Metalle und Nichtmetalle: Unterschied zwischen den Versionen

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[[image:Periodensystem.jpg|thumb|left|Einfaches Periodensystem; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.rdeuber.ch/chemiewiki/images/a/aa/Periodensystem.jpg]]]
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==Charakter von Metallen und Nichtmetallen==
 
==Charakter von Metallen und Nichtmetallen==
 
===Metalle und Nichtmetalle: Einleitung===
 
===Metalle und Nichtmetalle: Einleitung===
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[[image:Periodensystem.jpg|thumb|right|Einfaches Periodensystem; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.rdeuber.ch/chemiewiki/images/a/aa/Periodensystem.jpg]]]
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Das [[C_Das_Periodensystem|Periodensystem]] besteht aus 118 Elementen und ist in drei Elementarten gegliedert. Die meisten Elemente gehören den '''Metallen''' an und befinden sich im Periodensystem auf der linken Seite. Ganz rechts befinden sich die '''Nichtmetalle'''. Beide Arten werden durch die '''Halbmetalle''', die dazwischen liegen, verbunden. Der Unterschied zwischen den metallischen und nichtmetallischen Elementen spielt eine besonders wichtige Rolle bei der Einordnung der '''Eigenschaften''' und dem '''Reaktionsverhalten''' der Elemente.  
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Das [[C_Das_Periodensystem|Periodensystem]] besteht aus 118 Elementen und ist in drei Elementarten gegliedert. Die meisten Elemente gehören den '''Metallen''' an und befinden sich im Periodensystem auf der linken Seite eher unten. Ganz rechts und eher oben befinden sich die '''Nichtmetalle'''. Beide Arten werden durch die '''Halbmetalle''', die dazwischen liegen, verbunden. Der Unterschied zwischen den metallischen und nichtmetallischen Elementen spielt eine besonders wichtige Rolle bei der Einordnung der '''Eigenschaften''' und dem '''Reaktionsverhalten''' der Elemente.  
  
 
====Eigenschaften====
 
====Eigenschaften====
  
 
Metallische Elemente weisen auf der stofflichen Ebene im Gegensatz zu nichtmetallischen Elementen bestimmte Eigenschaften auf. Diese sind:
 
Metallische Elemente weisen auf der stofflichen Ebene im Gegensatz zu nichtmetallischen Elementen bestimmte Eigenschaften auf. Diese sind:
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<br> - '''Metallischer Glanz''' </br>
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* '''Metallischer Glanz'''
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<br>- '''Hohe elektrische Leitfähigkeit'''</br>
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* '''Hohe elektrische Leitfähigkeit'''
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<br>- '''Hohe Wärmeleitfähigkeit'''</br>
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* '''Hohe Wärmeleitfähigkeit'''
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<br>- '''Hohe Verformbarkeit'''</br>
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* '''Hohe Verformbarkeit'''  
  
 
Genauere Erklärungen zu den Eigenschaften findest Du [[Struktur_und_Eigenschaften_der_Metalle|hier]].
 
Genauere Erklärungen zu den Eigenschaften findest Du [[Struktur_und_Eigenschaften_der_Metalle|hier]].
  
 
====Reaktionsverhalten====
 
====Reaktionsverhalten====
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Ein Atom, das seine Valenzelektronen stark bindet und noch Platz in seiner Valenzschale aufweist, kann einem Atom mit schwächeren Bindungskräften die Valenzelektronen entreissen. Der metallische oder nichtmetallische Charakter eines Elements bestimmt, ob es eher dazu neigt, in einer Reaktion Elektronen aufzunehmen oder abzugeben. Metallische Elemente haben die Tendenz Elektronen abzugeben, nichtmetallische Elemente nehmen eher Elektronen auf. [[Die_polare_Bindung|Elektronegativität]] ist ein quantitativer Ausdruck für diese Tendenz. Ist sie hoch, will das Element Elektronen aufnehmen und umgekehrt.
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Ein Atom, das seine Valenzelektronen stark bindet und noch Platz in seiner Valenzschale aufweist, kann einem Atom mit schwächeren Bindungskräften die Valenzelektronen entreissen. Der metallische oder nichtmetallische Charakter eines Elements bestimmt, ob es eher dazu neigt, in einer Reaktion Elektronen aufzunehmen oder abzugeben. Metallische Elemente haben die Tendenz Elektronen abzugeben, nichtmetallische Elemente nehmen eher Elektronen auf. [[Die_polare_Bindung|Elektronegativität]] ist ein quantitativer Ausdruck für diese Tendenz. Ist diese hoch, nimmt das Element eher Elektronen auf und umgekehrt. Die Ursache warum Elemente entweder die Tendenz haben, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben, wird im nächsten Abschnitt genauer erklärt.
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===Die Coulombkraft===
 
===Die Coulombkraft===
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Diese Anziehungskraft, mit der Atome ihre Valenzelektronen anziehen wird durch das Coulombgesetz (Coulombkraft) beschrieben:
 
Diese Anziehungskraft, mit der Atome ihre Valenzelektronen anziehen wird durch das Coulombgesetz (Coulombkraft) beschrieben:
  
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F ~ <mfrac>Q<sub>1</sub>*Q<sub>2</sub> r<sup>2</sup></mfrac>
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[[image:Coulombgesetz, Berechnung Farben.png|500px|middle|]]
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oder
 
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F<sub>Kern-Valenzelektron</sub> ~ <mfrac>Q<sub>VE</sub>*Q<sub>K</sub> r<sup>2</sup></mfrac>
 
  
  
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Um die Coulombkraft eines Atoms zu bestimmen, müssen drei wichtige '''Einflussfaktoren''' berücksichtigt werden:
 
Um die Coulombkraft eines Atoms zu bestimmen, müssen drei wichtige '''Einflussfaktoren''' berücksichtigt werden:
  
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<br>'''Kernladungszahl'''</br>  
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* <font color=#FF8000>'''Kernladungszahl'''</font>  
 
Die Kernladungszahl bestimmt sowohl die Kernladung als auch die Menge der Elektronen in der Atomhülle.
 
Die Kernladungszahl bestimmt sowohl die Kernladung als auch die Menge der Elektronen in der Atomhülle.
  
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<br>'''Atomradius'''</br>  
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* <font color="green">'''Atomradius'''</font>  
 
Der Atomradius bestimmt den Abstand zwischen dem Atomkern und der Atomhülle mit den äusseren (Valenz-) Elektronen des Atoms.
 
Der Atomradius bestimmt den Abstand zwischen dem Atomkern und der Atomhülle mit den äusseren (Valenz-) Elektronen des Atoms.
  
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<br>'''Abschirmung'''</br>  
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* <font color=#2E9AFE>'''Ladung des Valenzelektrons'''</font>
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Die Ladung des Elektrons ist immer gleich −1,602 176 634 · 10−19 C. Dies ist eine Naturkonstante.
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* '''Abschirmung'''
 
Die Anziehungskraft (Coulombkraft) wird ausserdem davon beeinflusst, wie viele Elektronen sich zwischen dem Kern und den Valenzelektronen in der Atomhülle befinden. Dies liegt daran, dass die '''Abstossung zwischen den Valenzelektronen und den inneren Elektronen''' die Anziehungskraft zwischen dem Atomkern und den Valenzelektronen abschwächt. Diesen Effekt nennt man '''Abschirmung'''.
 
