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ALLGEMEINE und ANORGANISCHE CHEMIE (770.100; 2 Std) 3. Einheit Elektronenstruktur der Elemente, Periodizität atomarer Eigenschaften, Valenzelektronenkonfiguration und chemische Reaktivität

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ALLGEMEINE und ANORGANISCHE CHEMIE

(770.100; 2 Std)

3. Einheit

Elektronenstruktur der Elemente, Periodizität atomarer Eigenschaften,

Valenzelektronenkonfiguration und chemische Reaktivität

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Atome mit mehreren ElektronenOrbitalenergienDas Aufbauprinzip des PeriodensystemsElektronenkonfiguration des GrundzustandesHauptgruppen und NebengruppenMonoatomare Ionen

Die Periodizität atomarer EigenschaftenAtomradiusIonenradiusIonisierungsenergieEffekt inerter Elektronenpaare u. diagonale BeziehungenElektronenaffinität

Einfluß der Elektronenkonfiguration auf die chemischen Eigenschaften

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l = 0

l = 0

l = 0

pl = 1

l = 1 p

l = 2 d

s

s

s

n = 3

n = 2

n = 1

Orbitalschema nur für das Wasserstoff-atom!

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Atome mit mehreren ElektronenOrbitalenergien

Ein neutrales Atom der Ordnungszahl Z hat Z Elektronen.

Die Kenntnis der elektronischen Struktur der Atome ist ein Schlüssel zum Verständnis des Aufbaus des Periodensystems, der periodischen Eigenschaften der Elemente und der Fähigkeit von Elementen chemische Bindungen auszubilden.

Die Schrödinger-Gleichungen für Atome mit mehreren Elektronen sind extrem kompliziert, weil alle Elektronen miteinander in Wechselwirkung stehen. Selbst für das Heliumatom (Z = 2) lässt sich kein mathematischer Ausdruck für die Orbitale und die Energien angeben. Man ist auf Näherungen angewiesen.

Prinzipiell besetzen in Mehrelektronen-Atomen die Elektronen ähnliche Orbitale wie im Wasserstoffatom. Jedoch sind aufgrund der höheren Kernladung und der Wechselwirkung zwischen den Elektronen die Energieniveaus der Orbitale innerhalb einer Schale nun unterschiedlich.

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Der Kern von Mehrelektronen-Atomen (Z > 1) ist höher geladen als jener des Wasserstoffatoms (Z = 1). Die höhere Kernladung führt zu einer stärkeren Anziehung der Elektronen und zu einer Erniedrigung ihrer Energie. Andererseits bewirken Elektron-Elektronabstoßungen wieder eine Anhebung des Energieniveaus.

Im Heliumatum, He, ist die Ladung des Kerns 2e (Z = 2).

Die Gesamtenergie des Heliumatoms setzt sich daher aus folgenden drei Termen zusammen:

V = - (2e2 / 40r1) – (2e2 / 40r2) + (e2 / 40r12) Anziehung Anziehung Abstoßung

r1 Abstand des Elektrons 1 vom Kernr2 Abstand des Elektrons 2 vom Kernr12 Abstand zwischen den zwei Elektronen0 Dielektrizitätskonstante des Vakuumse Elektrische Elementarladung

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Wasserstoff:

Keine Elektron-Elektronabstoßung.

Erster angeregter Zustand:

n = 2 2s- und 2p Orbitale haben idente Energie.

Mehrelektronen-Systeme: In Mehrelektronen-Atomen wird die Energie der Elektronen durch die höhere Kernladung teilweise erniedrigt, teilweise bewirkt die gegenseitige Abstoßung der Elektronen untereinander aber eine Anhebung der Energieniveaus bestimmter Orbitale. Als Konsequenz haben die Unterschalen einer bestimmten Hauptquantenzahl in Mehrelektronen-Atomen nicht mehr idente Energie!

n = 2 2p-Orbitale sind energiereicher als 2s-Orbitalen = 3 3p-Orbitale sind energiereicher als 3s-Orbitale

3d-Orbitale sind energiereicher als 3p-Orbitale

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Qualitative Erklärung für die Aufspaltung der Orbitale bei Mehrelektronensystemen:

Durch die Nachbarschaft von Elektronen wird ein Elektron vom Kern teilweise abgeschirmt. Die effektive nukleare Anziehung wird durch die Wechselwirkung mit benachbarten Elektronen geringer. Folge: Anhebung des Energieniveaus.

s-Elektron hat hohe Aufenthaltswahrscheinlichkeit am Kern (Durchdringung oder Penetration des Kerns). Dies gilt nicht für ein p-Elektron. Daher ist ein p-Elektron effektiver abgeschirmt und seine effektive nukleare Anziehung ist geringer. Ein s-Elektron ist also stärker gebunden und hat daher eine geringere Energie.

