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4. Das Periodensystem der Elemente
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Im Periodensystem sind alle Atome nach bestimmten Eigenschaften aufgelistet. Dieses System wurde
vom Chemiker Dimitrij Mendelejew und Lothar Meyer entwickelt.
Mendelejew ordnete die bekannten Elemente nach ihrer Atommasse. Dabei entdeckte er, dass sich nach
einer bestimmten Anzahl Elementen deren ähnliche Eigenschaften wiederholen.
Diese Elemente ordnete er untereinander an.
Die wichtigsten Ordnungsprinzipien
Die Ordnungszahl steigt Zeile für Zeile von links nach rechts an.
Das System ist vollständig - es gibt keine Lücke.
In der n-ten Zeile stehen Elemente, in deren Grundzustand kein Elektron eine
Hauptquantenzahl größer als n hat.
Elemente in einer Spalte besitzen gleich viele Elektronen (Elektronenkonfiguration) auf der
Außenschale (Valenzelektronen) und haben daher sehr ähnliche chemische Eigenschaften.
Oktettregel:
Elektronenkonfigurationen mit 8 Elektronen auf der Außenschale sind energetisch
besonders günstig.
- Die s- und p-Orbitale auf der Außenschale sind dann vollständig gefüllt.
- Elemente mit dieser Konfiguration stehen ganz rechts im Periodensystem
und heißen Edelgase.
Abb.: Das Periodensystem der Elemente

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Perioden und Hauptgruppen
Perioden (Zeilen): Perioden sind von links nach rechts aufgelistet.
Diese Atome besitzen alle die gleiche Anzahl an Schalen.
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Elementgruppen (Spalten): Das Periodensystem ist in verschiedene Elementgruppen aufgeteilt
und jedes Element gehört zu einer Elementgruppe.
Die Elementgruppen aus der Hauptgruppe heißen: Alkalimetalle, Erdalkalimetalle, Borgruppe,
Kohlenstoffgruppe, Stickstoffgruppe, Chalkogene, Halogene und Edelgase.
Die Elementgruppen aus der Nebengruppe heissen: Kupfergruppe, Zinkgruppe, Scandiumgruppe,
Titangruppe, Vanadiumgruppe, Chromgruppe, Magangruppe und Eisen-Platin-Gruppe.
Ebenfalls zählt man die Lanthaniden und Actiniden dazu.
Edelgase (8. Hauptgruppe):
- Oktett auf der Außenschale
- extrem reaktionsträge, Gase liegen atomar vor
Halogene (7. Hauptgruppe):
- ein Elektron fehlt zur Edelgaskonfiguration
- chemisch sehr reaktiv
- nehmen Elektronen leicht auf.
Alkalimetalle (1. Hauptgruppe):
- ein einzelnes (schwach gebundenes) Elektron auf der äußersten Schale
- chemisch sehr reaktiv
- geben gerne ein Elektron ab
Der chemische Charakter eines Elements geht aus seiner Lage im Periodensystem hervor.
- im linken Teil stehen Elemente mit metallischem Charakter.
- im rechten Teil stehen dagegen Elemente mit nichtmetallischem Charakter.
- in der Mitte des Periodensystems, in der vierten Gruppe, befinden sich die Elementhalbleiter.
Sie bilden den Übergang zwischen den Metallen und den Isolatoren.
Beispiel: Ionisierungsenergien der Elemente (Gruppeneigenschaft)
Edelgase haben wegen ihrer stabilen Elektronenkonfiguration die höchsten Ionisierungsenergien.
Alkalimetalle haben die niedrigsten Ionisationsenergien (das äußerste Elektron lässt sich sehr
leicht entfernen).