Die Anziehungskraft (Coulombkraft) wird ausserdem davon beeinflusst, wie viele Elektronen sich zwischen dem Kern und den Valenzelektronen in der Atomhülle befinden. Dies liegt daran, dass die '''Abstossung zwischen den Valenzelektronen und den inneren Elektronen''' die Anziehungskraft zwischen dem Atomkern und den Valenzelektronen abschwächt. Diesen Effekt nennt man '''Abschirmung'''.
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[[image: Einflussfaktoren_Coulombkraft.png|200px|thumb|right|Einflussfaktoren Coulombkraft; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Datei:Einflussfaktoren_Coulombkraft.png]]]
  
 
====Einfluss der Einflussfaktoren auf die Anziehungskraft (Coulombkraft)====
 
====Einfluss der Einflussfaktoren auf die Anziehungskraft (Coulombkraft)====
  
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<br>'''Kernladungszahl'''</br>
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* '''Kernladungszahl'''
 
Je grösser die Kernladungszahl, desto grösser ist die Anziehungskraft.
 
Je grösser die Kernladungszahl, desto grösser ist die Anziehungskraft.
  
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<br>'''Atomradius'''</br>
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* '''Atomradius'''
 
Je grösser der Atomradius (Abstand zwischen Kern und Elektron) desto kleiner ist die Anziehungskraft  
 
Je grösser der Atomradius (Abstand zwischen Kern und Elektron) desto kleiner ist die Anziehungskraft  
  
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<br>'''Abschirmung'''</br>
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* '''Abschirmung'''
 
Je grösser die Abschirmung durch innere Elektronenschalen, desto kleiner ist die Anziehungskraft.
 
Je grösser die Abschirmung durch innere Elektronenschalen, desto kleiner ist die Anziehungskraft.
  
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BILD!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!
 
  
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====Die Coulombkraft im Periodensystem – Systematische Veränderung der Anziehungskräfte====
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====Die Coulombkraft im Periodensystem – Systematische Veränderung der Anziehungskräfte zwischen Kern und Valenzelektronen====
  
 
Veränderung innerhalb einer '''Periode''' von links nach rechts:
 
Veränderung innerhalb einer '''Periode''' von links nach rechts:
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Je weiter nach rechts im Periodensystem desto:
 
Je weiter nach rechts im Periodensystem desto:
  
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<br> - Höher die Kernladungszahl (Zunahme) Zunahme der Anziehungskraft (günstig)</br>  
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* Höher die Kernladungszahl (Zunahme) → Zunahme der Anziehungskraft <font color="green">(günstig)</font></br>  
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<br> - Tiefer der Atomradius (Abnahme) Zunahme der Anziehungskraft (günstig)</br>  
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* Kleiner der Atomradius (Abnahme). Wegen der zunehmenden Kernladung kommt es zur stärkeren Anziehung der Valenzelektronen zum Kern ("Selbstverstärkung"). → Zunahme der Anziehungskraft <font color="green">(günstig)</font></br>  
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<br> - Keine Änderung der Abschirmung Keine Auswirkung auf Anziehungskraft (neutral)</br>  
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* Keine Änderung der Abschirmung → Keine Auswirkung auf Anziehungskraft <font color="orange">(neutral)</font></br>  
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Eindeutige Situation durch zwei <font color="green">günstige</font> und einen <font color="orange">neutralen</font> Faktor für die Zunahme der Anziehungskräfte:
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<br>'''Die Anziehungskraft zwischen Kern und Valenzelektronen nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu!'''</br>
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Veränderung innerhalb einer '''Gruppe''' von unten nach oben:
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Je weiter nach oben im Periodensystem desto:
  
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* Tiefer die Kernladungszahl (Abnahme) → Abnahme der Anziehungskraft <font color="red">(ungünstig)</font>
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* Kleiner der Atomradius (Abnahme) → Zunahme der Anziehungskraft <font color="green">(günstig)</font>
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* Abnahme der Abschirmung → Zunahme der Anziehungskraft <font color="green">(günstig)</font>
  
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[[image:Bild1.jpg|middle|]]
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Nicht ganz eindeutige Situation durch zwei <font color="green">günstige</font> Faktoren für die Zunahme der Anziehungskräfte, jedoch einen <font color="red">ungünstigen</font> Faktor, der eher für die Abnahme der Anziehungskräfte spricht. Aufgrund der Überzahl der günstigen Faktoren kann jedoch angenommen werden, dass eine Zunahme der Anziehungskraft stattfindet. Eine experimentelle Überprüfung bestätigt diese Annahme:  
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<br>'''Die Anziehungskraft zwischen Kern und Valenzelektronen nimmt innerhalb einer Gruppe von unten nach oben zu!'''</br>
  
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Auf das Periodensystem bezogen heisst dies:
 
  
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* Umso mehr Schalen ein Atom hat, umso kleiner wird die Kraft F. Obwohl die Ladung zwar zunimmt im Kern, da mehr Protonen dazu kommen, denn der Abstand des Kerns zu den Valenzelektronen ist entscheidend.
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====Elektronendiebe und Elektronenopfer====
  
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* Umso mehr Elektronen ein Atom hat, umso grösser wird die Kraft F. Der Abstand des Kerns zu den Valenzelektronen bleibt gleich, zusätzlich kommen noch mehr Protonen dazu, was zur Folge hat, dass die Ladung im Kern grösser wird und somit auch die der Kraft F.
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Elektronenopfer sind Elemente, die aufgrund ihrer eher schwachen Anziehungskraft zwischen dem Kern und den Valenzelektronen bei einem Kontakt mit einem anderen Stoff tendenziell eher Elektronen abgeben.
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'''→ Metalle sind Elektronenopfer'''.
  
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Elektronendiebe sind Elemente, die aufgrund ihrer eher starken Anziehungskraft zwischen dem Kern und den Valenzelektronen bei einem Kontakt mit einem anderen Stoff tendenziell eher Elektronen aufnehmen.
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'''→ Nichtmetalle sind Elektronendiebe'''.
  
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'''Metalle''' haben generell eine schwache Kraft F<sub>Kern-VE</sub>. Caesium hat hiermit die schwächsten Anziehungskräfte - ist ein ''"Schwächling"''. Als Schwächling haben sie die Tendenz Elektronen zu verlieren, womit sie die Opfer sind.
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[[image: Anziehungskräfte_im_Periodensystem.png|500px|none|thumb|right|Anziehungskräfte im Periodensystem; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Datei:Anziehungskr%C3%A4fte_im_Periodensystem.png]]]
  
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Die '''Nichtmetalle''' weisen eine starke F<sub>Kern-VE</sub> auf. Helium hat hier die stärksten Anziehungskräfte - ist somit ein ''"Kraftprotz"''. Ihre Tendenz ist die Aufnahme von Valenzelektronen, sie sind die Täter. Trifft ein "Kraftprotz", dessen Valenzschale noch nicht voll ist, auf ein "Schwächling", kann es sein, dass er die Elektronen des "Schwächlings" klaut.
+
<br>'''Stärkster Elektronendieb'''</br>
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<br>Zunahme der Anziehungskräfte innerhalb einer Periode von links nach rechts, und innerhalb einer Gruppe von unten nach oben: Also muss das Element ganz oben rechts der stärkste Elektronendieb sein. → '''Helium''', aber:</br>
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Helium hat tatsächlich die stärksten Anziehungskräfte auf seine Valenzelektronen, ist aber ein Edelgas. Das bedeutet, dass seine Valenzschale voll ist. Ein weiteres aufgenommenes Elektron würde eine neue Schale mit bedeutend grösserem Radius und bedeutend schwächeren Anziehungskräften bedeuten. Edelgase sind deswegen weder Elektronenopfer noch Elektronendiebe.
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Das Element, das sich am weitesten rechts oben befindet und zusätzlich noch Platz in seiner Valenzschale aufweist, also der stärkste Elektronendieb ist, ist '''Fluor'''.
  