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Im Wasserstoffatom haben das 2s- und das 2p-Orbital idente Energie. Man sagt die Orbitale sind entartet.

In Mehrelektronen-Atomen liegen die s-Elektronen immer energetisch niedriger als die p-Elektronen in einer gegebenen Schale. In jedem Mehrelektronen-Atom sind die Unterschalen nicht entartet.

Jedes Elektron erfährt durch benachbarte Elektronen eine Coulomb‘sche Abstoßung und wird vom positiven Kern abgeschirmt. Die effektive Kernladungszahl Zeff ist also geringer als es der Ordnungszahl Z entspricht.

Zeff = Z – mit = Abschirmungskonstante

Wasserstoffatom: 0 und Zeff = Z = 1

Die effektive Kernladungszahl ist für s- und p-Elektronen verschieden, weil sich ihre Wellenfunktionen unterscheiden.

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Radiale Wahrscheinlichkeitsfunktionen von 3s und 3p-Orbitalen. Ein Elektron in einem s-Orbital (hier 3s) wird mit größerer Wahrscheinlichkeit in der Nähe des Kerns gefunden als ein Elektron in einem p-Orbital derselben Schale.

Radiale Wahr-schein-lichkeits-funktion

3s

Dichtere Annäherung an den Kern

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1s

2s2p

3s3p

Effektive Kernladungszahlen für Valenzelektronen

Ein s-Elektron erfährt eine geringere Abschirmung als ein p-Elektron und damit ein größeres Zeff. Durch Kombination der Effekte von Abschirmung und Durchdringung ergibt sich für ein s-Elektron eine engere Bindung an den Kern als für ein p-Elektron der gleichen Schale.

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Die Folge von Durchdringung und Abschirmung ist, dass in Mehrelektronen-Atomen die Energien der Unterschalen innerhalb einer Hauptquantenzahl n im allgemeinen vom s- zum f-Orbital ansteigen:

s < p < d < f

Die einzelnen Orbitale derselben Unterschale (wie die drei p-Orbitale einer p-Unterschale) bleiben auch in Mehrelektronen-Atomen entartet.

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Effekte der Penetration und Elektron-Elektron-Abstoßung werden mit zunehmender Ordnungszahl komplizierter und führen zu einer Abweichung des Orbitalschemas vor allem wenn die Orbitale sehr ähnliche Energien haben wie z.B. die 4s- und 3d-Orbitale.

Abweichung ab Z = 21 (Sc, Scandium).

Das 4s-Elektron hat eine viel geringere Energie als ein 4p- oder 4d-Elektron. Die Energie eines 4s-Elektrons liegt auch bereits unter jener der 3d-Elektronen desselben Atoms.

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Gedächtnishilfe zur näherungsweisen Bestimmung der Reihenfolge, in der die Orbitale besetzt werden.

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Ausschließungsprinzip nach Pauli (Pauli-Verbot):

Es dürfen keine zwei Elektronen in einem Atom in allen vier Quanten-zahlen übereinstimmen. Wenn bei zwei Elektronen n, l, und ml überein-stimmen, müssen sie sich im Wert msunterscheiden.

Zwei Elektronen innerhalb eines Orbitals haben die gleiche Wellenfunktion, d. h. sie besetzen das gleiche Orbital (idente Werte für n, l, und ml). Wegen ihres entgegengesetzten Spins heben sich ihre magnetischen Eigenschaften auf. Die Elektronen sind gepaart.

Jedes Orbital im Energiediagramm kann daher maximal zwei Elektronen aufnehmen.

