    Aus diesen Beziehungen können zwei wichtige Regeln für die Elemente abgeleitet werden:

    • Die Elektronegativität nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu, da die Kernladungszahl zunimmt und der Atomradius abnimmt.
    • Die Elektronegativität nimmt innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab, da pro Periode eine neue Schale hinzukommt, wodurch der Atomradius stark steigt.
  • Erkläre den hohen Siedepunkt von Wasser mithilfe der Elektronegativität.

    Tipps

    Die Elektronegativitäten aller Elemente findest du im Periodensystem.

    Lösung

    Wasser ist ein Dipol. Aus diesem Grund hat es einige besondere Eigenschaften. So hat es für seine recht kleine Masse einen sehr hohen Siedepunkt. Zum Vergleich dazu hat Schwefelwasserstoff (analoge Verbindung des Schwefels zu Wasser) einen sehr viel geringeren Siedepunkt. Es ist bei Raumtemperatur gasförmig.

    Auch die Form von Schneeflocken beruht auf der Eigenschaft des Wassermoleküls, Wasserstoffbrückenbindungen auszubilden.

    Die Dichteanomalie des Wasser hat ebenfalls ihre Ursache in diesen Kräften. Wasser ist der einzige Stoff, der sich nicht immer weiter zusammenzieht, wenn er abkühlt. Wasser hat seine größte Dichte bei 4°C. Deswegen frieren Seen auch von oben nach unten zu. Das dichtere Wasser sinkt nach unten und das weniger dichte Eis steigt nach oben.

  • Entscheide, ob die gezeigten Verbindungen als Salz oder Molekül vorliegen.

    Tipps

    Metalle besitzen niedrige und Nichtmetalle hohe Elektronegativitäten.

    Verbindungen von Nichtmetallen sind meist molekular.

    Lösung

    Mithilfe der Elektronegativitätsdifferenz $(\Delta EN)$ lassen sich die Bindungsverhältnisse vorhersagen. Je höher diese Differenz, desto stärker zieht ein Partner die Bindungselektronen zu sich heran. Dadurch entsteht eine Ungleichheit in der Verteilung der Ladung.

    Bis zu einer Differenz von 0,6 spricht man von einer unpolaren Atombindung. Hier ist Verteilung der Elektronen relativ ausgeglichen. Wird die Differenz größer als 0,6, spricht man von einer polaren Atombindung. Hier ist die Ungleichverteilung so groß, dass sich Teilladungen bilden. Am elektronegativeren Partner liegt eine negative Teilladung (auch negativer Pol oder Schwerpunkt genannt) vor. Am anderen Partner liegt demnach eine positive Teilladung vor. Dies hat starke Auswirkungen auf die Eigenschaften des Stoffes.

    Wird $\Delta EN$ größer als 1,8, erreicht die wirkende Kraft einen kritischen Punkt. Sie ist nun so groß, dass dem elektropositiveren Partner die Bindungselektronen vollständig entrissen werden. Es bilden sich Ionen, Anion (-) und Kation (+). Die Anziehungskraft zwischen echten Ladungen ist um ein Vielfaches höher als zwischen Teilladungen. Aus diesem Grund bilden diese Stoffe kristalline Feststoffe, die Salze.

  • Bestimme die Schmelzpunkte der genannten Salze.

    Tipps

    Je höher die $\Delta EN$, desto höher sind die Kräfte innerhalb des Stoffes.

    Je höher die innerstofflichen Kräfte, desto höher liegen auch Schmelz- und Siedepunkt.

    Lösung

    Die Verhältnisse und Kräfte innerhalb eines Stoffes spiegeln sich in seinen Eigenschaften wider. Wenn also die Bindungen und Kräfte innerhalb eines Stoffes sehr hoch sind, wird sich dies in seinem Schmelz- und Siedepunkt zeigen.

    An der Reihe von Halogeniden kann man dies recht eindeutig erkennen. Hier gilt: je höher die $\Delta EN$, desto höher der Schmelzpunkt. Kaliumfluorid hat aus der Liste die höchste $\Delta EN$ und damit den höchsten Schmelzpunkt von $852~^\circ\text{C}$. Kaliumiodid besitzt die kleinste $\Delta EN$ und hat damit den kleinsten Schmelzpunkt von $686~^\circ\text{C}$. Insgesamt sind die Schmelzpunkte aber alle recht hoch, da die Kräfte zwischen den Ionen des Salzes hoch sind.

    Aber den Schmelzpunkt kann man nicht nur mithilfe der $\Delta EN$ einschätzen. Es spielen auch andere Faktoren, wie z.B. die Gitterstruktur, eine wichtige Rolle. So hat beispielsweise Calciumoxid trotz einer $\Delta EN$ von 2,4 einen deutlich höheren Schmelzpunkt ($2570–2580~^\circ\text{C}$) als die genannten Halogenide.