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<br>'''Leichtestes Elektronenopfer'''</br>
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Abnahme der Anziehungskräfte innerhalb einer Periode von rechts nach links, und innerhalb einer Gruppe von oben nach unten: Also muss das Element ganz unten links das schwächste Elektronenopfer sein. → '''Francium'''
  
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== Metalle ==
 
−
Die ersten Metalle wurden 7000 v. Chr. entdeckt. Sie waren für die Menschheit von grosser Bedeutung. Sogar zwei Zeitalter wurden nach ihnen Benannt; Bronzezeit und Eisenzeitalter.
 
  
−
Metalle kommen in der Natur nur in Verbindungen (Ionenform)vor. Nur die Edelmetalle nicht, zu ihnen gehören Gold, Silber, Platin und Kupfer. Lässt man die Metalle (ausser die Edelmetalle) in der freien Natur stehen, oxidieren sie schnell (Bsp.: Eisen rostet). Bei diesem Vorgang werden eben die Elektronen durch den Sauerstoff geklaut.
 
  
−
=== [[Struktur_und_Eigenschaften_der_Metalle|Eigenschaften der Metalle]] ===
 
−
Metalle ordnen sich nicht wie Salze in einem Gitter an. Da sie relativ wenig Valenzelektronen besitzen und ihre Ionisierungsenergie im Vergleich zu den Nichtmetallen kleiner ist, sind sie nicht fähig Moleküle oder somit Gitter (Vergleich [[Bildung_des_Ionengitters|Ionengitter]]) zu bilden. Vielmehr bilden sie [[Struktur_und_Eigenschaften_der_Metalle|Metallgitter]], bei denen sich freibewegliche Elektronen ausserhalb der positiv geladenen Atomrümpfe befinden.
 
  
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[[image:Platin.JPG|thumb|right|Gediegenes Platin aus dem Ural; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.lrz-muenchen.de/~Mineralogische.Staatssammlung/Platin.JPG]]]
 
  
−
* '''elektrisch''' '''leitfähig'''
+
==Mehr Informationen==
−
: Durch die freibeweglichen Elektronen zwischen den Atomrümpfen
 
  
−
* '''gute Wärmeleitfähigkeit'''
+
===Metalle===
−
: Die Schwingungen werden schnell weitergegeben, da die Einheiten so dicht gepackt sind.
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[[image:Eisenerz_teilweise_oxidiert.jpg|thumb|right|Eisenerz teilweise oxidiert; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Datei:Eisenerz_teilweise_oxidiert.jpg]]]
  
−
* '''Glanz'''
+
Die ersten Metalle wurden 7000 v. Chr. entdeckt. Sie waren für die Menschheit von grosser Bedeutung zum Beispiel um Werkzeuge, Waffen oder Schmuck herzustellen. Sogar zwei Zeitalter wurden nach ihnen benannt; die Bronzezeit und die Eisenzeit.
−
: Durch die freibeweglichen Elektronen können sie in allen Farben vorkommen bzw. spiegeln. Sie nehmen alle Farben auf und geben es wieder ab.
+
Metalle haben die Tendenz Elektronen abzugeben. Sie kommen in der Natur nur in Verbindungen mit Nichtmetallen (z.B. Erze, Salze) vor. Nur Edelmetalle, wie Gold, Silber, Platin und Kupfer sind als gediegene Metalle in der Natur zu finden. Lässt man Metalle (ausser Edelmetalle) an der freien Luft, oxidieren sie schnell (Bsp.: Eisen rostet). Dabei nimmt der Sauerstoff aus der Luft den Metallen die Valenzelektronen.  
  
−
* '''Verformbarkeit'''
+
Metallatome ordnen sich im elementaren, festen Zustand in Metallgittern an. Im Gegensatz zum [[Bildung_des_Ionengitters|Ionengitter]] bilden sie [[Struktur_und_Eigenschaften_der_Metalle|Metallbindungen]], bei denen sich freibewegliche Elektronen ausserhalb der positiv geladenen Atomrümpfe befinden.  
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: Keine festen Ebenen der Struktur. Freibewegliche Elektronen wirken wie Kitt (Gleitmittel).
 
  
−
* '''hohe Dichte'''
+
====Wichtigste Metallgruppen im Periodensystem====
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: Struktur hat nur eine Einheit, wodurch diese sehr dicht aneinander angeordnet werden können.
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Ganz allgemein kann man feststellen, dass die Elemente nach unten und nach links im Periodensystem metallischer werden. Dies ist die Folge der Abnahme der Anziehungskräfte zwischen Kern und Valenzelektronen, wie im oberen Kapitel erklärt wurde. Diese Tendenz, der Zunahme des metallischen Charakters nach unten und links kann gut in den Hauptgruppen beobachtet werden. Die Alkalimetalle (1. Hauptgruppe) und die Erdalkalimetalle (2. Hauptgruppe) bestehen ganz aus Metallen. Ab der dritten Hauptgruppe sind nur noch die unteren Elemente Metalle. Die Nebengruppen des Periodensystems sind alle metallisch.
  
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=== Gruppen  ===
 
 
[[image:Kalium.JPG|thumb|right|Kalium luftdicht abgeschlossen; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.seilnacht.com/Lexikon/019pse2.JPG]]]
 
[[image:Kalium.JPG|thumb|right|Kalium luftdicht abgeschlossen; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.seilnacht.com/Lexikon/019pse2.JPG]]]
  
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* '''Alkalimetalle''' gehören zu der 1. Hauptgruppe des Periodensystems und weisen genau ein Valenzelektion auf. Zu ihrer Guppe gehören Litium, Natrium, Kalium, Rubidium, Caesium und Francium. Sie gehören zu den Leichtmetallen und lassen sich sogar problemlos schneiden. Durch ihre geringe Dichte können sie auf dem Wasser schwimmen. Gibt man Natrium ins Wasser löst es sich unter Funkensprühen auf. Kalium entflammt sich sogar, wobei Litium hingegen sich ohne Nebenerscheinungen auflöst.
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* '''Alkalimetalle''' sind die Elemente der 1. Hauptgruppe. Zu dieser Gruppe gehören Lithium (Me), Natrium (Me), Kalium (Me), Rubidium (Me), Caesium (Me) und Francium (Me). Sie gehören zu den Leichtmetallen. Durch ihre geringe Dichte können sie auf dem Wasser schwimmen. Diese Metalle sind allgemein gut wasserlöslich und reagieren schnell mit dem Sauerstoff in der Luft, weswegen sie in einer Flüssigkeit unter Luftverschluss aufbewahrt werden. Mehr zu den Eigenschaften dieser Hauptgruppe findest Du [[Wichtige_Hauptgruppen#1._Hauptgruppe:_Alkalimetalle des Periodensystems|hier]].
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<blockquote>'''Ausnahme: Wasserstoff (NiMe)''' gehört nicht zu den Alkalimetallen, obwohl es sich in der gleichen Gruppe des Periodensystems befindet! Es ist kein Metall, sondern ein Gas, gehört also zu den Nichtmetallen. Innerhalb der Nichtmetalle ist es zu schwach, um Elektronen aufzunehmen.</blockquote>
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* '''Erdalkalimetalle''' gehören zu der 2. Hauptgruppe. Beryllium (Me), Magnesium (Me), Calcium (Me), Strontium (Me), Barium (Me) und Radium (Me) gehören zu dieser Gruppe. Ihre Eigenschaften sind ähnlich wie die der Alkalimetalle. Sie sind ähnlich gut in Wasser löslich und werden luftdicht in Flüssigkeit aufbewahrt. In der Natur kommen sie im Boden in Verbindungen vor. Mehr zu den Eigenschaften dieser Hauptgruppe findest Du [[Wichtige_Hauptgruppen#2._Hauptgruppe:_Erdalkalimetalle|hier]].
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===Legierungen===
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[[Beispiele_von_Metallen_und_Legierungen|Legierungen]] nennt man die Verbindungen von mindestens zwei Metallen. Diese Metallverbindungen haben meist andere Eigenschaften als ihre Ursprungsmetalle, wie beispielsweise höhere Korrosionsbeständigkeit oder eine grössere Härte. Für die Industrie werden daher kaum reine Metalle verwendet, da ihre Legierungen grössere Vorteile bieten.
  