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6. Chemische Bindung (Moleküle und Festkörper)
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Ein Molekül ist eine Verbindung von zwei oder mehreren Atomen zu einem stabilen Verband mit
definierten chemischen Eigenschaften und definierter Struktur.
Ein Festkörper ist im weitesten Sinne Materie im festen Aggregatszustand. Die kleinsten Bausteine
können einzelne Atome oder Moleküle, aber auch eine Gruppe davon sein.
Man unterscheidet Einkristalle, polykristalline Festkörper und amorphe Festkörper.
Ursache der Bindung: - Anziehende Kräfte zwischen Atomen
- Gemeinsames Verwenden von Elektronen ( kovalente Bindung)
- Coulombanziehung zwischen Katíon und Anion ( ionische Bindung)
Je nach der Natur der Kraftwirkung unterscheidet man verschiedene Bindungstypen.
6.1 Ionische Bindung:
Die Elektronenstruktur der beteiligten Atome bewirkt einen (teilweisen) Elektronentransfer,
so dass die Atome eine abgeschlossene Elektronenschale erhalten.
Halogene würden gerne ein Elektron aufnehmen
Alkalimetalle können eins abgeben
Ionenbindung
Es entstehen Anion und Kation.
Die Ionen ordnen sich so an, dass ihre Coulombanziehungsenergie größer ist
als die Abstoßung gleichnamiger Ladungen Kristallstruktur.
Die Bindung ist gerichtet.
Bindungsenergie ca. 10eV - eine der stärksten chem. Bindungen
Beispiel: Kochsalz NaCl
Das Elektron des Natrium wandert zum Chlor Na + und Cl - ziehen sich an ionische Bindung.
Anderes Beispiel: Lithiumfluorid (LiF)
NaCl - Ionenkristall

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6.2 Van-der-Waals-Bindung:
Die Van der Waals-Bindung basiert auf der anziehenden, elektrostatischen Dipol-Dipol-Wechselwirkung
von induzierten Dipolmomenten.
Durch zufällige Ladungsverschiebungen der Elektronen im Atom/Molekül entsteht für
kurze Zeit ein Dipol.
Das dadurch erzeugte elektrische Feld des Dipols wirkt auf die Nachbaratome polarisierend.
(Der induzierende Dipol induziert andere Atome/Moleküle zu Dipolen).
Daraus resultiert eine schwache Anziehungskraft der Atome/Moleküle.
Das Wechselwirkungpotential V ist proportional zu
const
V ( R)
6
R
Bei sehr geringem Abstand gibt es Abstoßung der Kerne (Abstoßungspotential ~ R -12 ).
Minimum der Gesamtenergie = Gleichgewichtsabstand (Van der Waals-Radius)
Typische Vertreter:
Edelgaskristalle, Adhäsionskraft, Kohäsionskraft (Klebstoffe), Oberflächenspannung,
Ursache der Reibungskraft, Phasenübergänge bei realen Gasen.
6.3 Wasserstoffbrückenbindung
Besondere Art der Dipol-Dipol-Bindung (ähnlich wie Van-der-Waals-Bindung, aber viel stärker).
Verantwortlich für Sekundärstruktur in biologischen Komplexen.
H-Atom wirkt als Brücke zwischen zwei stark
elektronegativen Atomen (z.B. O, N, F).
Bindung mit dem H-Atom im Molekül
durch eine polare kovalente Bindung.
Bindung mit dem anderen H 2 O-Molekül
durch elektrostatische Kräfte

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6.4 Kovalente Bindung (homöopolar oder polar)
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Bindungsenergie nur quantenmechanisch zu verstehen.
Großer Einfluss von Pauli-Prinzip und sog. Austausch-Symmetrien.
Häufig zwischen gleichen oder gleichartigen Atomen.
Atome streben bei ihren chem. Verbindungen vollständig besetzte Valenzschalen an.
Dazu werden in der Regel 8 Elektronen benötigt.
Um eine stabile Edelgas-Konfiguration zu erhalten, teilen sich die Atome Elektronen paarweise.
Bindungsenergien: 1- 5 eV / Bindung.
Abb.: Stark vereinfachtes Schema der kovalenten Bindung im Schalenbild.
Wasser (H 2 O), Methan (CH 4 ), Chlor (Cl 2 )
Molekülorbitale MO
Ebenso wie in Atomen befinden sich in Molekülen die Elektronen in genau festgelegten Zuständen, hier
Molekülorbitale genannt. Die Molekülorbitale werden in der Quantenmechanik durch Überlagerung
(Linearkombination) der Atomorbitale gebildet (LCAO-Methode).
Beim Überlapp der Wellenfunktionen entstehen immer bindende und antibindende Orbitale.
Beispiel: Modell für das H 2 -Molekülion:
g 1sa
1sb
: 1 s g
bindendes MO mit Elektronendichte
zwischen den Kernen
Anziehung
1s 1s
:
u
a
b
*
1s
u
antibindendes MO ohne Elektronendichte
zwischen den Kernen
Abstoßung
Für die Bindung bedeutsam sind die Molekülorbitale, die durch Kombination von s-, p-, und d-
Atomorbitalen entstehen. Durch die Überlappung entsteht neben dem bindenden Orbital immer auch
ein antibindendes Orbital.
Jedes Orbital kann mit zwei Elektronen besetzt werden (Elektronenpaar).