Wolfgang Pauli (1900-1958)

Atome mit mehreren ElektronenDas Aufbauprinzip des Periodensystems

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Gepaarte Elektronen in einem Orbital. Spin entgegengesetzt:

Ungepaarte Elektronen Spin parallel: Müssen immer verschiedenen Orbitalen angehören

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n = 1: Die beiden Elemente der ersten Periode: Wasserstoff (H) und Helium (He)

Für die chemischen Eigenschaften der Elemente ist die Elektronenkonfiguration der Außenschale entscheidend. Die Außenschale wird auch als Valenzschale bezeichnet. Für n = 1 ist die Valenzschale mit 2 Elektronen vollständig besetzt. Helium hat eine „abgeschlossene“ Schale.

H: 1s1

He: 1s2

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n = 2: Die beiden ersten Elemente der zweiten Periode: Lithium (Li) und Beryllium (Be)

Li:

1s2 2s1

Be:

1s2 2s2

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Li:

1s2 2s1

Be:

1s2 2s2

Lithium hat 1 Valenzelektron:[He] 2s1

Beryllium hat 2 Valenzelektronen: [He] 2s2

Im Verlauf chemischer Reaktionen können nur Valenzelektronenabgegeben werden. Lithium kann daher nur als Li+ (oder Beryllium als Be2+) vorliegen und nicht als Li2+ oder Li3+.

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Wie lautet die Elektronenkonfiguration für Z = 6 (Kohlenstoff)?

Es gilt die Hund‘sche Regel der maximalen Multiplizität:

Elektronen verteilen sich auf energiegleiche (entartete) Orbitale so, dass eine maximale Zahl von ungepaarten Elektronen mit parallelem Spin resultiert.

Erklärung ist kompliziert. Sie berücksichtigt die quantenmechanische Eigenschaft der Spinkorrelation: Elektronen mit parallelem Spin weichen einander aus, um sich gegenseitig weniger abzustoßen.

Z = 5; Bor (B): 1s2 2s2 2p1

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Z = 6 Kohlenstoff (C)

Z = 7 Stickstoff (N)

Z = 8 Sauerstoff (O)

1s22s22p2

1s22s22p3

1s22s22p4

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1s22s22p6

1s22s22p5 Z = 9

Fluor (F)

Z = 10

Neon (Ne)

Helium, He (1s2) und Neon, Ne (1s22s22p6) haben volle Valenzschalen. Sie zählen zur Gruppe der Edelgase (reaktionsträge Elemente).

Edelgase bilden jeweils die letzten Elemente einer Periode.

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Beginn der 3. Periode (n = 3) mit Natrium (Na): 1s22s22p6 3s1

Z = 11

Z = 12 Magnesium (Mg) 1s22s22p6 3s2 oder [Ne] 3s2

Z = 13 Aluminium (Al) 1s22s22p6 3s2 3p1 oder [Ne] 3s2 3p1

Z = 14 Silicium (Si) 1s22s22p6 3s2 3p2 oder [Ne] 3s2 3p2

Z = 15 Phosphor (P) 1s22s22p6 3s2 3p3 oder [Ne] 3s2 3p3

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Z = 16

Schwefel (S)

1s22s22p6 3s2 3p4 oder

[Ne] 3s2 3p4

Z = 17 Chlor (Cl) 1s22s22p6 3s2 3p5 oder [Ne] 3s2 3p5

Z = 18 Argon (Ar) 1s22s22p6 3s2 3p6 oder [Ne] 3s2 3p6

Argon hat wiederum eine gefüllte Valenzschale. Wie Helium und Neon ist Argon ein farbloses, geruchloses und inertes (chemisch träges) Edelgas.

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Nun beginnt die 4. Periode (n = 4). Die “vierte Schale” wird aufgefüllt. Erstes Element der vierten Periode: Z = 19; Kalium (K)

Z = 19 Kalium (K) 1s22s22p6 3s2 3p6 4s1 oder [Ar] 4s1

Z = 20 Calcium (Ca) 1s22s22p6 3s2 3p6 4s2 oder [Ar] 4s2

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Bei den nächsten Elementen werden die 3d-Orbitale besetzt, beginnend mit Scandium, Sc (Z = 21)

[Ar]3d14s2

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In den fünf d-Orbitalen können 10 Elektronen untergebracht werden. Existenz von zehn 3d-Übergangsmetallen in der 4. Periode:

Z = 21 Scandium, Z = 22 Titan, Z = 23 Vanadium, Z = 24 Chrom, Z = 25 Mangan, Z = 26 Eisen Z = 27 Cobalt Z = 28 Nickel Z = 29 Kupfer Z = 30 Zink

Zink, Zn:

[Ar] 3d10 4s2

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In der Übergangsmetallreihe (3d-Elemente) von Sc bis Zn ist eine eindeutige Vorhersage der Konfiguration des Grundzustandes dieser Elemente nicht immer möglich, da hier Elektron-Elektron-Abstoßungen ähnlich groß wie die Energiedifferenzen zwischen den 4s- und 3d-Orbitalen sind.

Durch die Besetzung nimmt die Energie der 3d-Orbitale ab, sodass z.B. bei Gallium [Ar]3d104s24p1 die 3d-Elektronen als Valenzelektronen keine Rolle mehr spielen.

Obwohl es sich bei diesen 3d-Elektronen um äußere Elektronen handelt, sind diese nicht an chemischen Bindungen beteiligt und werden daher NICHT zu den Valenzelektronen gezählt.

Beim Element Ga betrachtet man nur die 4s und 4p Orbitale als Valenzelektronen!

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Nach dem Zink, [Ar] 3d10 4s2, werden die 4p-Orbitale aufgefüllt, beginnend mit

Gallium, Ga (Z = 31)

Ga: [Ar]3d104s2 4p1

Germanium, Ge Z = 32

Arsen, As Z = 33

Selen, Se Z = 34

Brom, Br Z = 35

Krypton, Kr Z = 36

Krypton [Ar]3d10 4s2 4p6

(gefüllte Valenzschale). Wie Helium, Neon und Argon ist auch Krypton ein farbloses, geruchloses und inertes (chemisch träges) Edelgas.

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Anomale Elektronenkonfigurationen

Manche Elemente scheinen dem Aufbauprinzip des Periodensystems nicht zu folgen.Die Elektronenkonfiguration von Chrom lautet z.B. [Ar]3d54s1 (und nicht: [Ar]3d44s2).Die Elektronenkonfiguration von Kupfer lautet z.B. [Ar]3d104s1 (und nicht: [Ar]3d94s2)

Dieses anomale Verhalten ist im Wesentlichen eine Folge der nahe beieinander liegenden Energien der 3d- und 4s-Orbitale. Es tritt häufig auf, wenn genügend Elektronen zur Verfügung stehen, um genau alle Orbitale eines entarteten Orbitalsatzes einfach zu besetzen (Cr) oder um eine d-Unterschale vollständig aufzufüllen (Cu).

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In der Periode 5 (n = 5) findet man die 4d-Übergangsmetalle (Ytrium bis Cadmium). In den Perioden 6 und 7 (n = 6, n = 7) beginnt die Besetzung der f-Orbitale. Dies führt zur Existenz der Lanthanoiden (seltene Erden) und Actinoiden.

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Beweis der Existenz des Elektronenspins durch Otto Stern und Walter Gerlach (1920).

Ein Strahl Silberatome wurde im Vakuum durch ein Magnetfeld geschickt und detektiert.

Silber hat wie Cu eine anomale Elektronenkonfiguration Ag: [Kr]4d105s1

Silber hat also ein ungepaartes Elektron. Dieses eine ungepaarte Elektron (mit zwei möglichen Spineinstellungen: ½) war die Ursache, dass der Atomstrahl im Magnetfeld aufgespalten wurde.

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Die Zahl an ungepaarten Elektronen in einem Atom, Ion oder Molekül kann mit magnetischen Messungen festgestellt werden (Gouy Waage). Bor hat z.B. ein ungepaartes Elektron:

Paramagnetische Substanzen besitzen ungepaarte Elektronen [daneben natürlich auch gepaarte Elektronen, z.B. besitzt Ag (Z = 47) ein ungepaartes Elektron].

Diamagnetische Substanzen besitzen nur gepaarte Elektronen.

B 1s22s22p1

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Diamagnetische Substanzen besitzen nur gepaarte Elektronen.