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:Da sie schnell mit der Luft reagieren werden sie in Flüssigkeit unter Luftverschluss aufbewahrt.
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'''Ausnahme: Elektrische Leitungen:''' Reine Metalle werden oft für elektrische Leitungen verwendet, da sie eine höhere elektrische Leitfähigkeit aufweisen als die meisten Legierungen.
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Beispiele für Legierungen:
  
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:''Ausnahme: Wasserstoff'' gehört nicht zu dieser Gruppe, obwohl es sich in der gleichen Spalte des Periodensystems ist! Wegen seiner Struktur gehört es dort hin, jedoch gibt es kein Elektion ab - es ist also ein Nichtmetall. Innerhalb der Nichtmetalle ist es jedoch widerum zu schwach, um Elektronen aufzunehmen (ist also schon fast ein Halbmetall). Es weist schwache Anziehungskräfte zu seinem einzigen Elektron auf und ist in Metallen löslich.
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* Bronze: je nach Mischung gut verformbar, Cu + Sn
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* Messing: meistens korrosionsbeständig, Cu + Zn
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* Chromstahl: korrosionsbeständig, Fe + Cr
  
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* '''Erdalkalimetalle''' gehören zu der 2. Hauptgruppe und weisen zwei Valenzelektronen auf. Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Barium und Radium gehören zu dieser Gruppe. Ihre Eigenschaften sind ähnlich zu denen der Alkalimetalle. Da sie jedoch zwei Valenzelektronen besitzen sind sie etwas schlechter in Wasser löslich, jedoch immer noch gut.
 
  
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:Auch sie werden luftdicht in Flüssigkeit aufbewahrt. In der Natur kommen sie im Boden in Verbindungen vor. Bsp.: Ca<sup>2+</sup>Co<sub>3</sub><sup>2-</sup> = Gips
 
  
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=== Legierungen ===
 
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[[Beispiele_von_Metallen_und_Legierungen|Legierungen]] nennt man die Verbindungen von mindestens zwei Metallen. Bei der Verbindung entstehen meistens ganz andere Eigenschaften des neuen Produktes. So ist beispielsweise der Chromstahl nicht-rostend, was natürlich für uns in von Vorteil ist. Wir verwenden daher fast keine reinen Metalle, da die Legierungen "bessere" Eigenschaften aufweisen. Nur für die elektrischen Leitungen benützt man sie, da sie eine höhere elektrische Leitfähigkeit aufweisen.
 
  
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Beispiele für Legierungen:
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===Nichtmetalle===
−
* Chromstahl: nicht-rostend, Fe + Cr
 
  
−
* Nickelstahl: gehärteter Stahl, Fe + Ni
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[[image:Iod_als_Beispiel_f%C3%BCr_ein_Nichtmetall.jpg|thumb|right|Iod als Beispiel für ein Nichtmetall; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Datei:Iod_als_Beispiel_f%C3%BCr_ein_Nichtmetall.jpg]]]
  
−
* Federstahl: hart und biegsam, Si + Cr
+
Nichtmetalle haben die Tendenz Elektronen von anderen Elementen (Metallen) aufzunehmen, um ihre Valenzschale zu füllen. Nichtmetalle weisen nicht die charakteristischen Eigenschaften der Metalle auf. Im Gegensatz zu den Metallen gehen sie [[Bildung_des_Ionengitters|Ionenbindungen]] und [[Einfache_Molek%C3%BCle|Elektronenpaarbindungen]] ein.
  
−
== Nichtmetalle ==
+
====Wichtigste Nichtmetallgruppen im Periodensystem====
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[[image:Neon.jpg|thumb|right|Leuchtendes Neon in einer Röhre; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.cosh.ag/pics/thumbs/itnllb.jpg]]]
 
  
−
Sie haben die Tendenz die Elektronen von anderen Elementen (Metallen) zu klauen, um ihre Valenzschale zu füllen und so wie Edelgase 8 Valenzelektronen haben. Nichtmetalle weisen nicht die charakterischen Eigenschaften der Metalle auf. Beispielsweise haben sie meist nur eine geringe Leitfähigkeit der Wärme und der Elektrizität und sie weisen nicht den metallischen Glanz auf.  
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Ganz allgemein kann man feststellen, dass die Elemente nach oben und nach rechts im Periodensystem nichtmetallischer werden. Dies ist die Folge der Vergrösserung der Anziehungskräfte zwischen Kern und Valenzelektronen, wie im oberen Kapitel erklärt wurde. Diese Tendenz der Zunahme des nichtmetallischen Charakters nach oben und rechts kann gut in den Hauptgruppen beobachtet werden. Die wichtigsten Nichtmetallgruppen befinden sich also ganz rechts. Die Edelgase (8. Hauptgruppe) bestehen ganz aus Nichtmetallen. Die Halogene (7. Hauptgruppe) bestehen, bis auf das unterste Element auch aus Nichtmetallen. Ab den Chalkogenen (6. Hauptgruppe) sind nur noch die obersten Elemente Nichtmetalle.
  
−
Im Gegensatz zu den Metallen, gehen sie negative Ionenbindungen ein.
+
*'''Chalkogene''' ist der Übername für die Elemente der 6. Hauptgruppe. Diese Gruppe besteht nicht einheitlich aus Nichtmetallen. Nach unten nimmt der metallische Charakter zu. Die Elemente dieser Gruppe sind: Sauerstoff (NiMe), Schwefel(NiMe), Selen(NiMe), Tellur (HMe) und Pollonium (HMe). Mehr zu den Eigenschaften dieser Hauptgruppe findest Du [[Wichtige_Hauptgruppen#6._Hauptgruppe|hier]].
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<blockquote>'''Sauerstoff''' ist das wichtigste Nichtmetall. Es ist an vielen Verbrennungsprozessen und der Korrosion beteiligt. Ausserdem wird es von fast allen Organismen zum Leben gebraucht.</blockquote>
  
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=== Gruppen ===
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* '''Halogene''' nennt man die Elemente der 7. Hauptgruppe. Diese Gruppe besteht nicht einheitlich Nichtmetallen. Nach unten nimmt der metallische Charakter zu. Die Elemente dieser Gruppe sind: Fluor (NiMe), Chlor (NiMe), Brom (NiMe), Iod (NiMe) und Astat (HMe). Diese Elemente sind im elementaren Zustand sehr reaktionsfreudig (Fluor ist der stärkste Elektronendieb). Mehr zu den Eigenschaften dieser Hauptgruppe findest Du [[Wichtige_Hauptgruppen#7._Hauptgruppe:_Halogene|hier]].
−
* '''Halogene''' bezeichnet man auch mit dem Namen "Salzbildner". Bestehnd aus Fluor, Chlor, Brom, und Iod (und Astat) sind sie die erste reine Nichtmetall-Gruppe im Periodensystem. Gehen sie mit den Metallen eine Verbindung ein, entsteht ein Salz. Bsp: Kochsaltz NaCl
 
