Wichtige Nichtmetall-Elemente

Wichtige Nichtmetalle

A) Kohlenstoff

Kohlenstoff (C) kommt in der Natur einerseits als reines Element (Diamant/Graphit), andererseits aber auch in Verbindungen vor. Des weiteren ist Kohlenstoff der Grundbaustein allen Lebens bzw. aller organischen Stoffe. Jegliche Zellen im Körper bestehen aus Kohlenstoff, sowie auch Nährstoffe wie Kohlenhydrate, Fette, Proteine etc. Kohlenstoff ist also extrem wichtig für alles Leben. Man unterscheidet allgemein zwischen organischen Stoffen (enthalten C-Atome) und anorganischen Stoffen (ohne C-Atome), wodurch die Chemie auch in organische und anorganische Chemie unterteilt wird.

Aufgrund seiner besonderen Elektronenkonfiguration (halbgefüllte L-Schale) besitzt es die Fähigkeit zur Bildung von komplexen Molekülen und ist das Element, welches nach Wasserstoff die meisten Verbindungen aller Elemente bilden kann (Wasserstoff steht an erster Stelle, weil die meisten Kohlenstoffverbindungen auch Wasserstoff enthalten). Aufgrund seiner mittelstarken Elektronegativität hat er ein gutes Bindungsvermögen sowohl zu elektropositiveren als auch zu elektronegativeren Elementen.

Es existieren zwei verschiedene Modifikationen von Kohlenstoff: Diamant und Graphit. Diese Stoffe bestehen zwar beide aus C-Atomen, weisen aber aufgrund ihrer differenzierten Struktur unterschiedliche Eigenschaften auf.

Diamant

Struktur:

Die Diamant-Struktur hat, wie auf dem Bild erkennbar, eine kubische Form. Jedes Kohlenstoffatom ist tetraedisch mit 4 weiteren Kohlenstoffatomen verbunden.

Eigenschaften:

• Der Diamant ist extrem hart und hat eine hohe Dichte (3.51g/cm3) → Die Kohlenstoffatome haben durch diese gitterförmige Anordnung einen sehr starken Zusammenhalt.

• Der Diamant hat einen hohen Schmelzpunkt (3550°C) → Die Moleküle des Diamantes sind extrem gross. Man spricht von sogenannten Riesenmolekülen und je grösser die Moleküle (Teilchen) eines Stoffes sind, desto höher ist dessen Schmelzpunkt.

• Der Diamant leitet keine Elektrizität → Die Elektronen sind stark gebunden und können sich nicht frei bewegen.

• Der Diamant ist durchsichtig, absorbiert also kein Licht, kann es dafür aber stark brechen.

Verwendung:

• Als Werkzeug zum Schneiden, Schleifen, Bohren, Fräsen etc.

• Als Schmuck sehr begehrt. Seine Fähigkeit, dass Licht zu brechen, macht ihn besonders wertvoll und schön.

Wird der Diamant zum Schmelzen gebracht ensteht Graphit.

Graphit

Struktur:

Die Struktur der Ebenen ist hexagonal bzw. die Ebenen sind Wabenförmig, wobei Jedes C-Atom 3 Elektronenpaarbindungen hat. Die Ebenen untereinander sind nur locker über Van-der-Waals-Kräfte miteinander Verbunden. Die Bindungen zwischen den Atomen, welche in der Ebene liegen sind relativ stark. Im Gegensatz dazu ist die Bindungsenergie zwischen den einzelnen Schichten deutlich geringer.

Eigenschaften:

• Graphit ist elektrisch Leitfähig → Er enthält elektrisch geladene Teilchen, welche sich frei bewegen können. Es handelt sich hierbei um die Valenzelektronen, welche sich zwischen den Graphitschichten aufhalten (Siehe Bild der Graphitstruktur).

• Graphit kann, im Gegensatz zu Diamant, Licht absorbieren und ist deshalb schwarz.

• Graphit hat ebenfalls einen sehr hohen Schmelzpunkt (4000°C) → Auch Graphit besteht aus Riesenmolekülen.

• Die Graphitschichten lassen sich aufgrund der schwachen Van-der-Waals-Kräfte schichtweise abtragen.

• Graphit ist weich und hat eine viel niedrigere Dichte (2,26 g/cm3) als Diamant → Diese Tatsache ist aufgrunde der verschiedenen Gitterstrukturen zu erklären.

Verwendung:

• Als Mine von Bleistiften
• In Eishockey-Stöcken
• Als Aktifkohle (In Gasmasken, Tabletten etc.)
• Bei einer Eloktrolyse (Der Graphit wird dabei als Elektroden verwendet)
• Als Schmiermittel

B) Schwefel

Schwefel kommt in der Natur sowohl in elmentarer Form, als auch in Verbindungen vor. In den USA, Mexiko, Sizilien, Japan und Polen sind riesige Lager elementaren Schwefels zu finden. Als Verbidnung ist er in zahlreichen Mineralien und in einigen Schwermetallen zu finden. Interessant ist die Tatsache, dass Schwefel das Element mit der grössten Vielfallt an Strukturen ist.