Eine diamagnetische Substanz wird von einem externen Magnetfeld schwach abgestoßen. Ursache ist die magnetische Induktion. Wenn eine Substanz in ein Magnetfeld eingebracht wird, werden in den Atomen elektrische Ströme induziert, d.h. die Bewegung der Elektronen in den Atomen wird beeinflußt. Nach der Lenz-Regel ist ein induziertes Magnetfeld immer dem äußeren Magnetfeld entgegengerichtet.

Probe wird in Abwesenheit eines Magnetfelds austariert

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Eine paramagnetische Substanz wird in ein Magnetfeld hineingezogen. Die Stärke des Magnetismus hängt von der Zahl der ungepaarten Elektronen ab.

Ursache des Paramagnetismus ist der Elektronenspin: Ausrichtung der paramagnetischen Elektronen mit dem Feld. Bei einer paramagnetischen Substanz ist immer auch Diamagnetismus vorhanden, der jedoch durch den stärkeren Paramagnetismus überlagert wird.

Probe wird in Abwesenheit eines Magnetfelds austariert

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Atome mit mehreren ElektronenElektronenkonfiguration des Grundzustandes

Mit der Kenntnis der

Hierarchie der Orbitalenergien und des

Aufbauprinzips des Periodensystems (Pauliprinzip, Hund‘sche Regel)

kann von jedem Element im Grundzustand die Elektronen-konfiguration angegeben werden.

Beispiel:

Elektronenkonfiguration von Kohlenstoff (C) im Grundzustand

Ein möglicher angeregter Zustand für Kohlenstoff wäre z.B. 1s22s12p3

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Die Reihenfolge der Besetzung von Atomorbitalen entsprechend dem Aufbauprinzip des Periodensystems

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Atome mit mehreren ElektronenHauptgruppen und Nebengruppen

Entscheidend für die chemische Reaktivität ist die Zahl und Natur der Valenzelektronen. Man unterscheidet s-Block-, p-Block-, d-Block- und f-Blockelemente, je nachdem welche Unterschale gerade die letzten Elektronen aufnimmt.

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Ausnahmen:

Helium gehört zu den s-Blockelementen, wird aber aufgrund seiner chemischen und physikalischen Eigenschaften zu den Edelgasen (p-Blockelemente; Gruppe 18) gerechnet. Helium hat eine vollständig gefüllte Valenzschale.

Wasserstoff hat ein s-Elektron und gehört daher zur Gruppe 1. Aufgrund der Tatsache, dass nur 1 Elektron zu einer gefüllten Valenzschale (Edelgaskonfiguration) fehlt, könnte Wasserstoff auch als Element der Gruppe 17 gelten.

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Im Periodensystem sind die Elemente fortlaufend nach ihrer Ordnungszahl angeführt.

Chemisch einander ähnliche Elemente stehen jeweils in einer Spalte untereinander. Diese senkrechten Spalten heißen GRUPPEN.

Eine waagrechte Reihe heißt PERIODE. Perioden sind unterschiedlich lang.

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Erste Periode: 2 Elemente (n = 1: zwei 1s-Elemente)

Zweite und dritte Periode: Je 8 Elemente n = 2: zwei 2s-Elemente und sechs 2p-Elemente n = 3: zwei 3s-Elemente und sechs 3p-Elemente

Vierte und fünfte Periode: je 18 Elemente n = 4: zwei 4s-Elemente, sechs 4p-Elemente, zehn 3d-Elemente n = 5: zwei 5s-Elemente, sechs 5p-Elemente, zehn 4d-Elemente

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Periode 6: 32 Elemente

Zwei 6s-Elemente, sechs 6p-Elemente

Zehn 5d-Elemente

Sieben 4f-Orbitale: 14 Elemente (ab Z = 57, Lanthan, La) Lanthanoide (seltene Erden): Z = 57 – 70

Lanthanoide sind sich untereinander sehr ähnlich und treten in der Natur gemeinsam auf. Viele Jahre war es fast unmöglich, diese Elemente voneinander zu trennen.

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Periode 7: 32 Elemente

Zwei 7s-Elemente, sechs 7p-Elemente

Zehn 6d-Elemente

Sieben 5f-Orbitale: 14 Elemente (ab Z = 89, Actinium, Ac) Actinoide: Z = 89 – 102

Actinoide, von denen Uran (U) und Plutonium (Pu) die bekanntesten sind, sind radioaktiv und die Mehrzahl von ihnen kommt nicht natürlich vor.