  
−
* '''Edelgase''' beseitzen 8 Valenzelektonen, können also kein weiteres Elekto mehr aufnehmen. Sie wurden erst spät in der Geschichte der Menschen entdeckt, da sie nicht sehr häufig sind, nicht reagieren und sie somit immer gasförmig sind, wodurch man sie nicht sehen kann. Da die Edelgase sich nicht verändern, haben sie diesen Namen bekommen. Zu der Gruppe gehören: Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon.
+
* '''Edelgase''' sind die Elemente der 8. Hauptgruppe und alles Nichtmetalle. Zu den Edelgasen gehören: Helium (NiMe), Neon (NiMe), Argon (NiMe), Krypton (NiMe), Xenon (NiMe) und Radon (NiMe). Sie sind aufgrund ihrer voll besetzten Valenzschale nicht reaktiv und deshalb immer gasförmig. Mehr zu den Eigenschaften dieser Hauptgruppe findest Du [[Wichtige_Hauptgruppen#8._Hauptgruppe:_Edelgase| hier]].
  
  
−
* Der '''Rest''' der Elemente ist zwar auch in Gruppen geteilt, jedoch besitzen diese nicht nur Metalle oder nur Nichtmetalle. Gegen rechts des Periodensystems werden die Gruppen immer "nichtmetallischer". D.h das schon ab der 3. Gruppe ein Halbmetall dazu kommt, bei der 2. sind es schon zwei Halbmetalle und ein Nichtmetall,...etc.
 
  
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== Bindungen ==
 
−
[[image:Salz.jpg|thumb|right|Ionenbindung - Speisesalz; für eine detailliertere Sicht siehe [http://upload.wikimedia.org/wikipedia/de/thumb/c/ca/Speisesalz.jpg/180px-Speisesalz.jpg]]]
 
  
−
* '''Metall - Metall''' = [[Beispiele_von_Metallen_und_Legierungen|Metallbindung]]
+
===Bindungen===
  
−
:Bsp.: Legierungen wie Chromstahl Fe + Cr
+
[[image:Das_Periodensystem_und_die_drei_Bindungsarten.png|500px|none|thumb|right|none|Das Periodensystem und die drei Bindungsarten; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Datei:Das_Periodensystem_und_die_drei_Bindungsarten.png]]]
  
−
* '''Nichtmetall - Nichtmetall''' = [[Einfache_Molek%C3%BCle|Elektronenpaarbindung]]
+
* '''Metall - Metall''' = <font color="blue">Metallbindung</font> (mehr dazu findest Du [[Struktur_und_Eigenschaften_der_Metalle|hier]].)
 +
Bsp.: Legierungen wie Bronze Cu + Sn
  
−
:Bsp.: Kohlendioxid CO<sub>2</sub>
+
[[image:Bronzeanh%C3%A4nger,_Beispiel_einer_Metallbindung.jpg|100px|none|thumb|right|none|Bronzeanhänger, Beispiel einer Metallbindung; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Datei:Bronzeanh%C3%A4nger,_Beispiel_einer_Metallbindung.jpg]]]
  
−
* '''Metall und ein Nichtmetall''' = [[Grundlagen_der_Ionenbindung|Ionenbindung]]
 
  
−
:Bsp.: Eisenoxid Fe<sub>2</sub>0<sub>3</sub>
 
  
−
== Halbmetalle ==
+
* '''Nichtmetall - Nichtmetall''' = <font color=#D7DF01>Elektronenpaarbindung</font> (mehr dazu findest Du [[Einfache_Molek%C3%BCle|hier]].)
−
[[image:Arsen.jpg|thumb|right|Arsen wächst auf einem Quarz; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.a-m.de/images/mineral/arsen_gr.jpg]]]
+
Bsp.: Wasser: H<sub>2</sub>O
  
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Die kleine Gruppe der Halbmetalle hat Eigenschaften der Metalle, wie auch der Nichtmetalle. So hat beispielsweise Silicium den metallischen Glanz, leitet jedoch die Elektroziät bei Normaltemperatur nicht gut.  
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[[image:Wasser_(H2O),_Beispiel_einer_Elektronenpaarbindung.jpg|100px|none|thumb|left|none|Wasser (H<sub>2</sub>O), Beispiel einer Elektronenpaarbindung; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Datei:Wasser_(H2O),_Beispiel_einer_Elektronenpaarbindung.jpg]]]
  
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Zu der Gruppe der Halbmetalle gehören folgende Elemente:
 
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{|border="0" style="border-collapse:collapse;"
 
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| width="30" | B
 
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| width="100" | Bor
 
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| width="180" |''typisches Halbmetall''
 
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| Si || Silicium  || ''typisches Halbmetall''
 
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| Ge || Germanium || ''ist eher ein Metall''
 
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| As || Arsen    || ''typisches Halbmetall''
 
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| Se || Selen    || ''ist eher ein Nichtmetall''
 
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| Sb || Antimon  || ''ist eher ein Metall''
 
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| Te || Tellur    || ''typisches Halbmetall''
 
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| Po || Polonium  || ''ist eher ein Metall''
 
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| At || Astat    || ''ist eher ein Nichtmetall''
 
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|}
 
  
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Viele der Halbmetalle sind '''Halbleiter'''. Das heisst, das sie bei zunehmener Temperatur die Leitfähigkeit des elekt. Stroms zunimmt.
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* '''Metall - Nichtmetall''' = <font color="red">Ionenbindung</font> (mehr dazu findest Du [[Bildung_des_Ionengitters|hier]].)
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Bsp.: Natriumchlorid Na + Cl
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[[image:Kochsalz_(NaCl),_Beispiel_einer_Ionenbindung.jpg|150px|none|thumb|center|none|Kochsalz (NaCl), Beispiel einer Ionenbindung; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Datei:http://www.rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Datei:Kochsalz_(NaCl),_Beispiel_einer_Ionenbindung.jpg]]]
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===Halbmetalle===
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[[image:Kristallines_Silicium_als_Beispiel_f%C3%BCr_ein_Halbmetall.jpg|200px|thumb|right|Kristallines Silicium als Beispiel für ein Halbmetall; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Datei:Kristallines_Silicium_als_Beispiel_f%C3%BCr_ein_Halbmetall.jpg]]]
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Die kleine Gruppe der Halbmetalle besteht aus Stoffen, die teilweise Eigenschaften der Metalle oder/und der Nichtmetalle besitzen.
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Zu der Gruppe der Halbmetalle gehören folgende Elemente: Bor, Silicium, Germanium, Arsen, Selen, Antimon, Tellur, Polonium und Astat.
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Halbmetalle sind grundsätzlich '''Halbleiter'''. Das bedeutet, dass ihre elektrische Leitfähigkeit zwischen der von Metallen (Leitern) und Nichtmetallen (Nichtleitern) liegt. Ihre Leitfähigkeit steigt mit zunehmender Temperatur ('''Heissleiter''').
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===Video Simpleclub===
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Dieses Video eignet sich gut zur Einführung ins Thema Metalle und Nichtmetalle.
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https://www.youtube.com/watch?v=UIlCND3AdCI
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<br>'''0.00-1.26:''' Das Video beginnt mit den vier Haupteigenschaften, die ein Metall erfüllen muss. (Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit, Verformbarkeit, metallischer Glanz)</br>
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<br>'''1.26-2.32:''' Dann wird im Periodensystem erklärt, wo sich Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle befinden.</br>
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* Merke: '''2.07''': aufgrund ihrer Eigenschaft «nicht so elektrisch leitfähig» zu sein, werden die Halbmetalle auch Halbleiter genannt.
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* Merke: '''2.26''': Wir unterscheiden nicht zwischen Metallen und Übergangsmetallen. Wir kategorisieren Übergangsmetalle auch als Metalle.
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<br>'''2.32-3.06:''' Anschliessend werden Bindungsarten angesprochen (Ionenbindungen, Metallbindung)</br>
 +
* Merke: '''2.55''': Wir sprechen bei einer Bindung zwischen zwei Metallen grundsätzlich von einer Metallbindung.
 +
* Merke: '''2.55''': Es gibt zusätzlich eine dritte Bindungsart, die Elektronenpaarbindung, die auftritt, wenn zwei Nichtmetalle miteinander eine Verbindung eingehen.
 +
<br>'''3.06-4.40:''' Einteilung der Metalle nach Eigenschaften</br>
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* Merke: '''3.06-3.31''': Die Unterteilung der Metalle in Leicht- und Schwermetalle wird im Chemieunterricht in diesem Kapitel nicht genauer besprochen.
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<br>'''4.40-5.24:''' Zusammenfassung des Videos</br>
  