Erhitzen von Schwefel:

Die Temperatur nimmt von links nach rechts immer weiter zu.

• 1. Bei Raumtemperatur ist der Schwefel gelb und fest. Die Schwefelmoleküle bestehen aus 8 S-Atomen, welche ringförmig angeordnet sind. Die Struktur des Schwefels in diesem Zustand kann man sich als Krone vorstellen.

• 2. Wird der Schwefel nun erhitzt, beginnt er bei ca. 119°C zu schmelzen und seine Farbe verändert sich in ein gelb-orange. Was dabei gschieht ist folgendes: Die S-Atome, welche zuvor noch Kronförmig angeordnet waren, fallen nun auseinander und bilden kleinere Molekülketten. Dies ist die Ursache, weshalb der Schwefel flüssig wird.

• 3. Nach einer weiteren Phase des Erhitzens, wird der Schwefel wieder dickflüssig und seine Farbe ändert sich in ein dunkelrot-braun. Die zuvor noch kurzen Molekülketten verbinden sich nun zu langen Molekülketten, was die Dickflüssigkeit des Schwefels verursacht.

• 4. Erhitzt man den Schwefel weiter, wird er wieder dünnflüssig und er wird langsam schwarz. Der Grund, weshalb der Schwefel wieder dünnflüssig wird, ist folgender: Durch die nun bereits sehr hohe Temperatur findet ein Bindungsbruch der langen Molekülketten statt. Das heisst, die langen Molekülketten "zerbrechen" in kürzere Molekülketten und es besteht wieder eine Situation wie bei Punkt 2.

• 5. Wird schlussendlich eine Temperatur von ca. 445°C erreicht, wird der Schwefel gasförmig.

Abschrecken des Schwefels

Phosphor

Für Phosphor gibt es 2 Modifikationen:

Weisser Phosphor

Weißer Phosphor ist die flüchtigste und reaktivste Modifikation des Phosphors. Er ist durchscheinend und wachsartig. In fein verteiltem Zustand entzündet sich weißer Phosphor an der Luft von selbst.

Mehrstündiges Erhitzen von weißem Phosphor auf etwa 260 °C unter Luftabschluss führt zu rotem Phosphor

Roter Phosphor

Der rote Phosphor ist schichtweise angeordnet (wie Graphit).

Halogene

Als Halogene bezeichnet man die Nichtmetalle der 7.Hauptgruppe gleich vor den Edelgasen. Ihnen fehlt nur noch ein Elektron zur vollen Valenzschale weshalb sie sehr reaktionsfreudig sind. Die Halogene bilden sehr häufig Salze in Verbindung mit Metallen (Halogene = Salzbildner), weshalb sie in der Natur nicht in elementarer Form vorzufinden sind.

Zu den Halogenen gehören Fluor, Chlor, Brom, Iod und Astat (siehe Übersicht).Die Reaktionsfreudigkeit, beziehungsweise die Ionisierungseneregie und die Elektronegativität (siehe polare Bindung) ist bekanntlich rechtsoben im Periodensytem am grössten, also bei Fluor welches das Element mit den stärksten Anziehungskräften ist. Mit zunehmendere Schallenanzahl sinkt diese Anziehungskraft und somit auch die Reaktionsfreudigkeit von Fluor nach Astat immer mehr.

Edelgase

Als Edelgase werden die Elemente der 8. Hauptgruppe des Periodensystems bezeichnet. Es sind die Elemente: Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon. Alle Edelgase sind farb- und geruchlose, nicht brennbare und kaum wasserlösliche Gase.

Ihre Atome weisen in der Außenschale acht Elektronen auf. Eine Ausnahme dabei ist Helium, das nur zwei Elektronen in der Außenschale besitzt; da die erste Schale nicht mehr Elektronen binden kann, hat das Atom trotzdem ebenfalls die höchstmögliche Anzahl an Außenelektronen. Edelgase erfüllen als einzige alleinstehende Atome die Oktettregel, was zur Folge hat, dass sie reaktionsunfähig sind.

Beispiele:

Xenon-Leuchten (weil sie nicht reagieren)

Quellen

• Chemieunterlagen
• Bild Diamantstruktur: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/2/22/Diamond_Cubic-F_lattice_animation.gif
• Bild Graphitstruktur: http://www.wissenschaft-online.de/sixcms/media.php/912/thumbnails/127575.jpg.352147.jpg
• 2 Bilder + Textteile Schwefel: http://www.cumschmidt.de/sm_schwefel.htm