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Zur Nummerierung der Gruppen sind mehrere Systeme üblich.

IUPAC (International union for pure and applied chemistry): Gruppennummerierung von 1-18.

Nachteil: Der direkte Zusammenhang zwischen der Gruppen-nummer und den chemischen Eigenschaften (Konfiguration der Valenzelektronen) ist nicht immer klar erkennbar.

IAIA1

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

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Hauptgruppen: IA, IIA, IIIA ........VIIA, VIIIA (oder 0) oder 1A, 2A ......8A

Nebengruppen (Übergangselemente): IB, IIB, IIIB, IVB usw. Oder 1B, 2B ..... 8B

Alternative Nomenklatur: Man unterscheidet HAUPTGRUPPEN (s- und p-Blockelemente) von NEBENGRUPPEN (d- und f-Blockelemente)

IAIA1

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

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Die Hauptgruppennummer gibt Information über die Zahl der Valenzelektronen (ähnliche chemische Eigenschaften innerhalb einer Gruppe!):

s-Blockelemente (Gruppe IA-IIA): 1-2 Valenzelektronen

p-Blockelemente (Gruppe IIIA -VIIIA): 3-8 Valenzelektronen

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Elektronenkonfiguration der Außenschalen der Elemente der ersten drei Perioden

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

1H 2He

1s1 1s2

3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne

2s1 2s2 2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6

11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar

3s1 3s2 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p6

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Namen für einige Gruppen des Periodensystems

Name Hauptgruppennummer IUPAC-Nummer

Edelgase VIIIA (oder 0) 18

Alkalimetalle IA 1

Erdalkalimetalle IIA 2

Pnictide VA 15

Chalkogene VIA 16

Halogene VIIA 17

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Einteilung des Periodensystems in Gruppen. Elemente einer Gruppe haben ähnliche chemische Eigenschaften.

Gruppe 17 (Halogene): Fluor, Chlor, Brom, Iod, Astat

Halogene sind reaktive, gefärbte Elemente mit bei Raumtemperatur und Normaldruck unterschiedlichen Aggregatzuständen.

Chlor (g)

Iod (s)Brom

(l)

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Übungsbeispiel: Welche elektronische Struktur hat das Natriumatom und das Calciumatom im Grundzustand.

Antwort:

(a) Natrium ist das erste Element der 3. Periode (Z = 11)

1s22s22p63s1 bzw. [Ne]3s1

(b) Calcium (Z = 20) ist das zweite Element der 4. Periode

1s22s22p63s23p64s2 bzw. [Ar]4s2

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Übungsbeispiel: Wie lautet die Elektronenkonfiguration von Titan und Blei im Grundzustand?

Antwort:

(a) Titan (Z = 22) ist Element der 4. Periode (n = 4): [Ar]3d24s2

(b) Blei (Z = 82) ist Element 6. Periode (n = 6): [Xe] 4f145d106s26p2

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Übungsbeispiel: Bestimmen Sie, ob die folgenden Elektronen-konfigurationen den Grundzustand oder einen angeregten Zustand des gegebenen Atoms repräsentieren!

a) Kohlenstoff, C:

b) Stickstoff, N:

c) Beryllium, Be:

d) Sauerstoff, O:

Antworten: a) Angeregter Zustand b) Angeregter Zustandc) Angeregter Zustand d) Grundzustand

1s 2s 2p

1s 2s 2p

1s 2s 2p

1s 2s 2p

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Übungsbeispiel: Identifizieren Sie in den folgenden Kombinationen der vier Quantenzahlen n, l, ml und ms jene Kombination, die nicht existieren kann und begründen Sie das!

a) 4, 2, -1, +1/2

b) 5, 0, -1, +1/2

c) 4, 4, -1, +1/2

Antworten:

a) Möglich

b) Nicht möglich: wenn l = 0, dann ml = 0

c) Nicht möglich: wenn n = 4, dann l = 0, 1, 2, 3

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Übungsbeispiel: Die Elemente Ga, Ge, As, Se und Br liegen alle in derselben Periode des Periodensystems. Geben Sie die Elektronenkonfiguration des Grundzustands an und sagen Sie vorher wieviel ungepaarte Elektronen das jeweilige Element hat.