 
== Quellen ==
 
== Quellen ==
−
* Chemieunterlagen
+
* Deuber, Roger: Das Periodensystem. Metalle und Nichtmetalle Arbeitsblatt V, in: MINT-ETH Zürich, gelesen am: 25.05.2020.
 +
* Nichtmetalle, in: Wikipedia, https://de.wikipedia.org/wiki/Nichtmetalle, heruntergeladen am: 25.05.2020.
 +
* Rutherford online, in: Uniterra, http://www.uniterra.de/rutherford/, heruntergeladen am: 25.05.2020.
 +
* Chemie-simpleclub: Metalle & Halbmetalle – REMAKE. 21.10.2018. https://www.youtube.com/watch?v=UIlCND3AdCI, heruntergeladen am: 25.05.2020.
 +
 
  
 
== Weblinks ==
 
== Weblinks ==
−
* [http://de.encarta.msn.com/encyclopedia_721536837/Nichtmetalle.html] - Enzyklopädie (Nichtmetalle)
+
* [https://de.wikipedia.org/wiki/Nichtmetalle] - Wikipedia: Die freie Enzyklopädie (Nichtmetalle)
−
* [http://de.wikipedia.org/wiki/Halbmetalle] - Wikipedia: Die freie Enzyklopädie (Halbmetalle)
 
 
* [http://www.uniterra.de/rutherford] - Rutherford, Lexikon der Elemente
 
* [http://www.uniterra.de/rutherford] - Rutherford, Lexikon der Elemente
 +
* [https://www.youtube.com/watch?v=UIlCND3AdCI] - Video Simpleclub: Metalle & Halbmetalle - REMAKE
  
 
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Aktuelle Version vom 17. Juni 2020, 08:24 Uhr


Charakter von Metallen und Nichtmetallen

Metalle und Nichtmetalle: Einleitung

Einfaches Periodensystem; für eine detailliertere Sicht siehe [1]

Das Periodensystem besteht aus 118 Elementen und ist in drei Elementarten gegliedert. Die meisten Elemente gehören den Metallen an und befinden sich im Periodensystem auf der linken Seite eher unten. Ganz rechts und eher oben befinden sich die Nichtmetalle. Beide Arten werden durch die Halbmetalle, die dazwischen liegen, verbunden. Der Unterschied zwischen den metallischen und nichtmetallischen Elementen spielt eine besonders wichtige Rolle bei der Einordnung der Eigenschaften und dem Reaktionsverhalten der Elemente.

Eigenschaften

Metallische Elemente weisen auf der stofflichen Ebene im Gegensatz zu nichtmetallischen Elementen bestimmte Eigenschaften auf. Diese sind:

  • Metallischer Glanz
  • Hohe elektrische Leitfähigkeit
  • Hohe Wärmeleitfähigkeit
  • Hohe Verformbarkeit

Genauere Erklärungen zu den Eigenschaften findest Du hier.

Reaktionsverhalten

Ein Atom, das seine Valenzelektronen stark bindet und noch Platz in seiner Valenzschale aufweist, kann einem Atom mit schwächeren Bindungskräften die Valenzelektronen entreissen. Der metallische oder nichtmetallische Charakter eines Elements bestimmt, ob es eher dazu neigt, in einer Reaktion Elektronen aufzunehmen oder abzugeben. Metallische Elemente haben die Tendenz Elektronen abzugeben, nichtmetallische Elemente nehmen eher Elektronen auf. Elektronegativität ist ein quantitativer Ausdruck für diese Tendenz. Ist diese hoch, nimmt das Element eher Elektronen auf und umgekehrt. Die Ursache warum Elemente entweder die Tendenz haben, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben, wird im nächsten Abschnitt genauer erklärt.



Die Coulombkraft

Die Ursache für die Unterschiede der Eigenschaften und des Reaktionsverhaltens der einzelnen Elemente liegt in der Struktur der Atome, besser gesagt in der Anziehungskraft, mit der ein Atomkern seine Valenzelektronen anzieht. Schon kleine Unterschiede in diesen Anziehungskräften können grosse Unterschiede von Stoffeigenschaften (Energiegehalt, Schmelz- und Siedepunkt, chemische Reaktivität) zur Folge haben. Diese Anziehungskraft, mit der Atome ihre Valenzelektronen anziehen wird durch das Coulombgesetz (Coulombkraft) beschrieben:

Coulombgesetz, Berechnung Farben.png


Die Anziehungskraft zwischen einem Atomkern und seinem Valenzelektron entspricht also dem Produkt der Ladung des Valenzelektrons und der abgeschirmten Ladung (siehe nächsten Abschnitt Einflussfaktoren) des Kerns geteilt durch das Quadrat des Atomradius. Um die Coulombkraft eines Atoms zu bestimmen, müssen drei wichtige Einflussfaktoren berücksichtigt werden:

  • Kernladungszahl

Die Kernladungszahl bestimmt sowohl die Kernladung als auch die Menge der Elektronen in der Atomhülle.

  • Atomradius

Der Atomradius bestimmt den Abstand zwischen dem Atomkern und der Atomhülle mit den äusseren (Valenz-) Elektronen des Atoms.

  • Ladung des Valenzelektrons

Die Ladung des Elektrons ist immer gleich −1,602 176 634 · 10−19 C. Dies ist eine Naturkonstante.

  • Abschirmung

Die Anziehungskraft (Coulombkraft) wird ausserdem davon beeinflusst, wie viele Elektronen sich zwischen dem Kern und den Valenzelektronen in der Atomhülle befinden. Dies liegt daran, dass die Abstossung zwischen den Valenzelektronen und den inneren Elektronen die Anziehungskraft zwischen dem Atomkern und den Valenzelektronen abschwächt. Diesen Effekt nennt man Abschirmung.


Einflussfaktoren Coulombkraft; für eine detailliertere Sicht siehe [2]

Einfluss der Einflussfaktoren auf die Anziehungskraft (Coulombkraft)

  • Kernladungszahl

Je grösser die Kernladungszahl, desto grösser ist die Anziehungskraft.