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-Orbitale: Die -Orbitale entstehen durch Überlappung von Atom-Orbitalen, die symmetrisch zur
Molekülachse (Bindungsachse) liegen. Ergeben meist die Einfachbindungen in Molekülen.
Zwei s-Atomorbitale kombinieren zu
einen bindenden s- und zu einem
antibindenden s*-Molekülorbital.
Zwei p z -Atomorbitale kombinieren zu
einen bindenden p- und zu einem
antibindenden p*-Molekülorbital.
-Orbitale: Die -Orbitale entstehen durch Überlappung von Atomorbitalen, die senkrecht zu den
Bindungen angeordnet sind. Sie ergeben die Doppel- und Mehrfachbindungen im Molekül.
Zwei p x - oder zwei p y - Atomorbitale
ergeben ein bindendes (p) und ein
antibindendes p*-Molekülorbital.
Bei der Bildung der Orbitale erfolgt für die bindenden Orbitale eine Absenkung der Energie gegenüber
dem ungebundenen Zustand. Bei den antibindenden Orbitalen erfolgt dagegen eine Anhebung.
Hybridorbitale
Die s-, p x -, p y -, p z -Atomorbitale eines Atoms lassen sich durch einfache Linearkombination zu Hybridorbitalen
kombinieren. Hybridorbitale erklären insbesondere den Richtungscharakter einer Bindung
(gerichtete Valenzen, lokalisierte MO).
sp-Hybridisierung
s p z 2 sp-Orbitale
Geometrie: linear
s + p z
s - p z
sp 2 -Hybridisierung
s p x p y 3 sp 2 -Orbitale
Geometrie: eben (120°)

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sp 3 -Hybridisierung
s p x p y p z 4 sp 3 -Orbitale
Geometrie: räumlich
tetraederförmig (109,5°)
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Beispiel Benzol: - und - Bindung als Hybridorbitale
Das C-Atom bildet drei sp 2 -Orbitale
mit 3 Elektronen und ein p z -Orbital mit
einem Elektron (= 4 Bindungselektronen).
Im Molekül kombinieren je zwei
sp 2 -Orbitale zu einer -Ringbindung und
zwei p z -Orbitale zu einer - Bindung. Das
dritte sp 2 -Orbital ergibt die C-H Bindung.
Benzolring:
- -Bindungen aus sp 2 -Hybriden
- Bindung aus p z -Orbitalen
(Delokalisierung der -Elektronen über
den Ring = Aromatisierung, Konjugation,
konjugierte Doppelbindung)
6.4 Metallische Bindung
Die metallische Bindung ist kovalent, wobei die Bindungselektronen jedoch über den gesamten Kristall
verteilt sind (delokalisiert).
Das Elektronengasmodell erklärt die metallische Bindung zwischen den Atomen folgendermaßen:
Die Metallatome geben ihr äußeres Elektron
an einen gemeinsamen Elektronensee ab.
Atomrümpfe ohne Valenzelektronen (positiv)
geladen bilden Gitterstruktur.
Diese Elektronen können sich wie ein Gas
zwischen den Atomrümpfen bewegen.
Die erhöhte Elektronendichte zwischen den
Atomrümpfen führt zu einer Bindung der
Atomrümpfe untereinander über die frei
beweglichen Elektronen.
Eine andere Beschreibung der metallischen Bindung auf der Grundlage von Orbitalen liefert
das sog. Energiebändermodell.