Antworten:

Die angegeben Elemente gehören zur 4. Periode (n = 4)

Ga [Ar]3d104s24p1

1 ungepaartes Elektron

Ge [Ar]3d104s24p2

2 ungepaarte Elektronen

As [Ar]3d104s24p3

3 ungepaarte Elektronen

Se [Ar]3d104s24p4

2 ungepaarte Elektronen

Br [Ar]3d104s24p5

1 ungepaartes Elektron

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Übungsbeispiel: Geben Sie die Elektronenkonfiguration der Valenzschale von a) Alkalimetallen, b) Gruppe 13 Elementen und Gruppe 9 Übergangsmetallen an.

Antworten:

a) Alkalimetalle: ns1

b) Gruppe 13 Elemente:

ns2(n-1)d10np1

c) Gruppe 9 Übergangs-

metalle

ns2 (n-1)d7

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Übungsbeispiel: Welche der folgenden Übergänge sind im normalen elektronischen Emissionsspektrum eines Atoms erlaubt? (a) 2s 1s, (b) 2p 1s, (c) 3d 2p, (d) 5d 2s und 5p 3s ?

Lösung: Die für das Wasserstoffatom aufgestellten Auswahlregeln gelten auch für Mehrelektronensysteme:

l = 1 ml = 0 oder ml = 1 (a) Nicht erlaubt, da l = 0

(b) Erlaubt

(c) Erlaubt

(d) Nicht erlaubt, da l > 1

(e) Erlaubt

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Übungsbeispiel: Wie viele Elektronen können jeweils die folgenden Unterschalen besetzen: (a) 1s, (b) 3p, (c) 3d und (d) 6g

Lösung:

Entscheidend ist die Magnetquantenzahl ml

(a) ml = 0 1 Orbital 2 Elektronen

(b) ml = -1, 0, 1 3 Orbitale 6 Elektronen

(c) ml = -2, -1, 0, 1, 2 5 Orbitale 10 Elektronen

(d) l = 4, daher ml = -4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4

9 Orbitale 18 Elektronen

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Atome mit mehreren ElektronenMonoatomare Ionen

In chemischen Reaktionen werden Valenzelektronen von beteiligten Atomen neu verteilt.

Verliert ein Atom ein Elektron, entsteht ein Kation. Erhält ein Atom ein Elektron, entsteht ein Anion.

11 e-

10 e-

9 e-

10 e-

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Mit Hilfe des Periodensystems kann vorhergesagt werden, ob im Laufe einer chemischen Reaktion ein Atom eher Elektronen abgibt (und zum Kation wird) oder Elektronen aufnimmt (und dadurch zum Anion wird).

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Prinzipiell bilden Elemente, die im Periodensystem links stehen (Metalle) eher Kationen (Triebkraft ist die Ausbildung einer vollbesetzten Valenzschale = Elektronenkonfiguration des benachbarten Edelgases).

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Prinzipiell bilden Elemente, die im Periodensystem rechts stehen (Nichtmetalle) eher Anionen (Triebkraft ist wieder die Ausbildung einer vollbesetzten Valenzschale = Elektronenkonfiguration des benachbarten Edelgases).

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Übungsbeispiel: Welche Ionen werden von Iod und Aluminium bevorzugt gebildet?

Antwort:

(a) Iod ist Element der 5. Periode; Z = 53

Gruppenummer: 17 bzw. VIIA (Halogene)

Günstigste Elektronenkonfiguration ist die des [Xe]

d.h. Iod wird als I- (Iodid) vorliegen.

(b) Aluminium ist Element der 3. Periode; Z = 13

Gruppennummer: 13 bzw. IIIA (Borgruppe)

Günstigste Elektronenkonfiguration ist die des [Ne]

d.h. Aluminium wird als Al3+ vorliegen.

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Übungsbeispiel: Geben Sie die Elektronenkonfiguration (a) des Cu2+-Ions und (b) des S2--Ions an.