  • Atomradius

Je grösser der Atomradius (Abstand zwischen Kern und Elektron) desto kleiner ist die Anziehungskraft

  • Abschirmung

Je grösser die Abschirmung durch innere Elektronenschalen, desto kleiner ist die Anziehungskraft.


Die Coulombkraft im Periodensystem – Systematische Veränderung der Anziehungskräfte zwischen Kern und Valenzelektronen

Veränderung innerhalb einer Periode von links nach rechts:

Je weiter nach rechts im Periodensystem desto:

  • Höher die Kernladungszahl (Zunahme) → Zunahme der Anziehungskraft (günstig)
  • Kleiner der Atomradius (Abnahme). Wegen der zunehmenden Kernladung kommt es zur stärkeren Anziehung der Valenzelektronen zum Kern ("Selbstverstärkung"). → Zunahme der Anziehungskraft (günstig)
  • Keine Änderung der Abschirmung → Keine Auswirkung auf Anziehungskraft (neutral)

Eindeutige Situation durch zwei günstige und einen neutralen Faktor für die Zunahme der Anziehungskräfte:
Die Anziehungskraft zwischen Kern und Valenzelektronen nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu!


Veränderung innerhalb einer Gruppe von unten nach oben:

Je weiter nach oben im Periodensystem desto:

  • Tiefer die Kernladungszahl (Abnahme) → Abnahme der Anziehungskraft (ungünstig)
  • Kleiner der Atomradius (Abnahme) → Zunahme der Anziehungskraft (günstig)
  • Abnahme der Abschirmung → Zunahme der Anziehungskraft (günstig)

Nicht ganz eindeutige Situation durch zwei günstige Faktoren für die Zunahme der Anziehungskräfte, jedoch einen ungünstigen Faktor, der eher für die Abnahme der Anziehungskräfte spricht. Aufgrund der Überzahl der günstigen Faktoren kann jedoch angenommen werden, dass eine Zunahme der Anziehungskraft stattfindet. Eine experimentelle Überprüfung bestätigt diese Annahme:
Die Anziehungskraft zwischen Kern und Valenzelektronen nimmt innerhalb einer Gruppe von unten nach oben zu!


Elektronendiebe und Elektronenopfer

Elektronenopfer sind Elemente, die aufgrund ihrer eher schwachen Anziehungskraft zwischen dem Kern und den Valenzelektronen bei einem Kontakt mit einem anderen Stoff tendenziell eher Elektronen abgeben. → Metalle sind Elektronenopfer.

Elektronendiebe sind Elemente, die aufgrund ihrer eher starken Anziehungskraft zwischen dem Kern und den Valenzelektronen bei einem Kontakt mit einem anderen Stoff tendenziell eher Elektronen aufnehmen. → Nichtmetalle sind Elektronendiebe.

Anziehungskräfte im Periodensystem; für eine detailliertere Sicht siehe [3]


Stärkster Elektronendieb

Zunahme der Anziehungskräfte innerhalb einer Periode von links nach rechts, und innerhalb einer Gruppe von unten nach oben: Also muss das Element ganz oben rechts der stärkste Elektronendieb sein. → Helium, aber:
Helium hat tatsächlich die stärksten Anziehungskräfte auf seine Valenzelektronen, ist aber ein Edelgas. Das bedeutet, dass seine Valenzschale voll ist. Ein weiteres aufgenommenes Elektron würde eine neue Schale mit bedeutend grösserem Radius und bedeutend schwächeren Anziehungskräften bedeuten. Edelgase sind deswegen weder Elektronenopfer noch Elektronendiebe. Das Element, das sich am weitesten rechts oben befindet und zusätzlich noch Platz in seiner Valenzschale aufweist, also der stärkste Elektronendieb ist, ist Fluor.


Leichtestes Elektronenopfer
Abnahme der Anziehungskräfte innerhalb einer Periode von rechts nach links, und innerhalb einer Gruppe von oben nach unten: Also muss das Element ganz unten links das schwächste Elektronenopfer sein. → Francium



Mehr Informationen

Metalle

Eisenerz teilweise oxidiert; für eine detailliertere Sicht siehe [4]

Die ersten Metalle wurden 7000 v. Chr. entdeckt. Sie waren für die Menschheit von grosser Bedeutung zum Beispiel um Werkzeuge, Waffen oder Schmuck herzustellen. Sogar zwei Zeitalter wurden nach ihnen benannt; die Bronzezeit und die Eisenzeit. Metalle haben die Tendenz Elektronen abzugeben. Sie kommen in der Natur nur in Verbindungen mit Nichtmetallen (z.B. Erze, Salze) vor. Nur Edelmetalle, wie Gold, Silber, Platin und Kupfer sind als gediegene Metalle in der Natur zu finden. Lässt man Metalle (ausser Edelmetalle) an der freien Luft, oxidieren sie schnell (Bsp.: Eisen rostet). Dabei nimmt der Sauerstoff aus der Luft den Metallen die Valenzelektronen.

Metallatome ordnen sich im elementaren, festen Zustand in Metallgittern an. Im Gegensatz zum Ionengitter bilden sie Metallbindungen, bei denen sich freibewegliche Elektronen ausserhalb der positiv geladenen Atomrümpfe befinden.

Wichtigste Metallgruppen im Periodensystem

Ganz allgemein kann man feststellen, dass die Elemente nach unten und nach links im Periodensystem metallischer werden. Dies ist die Folge der Abnahme der Anziehungskräfte zwischen Kern und Valenzelektronen, wie im oberen Kapitel erklärt wurde. Diese Tendenz, der Zunahme des metallischen Charakters nach unten und links kann gut in den Hauptgruppen beobachtet werden. Die Alkalimetalle (1. Hauptgruppe) und die Erdalkalimetalle (2. Hauptgruppe) bestehen ganz aus Metallen. Ab der dritten Hauptgruppe sind nur noch die unteren Elemente Metalle. Die Nebengruppen des Periodensystems sind alle metallisch.

Kalium luftdicht abgeschlossen; für eine detailliertere Sicht siehe [5]
  • Alkalimetalle sind die Elemente der 1. Hauptgruppe. Zu dieser Gruppe gehören Lithium (Me), Natrium (Me), Kalium (Me), Rubidium (Me), Caesium (Me) und Francium (Me). Sie gehören zu den Leichtmetallen. Durch ihre geringe Dichte können sie auf dem Wasser schwimmen. Diese Metalle sind allgemein gut wasserlöslich und reagieren schnell mit dem Sauerstoff in der Luft, weswegen sie in einer Flüssigkeit unter Luftverschluss aufbewahrt werden. Mehr zu den Eigenschaften dieser Hauptgruppe findest Du hier.

Ausnahme: Wasserstoff (NiMe) gehört nicht zu den Alkalimetallen, obwohl es sich in der gleichen Gruppe des Periodensystems befindet! Es ist kein Metall, sondern ein Gas, gehört also zu den Nichtmetallen. Innerhalb der Nichtmetalle ist es zu schwach, um Elektronen aufzunehmen.

  • Erdalkalimetalle gehören zu der 2. Hauptgruppe. Beryllium (Me), Magnesium (Me), Calcium (Me), Strontium (Me), Barium (Me) und Radium (Me) gehören zu dieser Gruppe. Ihre Eigenschaften sind ähnlich wie die der Alkalimetalle. Sie sind ähnlich gut in Wasser löslich und werden luftdicht in Flüssigkeit aufbewahrt. In der Natur kommen sie im Boden in Verbindungen vor. Mehr zu den Eigenschaften dieser Hauptgruppe findest Du hier.