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6.5 Halbleiter, Isolatoren und Metalle)
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6.5.1 Elementhalbleiter
Die wichtigsten Elementhalbleiter sind Germanium und Silizium, beides kristalline Festkörper.
Die Atome der Halbleiterkristalle werden durch kovalente Bindungen zusammengehalten.
Dabei werden die Valenzelektronen von benachbarten Atomen paarweise genutzt.
Da die Atome der Elementhalbleiter vier Valenzelektronen besitzen, ist jedes Halbleiteratom von
vier Nachbaratomen umgeben. Durch die von diesen Atomen mitgenutzten Elektronen wird die
Valenzschale mit acht Elektronen aufgefüllt. Es entsteht damit ein chemisch stabiler Zustand.
Jedes Atom eines Elementhalbleiters ist tetraederförmig von vier Nachbaratomen umgeben.
Ein einkristalliner Elementhalbleiter ist homogen aus diesen atomaren Gitterzellen aufgebaut.
Eine Bindung (Elektronenpaar) wird von zwei überlappenden lokalisierten
sp 3 -Hybridorbitalen gebildet.
Silizium-Kristallstruktur
(Diamant-Struktur)
Ebene Darstellung des Si-Kristalls
6.5.2 Verbindungshalbleiter
Verbindungshalbleiter bestehen aus zwei oder mehreren Elementen.
Bei binären Halbleitern, die sich aus zwei unterschiedlichen Elementen zusammensetzen,
ist die Summe der Valenzelektronen beider Komponenten gleich 8.
Beispiel: III-V-Verbindungen
GaAs - Galliumarsenid
GaP - Galliumphosphid
AlAs- Aluminiumarsenid
Galliumarsenid
GaAs
Die Summe von acht Valenzelektronen erhält man
durch Kombination von Elementen der dritten und
der fünften Gruppe des Periodensystems oder der
zweiten und der sechsten Gruppe. Entsprechend ihrer
Gruppenzugehörigkeit wird zwischen III-Voder
II-VI-Halbleitern unterschieden.
Verbindungshalbleiter werden hauptsächlich in der Optoelektronik und in der Sensorik eingesetzt.

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6.5.3 Das Bändermodell
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Vom diskreten Energieniveau (Atom) zum kontinuierlichen Energieband (Festkörper)
Atome: Energieniveaus der Elektronen sind diskret
Moleküle: Energieniveaus der Einzelatome stören sich gegenseitig und spalten sich aufgrund
der elektrostatischen Wechselwirkung auf.
Festkörper: Bei N Atomen spaltet sich jedes Einzelniveau der ungestörten Atome in N
Elektronenniveaus auf. Diese liegen eng beieinander und werden Energieband genannt.
Die erlaubten Energieniveaus “verschmieren“ zu “quasikontinuierlichen“ Bändern.
Breite liegt zwischen 1 und 5eV.
Zwischen den Bändern liegen verbotene Zonen, in denen keine erlaubten
Energieniveaus liegen.
Leitungsband
verbotenes Band
Valenzband
unbesetzt bzw.
teilweise besetzt
leer
oberstes voll
besetztes Band
Valenzband:
Leitungsband:
Fermienergie:
das oberste bei T = 0 K voll besetzte Band
das über dem Valenzband liegende Band, das bei T = 0 K
teilweise besetzt oder leer ist.
höchste Energie, die bei T = 0 K besetzt sein kann
Die Aufspaltung der Energieterme
erfolgt mit zunehmender Annäherung
der Atome.
Durch die abstoßende Wirkung der Kerne
nimmt die Energie bei sehr kleinen
Abständen wieder zu.
Der inneratomare Gleichgewichtsabstand
stellt sich so ein, dass die
Gesamtenergie der Elektronen dabei
minimal wird.

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Verfeinertes Modell der Energiebänder
(Entstehung der Bänder im Modell der starken Bindung der Elektronen)
Durch die enge Anordnung der Atome im Festkörper überlagern sich die Potentiale der
benachbarten Atome und werden abgesenkt.
Zwischen den Atomen entstehen Potentialberge, die die Elektronen beim Überwechseln
von einem Atom zum anderen zu überwinden haben.
Dabei werden die Bahnen der locker gebundenen Elektronen in den äußeren Schalen stärker beeinflusst
als die Bahnen der fester gebundenen Elektronen in den inneren Schalen.
Die Verbiegung der Bahnen ist mit einer Verschiebung der Energieterme der Elektronen verbunden.
freies Mg-Atom
Atomkette (Kristall)
Leitungsband
W F
Valenzband
Bänder der äußeren Elektronen laufen durch den ganzen Kristall und sind nicht
mehr einzelnen Atomen zuzuordnen.
Innere Elektronen sind bei den Kernen lokalisiert (werden üblicherweise ignoriert).
Die Elektronen gelangen im Leitungsband von Atom zu Atom, ohne einen Potentialberg überwinden zu
müssen. Sie sind frei beweglich und bestimmen deshalb die elektrische Leitfähigkeit.
Unterhalb des Leitungsbandes befindet sich das Valenzband, d.h. das Band der an den Atomkern
gebundenen Valenzelektronen. Da sie nicht frei beweglich sind, tragen sie nicht zur elektrischen
Leitfähigkeit bei. Die Valenzelektronen können nur dann in das Leitungsband gelangen, wenn ihnen
eine genügend hohe Energie übertragen wird. Dann allerdings tragen sie auch zur elektrischen
Leitfähigkeit bei.

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Beispiel: Natriumatom und Natriumkristall
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(1s 2 )(2s 2 )(2p 6 )(3s 1 )
l
m l
M
s p d
0 +1 0 -1 +2 +1 0 -1 -2
L
K
Abb.: Natrium-Elektronenkonfiguration
Abb.: Energieniveauschema eines isolierten Na-Atoms mit den besetzten Niveaus
Abb.: Schema des Energieverlaufs in einem eindimensionalen Na-Kristall
mit frei beweglichem 3s-Elektron.

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Bandstruktur bei Si, Ge, Diamant
Die energetische Aufspaltung der
3s- und 3p-Niveaus im Silizium als
Funktion des Atomabstandes.
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Der geringere Gleichgewichtsabstand
von 0,15 nm für Diamant
ist ursächlich für die größere
Bandlücke.
Diamant: W g = 7 eV (Isolator)
Silizium: W g = 1 eV (Halbleiter)
Isolatoren, Halbleiter, Leiter
Man unterscheidet 3 Kategorien von Festkörpern
bezüglich ihrer elektrischen Eigenschaften.
1. Isolatoren:
Leitungsband leer
Fermienergie liegt in der Mitte des Gaps.
Abstand zwischen Valenzband und
Leitungsband > 3 eV.
2. Halbleiter:
Wie Isolator, aber Abstand zwischen Valenzund
Leitungsband kleiner.
Beispiele: Silizium (Bandabstand 1,1eV);
Germanium (Bandabstand 0,66eV)
Bandabstand kann durch gezielte Verunreinigung
(Dotierung) beeinflusst werden.
Isolator
Leitungsband
Valenzband
Halbleiter
Leitungsband
Valenzband
3. Leiter:
Leitungsband ist nicht leer.
Fermienergie liegt mitten im Leitungsband.
Metalle sind Leiter: äußere Elektronen
befinden sich im Leitungsband.
Beispiel: Lithium
Die 2s-Zustände des Lithium-Atoms werden
im Kristall zum Leitungsband
Leitungsband ist halb voll.
Leiter
Leitungsband
Valenzband

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Elektrische und thermische Eigenschaften (Isolatoren, Halbleiter, Leiter)
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Wärmeleitung und elektrische Leitung erfolgt durch Elektronenbewegung.
Wärmeleitung: Elektronen besitzen thermische (kinetische) Energie und geben sie durch Stöße weiter.
Der Transport von Wärme durch Gitterschwingungen (Wellen) ist viel schwächer.
El. Leitung: Ladungstransport geschieht durch Bewegung von Elektronen.
Leiter:
Elektronen können beliebig kleine Energiemengen aufnehmen, sie steigen energetisch im
Leitungsband etwas höher gute elektrische Leitung und Wärmeleitung.
(sog. Fermiblock schmilzt ab)
f(W)
f(W)
W/W F
W/W F
Besetzung der Energieniveaus bei T = 0 Besetzung der Energieniveaus bei T > 0
Isolatoren:
Valenzband voll, Leitungsband leer
Elektronen können nur Energie aufnehmen, wenn sie ins Leitungsband gelangen.
Energiezufuhr bei elektrischer und Wärmeleitung nicht genügend groß,
um Energielücke zu überbrücken.
Geringe elektrische Leitung und Wärmeleitung
Halbleiter:
Geringe Lücke zwischen Valenz- und Leitungsband.
Bei T = 0 verhalten sich Halbleiter wie Isolatoren.
T > 0: Leitungsband wird aufgrund thermischer Anregungen bevölkert
elektrische und Wärmeleitfähigkeit sind stark temperaturabhängig.
Verunreinigungen (Dotierung) können Elektronen liefern, die für gute elektrische und
Wärmeleitfähigkeit sorgen.