Legierungen

Legierungen nennt man die Verbindungen von mindestens zwei Metallen. Diese Metallverbindungen haben meist andere Eigenschaften als ihre Ursprungsmetalle, wie beispielsweise höhere Korrosionsbeständigkeit oder eine grössere Härte. Für die Industrie werden daher kaum reine Metalle verwendet, da ihre Legierungen grössere Vorteile bieten.

Ausnahme: Elektrische Leitungen: Reine Metalle werden oft für elektrische Leitungen verwendet, da sie eine höhere elektrische Leitfähigkeit aufweisen als die meisten Legierungen. Beispiele für Legierungen:

  • Bronze: je nach Mischung gut verformbar, Cu + Sn
  • Messing: meistens korrosionsbeständig, Cu + Zn
  • Chromstahl: korrosionsbeständig, Fe + Cr



Nichtmetalle

Iod als Beispiel für ein Nichtmetall; für eine detailliertere Sicht siehe [6]

Nichtmetalle haben die Tendenz Elektronen von anderen Elementen (Metallen) aufzunehmen, um ihre Valenzschale zu füllen. Nichtmetalle weisen nicht die charakteristischen Eigenschaften der Metalle auf. Im Gegensatz zu den Metallen gehen sie Ionenbindungen und Elektronenpaarbindungen ein.

Wichtigste Nichtmetallgruppen im Periodensystem

Ganz allgemein kann man feststellen, dass die Elemente nach oben und nach rechts im Periodensystem nichtmetallischer werden. Dies ist die Folge der Vergrösserung der Anziehungskräfte zwischen Kern und Valenzelektronen, wie im oberen Kapitel erklärt wurde. Diese Tendenz der Zunahme des nichtmetallischen Charakters nach oben und rechts kann gut in den Hauptgruppen beobachtet werden. Die wichtigsten Nichtmetallgruppen befinden sich also ganz rechts. Die Edelgase (8. Hauptgruppe) bestehen ganz aus Nichtmetallen. Die Halogene (7. Hauptgruppe) bestehen, bis auf das unterste Element auch aus Nichtmetallen. Ab den Chalkogenen (6. Hauptgruppe) sind nur noch die obersten Elemente Nichtmetalle.

  • Chalkogene ist der Übername für die Elemente der 6. Hauptgruppe. Diese Gruppe besteht nicht einheitlich aus Nichtmetallen. Nach unten nimmt der metallische Charakter zu. Die Elemente dieser Gruppe sind: Sauerstoff (NiMe), Schwefel(NiMe), Selen(NiMe), Tellur (HMe) und Pollonium (HMe). Mehr zu den Eigenschaften dieser Hauptgruppe findest Du hier.

Sauerstoff ist das wichtigste Nichtmetall. Es ist an vielen Verbrennungsprozessen und der Korrosion beteiligt. Ausserdem wird es von fast allen Organismen zum Leben gebraucht.

  • Halogene nennt man die Elemente der 7. Hauptgruppe. Diese Gruppe besteht nicht einheitlich Nichtmetallen. Nach unten nimmt der metallische Charakter zu. Die Elemente dieser Gruppe sind: Fluor (NiMe), Chlor (NiMe), Brom (NiMe), Iod (NiMe) und Astat (HMe). Diese Elemente sind im elementaren Zustand sehr reaktionsfreudig (Fluor ist der stärkste Elektronendieb). Mehr zu den Eigenschaften dieser Hauptgruppe findest Du hier.
  • Edelgase sind die Elemente der 8. Hauptgruppe und alles Nichtmetalle. Zu den Edelgasen gehören: Helium (NiMe), Neon (NiMe), Argon (NiMe), Krypton (NiMe), Xenon (NiMe) und Radon (NiMe). Sie sind aufgrund ihrer voll besetzten Valenzschale nicht reaktiv und deshalb immer gasförmig. Mehr zu den Eigenschaften dieser Hauptgruppe findest Du hier.



Bindungen

Das Periodensystem und die drei Bindungsarten; für eine detailliertere Sicht siehe [7]
  • Metall - Metall = Metallbindung (mehr dazu findest Du hier.)

Bsp.: Legierungen wie Bronze Cu + Sn

Bronzeanhänger, Beispiel einer Metallbindung; für eine detailliertere Sicht siehe [8]


  • Nichtmetall - Nichtmetall = Elektronenpaarbindung (mehr dazu findest Du hier.)

Bsp.: Wasser: H2O

Wasser (H2O), Beispiel einer Elektronenpaarbindung; für eine detailliertere Sicht siehe [9]


  • Metall - Nichtmetall = Ionenbindung (mehr dazu findest Du hier.)

Bsp.: Natriumchlorid Na + Cl

Kochsalz (NaCl), Beispiel einer Ionenbindung; für eine detailliertere Sicht siehe [10]



Halbmetalle

Kristallines Silicium als Beispiel für ein Halbmetall; für eine detailliertere Sicht siehe [11]


Die kleine Gruppe der Halbmetalle besteht aus Stoffen, die teilweise Eigenschaften der Metalle oder/und der Nichtmetalle besitzen. Zu der Gruppe der Halbmetalle gehören folgende Elemente: Bor, Silicium, Germanium, Arsen, Selen, Antimon, Tellur, Polonium und Astat. Halbmetalle sind grundsätzlich Halbleiter. Das bedeutet, dass ihre elektrische Leitfähigkeit zwischen der von Metallen (Leitern) und Nichtmetallen (Nichtleitern) liegt. Ihre Leitfähigkeit steigt mit zunehmender Temperatur (Heissleiter).



Video Simpleclub

Dieses Video eignet sich gut zur Einführung ins Thema Metalle und Nichtmetalle.

https://www.youtube.com/watch?v=UIlCND3AdCI


0.00-1.26: Das Video beginnt mit den vier Haupteigenschaften, die ein Metall erfüllen muss. (Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit, Verformbarkeit, metallischer Glanz)

1.26-2.32: Dann wird im Periodensystem erklärt, wo sich Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle befinden.

  • Merke: 2.07: aufgrund ihrer Eigenschaft «nicht so elektrisch leitfähig» zu sein, werden die Halbmetalle auch Halbleiter genannt.
  • Merke: 2.26: Wir unterscheiden nicht zwischen Metallen und Übergangsmetallen. Wir kategorisieren Übergangsmetalle auch als Metalle.


2.32-3.06: Anschliessend werden Bindungsarten angesprochen (Ionenbindungen, Metallbindung)

  • Merke: 2.55: Wir sprechen bei einer Bindung zwischen zwei Metallen grundsätzlich von einer Metallbindung.
  • Merke: 2.55: Es gibt zusätzlich eine dritte Bindungsart, die Elektronenpaarbindung, die auftritt, wenn zwei Nichtmetalle miteinander eine Verbindung eingehen.


3.06-4.40: Einteilung der Metalle nach Eigenschaften

  • Merke: 3.06-3.31: Die Unterteilung der Metalle in Leicht- und Schwermetalle wird im Chemieunterricht in diesem Kapitel nicht genauer besprochen.


4.40-5.24: Zusammenfassung des Videos

Quellen


Weblinks

  • [12] - Wikipedia: Die freie Enzyklopädie (Nichtmetalle)
  • [13] - Rutherford, Lexikon der Elemente
  • [14] - Video Simpleclub: Metalle & Halbmetalle - REMAKE
Abgerufen von „http://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Metalle_und_Nichtmetalle&oldid=32346“