Lösung:

Man schreibt die Elektronen-konfiguration des Elements an und entfernt dann die Elektronen der äußersten Unterschale:

(a) Cu: [Ar]3d104s1

Cu2+: [Ar]3d9

(b) S: [Ne]3s23p4

S2-: [Ne]3s23p6

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Übungsbeispiel: Geben Sie die wahrscheinlichste Oxidationszahl für die folgenden Elemente an: (a) Alkalimetalle; (b) Sauerstoff (in Verbindungen), (c) Aluminium (so wie es in der Natur gefunden wird), (d) Halogene.

Oxidation heißt, dass dem Element ein oder mehrere Elektronen entzogen wurden. Reduktion heißt, dass auf das Element ein oder mehrere Elektronen übertragen wurden. Die Oxidationszahl gibt Auskunft über die Anzahl dieser entzogenen oder übertragenen Elektronen!

Lösung:

(a) +1

(b) -2

(c) +3

(d) -1

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Übungsbeispiel: Was ist (bzw. wäre theoretisch) die maximale Oxidationszahl für folgende Elemente:

(a) Osmium

(b) Bor

(c) Wolfram

(d) Chlor

Lösung:

Entspricht der Zahl der Valenzelektronen. Siehe Periodensystem.

(a) Os: [Xe]5d66s2 +8

(b) B: [He]2s22p1 +3

(c) W: [Xe]5d46s2 +6

(d) Cl: [Ne]3s23p5 +7

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Die Periodizität atomarer EigenschaftenAtomradiusIonenradiusIonisierungsenergieEffekt inerter Elektronenpaare u. diagonale BeziehungenElektronenaffinität

Einfluß der Elektronenkonfiguration auf die chemischen Eigenschaften

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Die Periodizität atomarer EigenschaftenAtomradius

Elektronenwolken (Orbitale) sind diffus. Der Atomradius ist daher definiert als der halbe Abstand, den zwei Atomkerne in einer chemischen Verbindung haben.

Beispiele: Im metallischen Kupfer (Cu) beträgt der Abstand zwischen den Atomkernen 256 pm (2,56 Å). Der Atomradius von Cu ist daher 128 pm (1,28 Å).

Im Cl2 Molekül beträgt der Abstand zwischen den Kernen 198 pm (1,98 Å), der Radius des Chloratoms ist daher 99 pm (0,99 Å).

Atomradien sind in der Chemie sehr wichtig, denn wieviele Bindungen ein Element eingehen kann, wird auch durch die Größe seiner Atome festgelegt. Weiterhin hängen Größe und Form der Moleküle von den Radien der Atome ab, aus denen sie bestehen. In biologischen Systemen sind Größe und Form der Moleküle für deren Funktion entscheidend!

2r

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Prinzipielle kann man die Atomgröße auf verschiedene Arten definieren:

Wenn z.B. Edelgas-Atome in der Gasphase sich befinden, so werden ihre Elektronenwolken auch durch Kollisionen nur wenig beeinflußt. Die kleinsten Abstände zwischen den Kernen während solcher Kollisionen bestimmen die scheinbaren Radien der Edelgas-Atome. Dieser Radius heißt auch Nichtbindungsradius.

Im Cl2 Molekül beträgt der Abstand zwischen den Kernen 198 pm (1,98 Å), der Radius des Chloratoms ist daher 99 pm (0.99 Å). Die anziehende Wirkung (hier kovalente Bindung) bringt die Chloratome näher als in einer nichtbindenden Kollision. Der Abstand heißt daher Bindungsradius.

Raumerfüllende Modelle von Molekülen benutzen Bindungsradien (auch van der Waals-Radien genannt), um die Größe der Atome im Molekülverband darzustellen. Bindungsradien heißen auch Kovalenzradien.

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Atomradien nehmen entlang einer Periode ab und nehmen innerhalb einer Gruppe zu.

2. Periode

3. Periode

4. Periode

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Innerhalb einer Gruppe (steigende Hauptquantenzahl n) nimmt der Abstand der Valenzschale vom Kern zu.

Innerhalb einer Periode (gleichbleibende Hauptquantenzahl naber steigende Ordnungszahl Z) nimmt die Zahl an Elektronen zwar zu, diese müssen sich aber innerhalb einer Schale (n) bzw. Unterschale (l) verteilen. Sie schirmen sich daher nur gering ab. Da aber gleichzeitig innerhalb einer Periode die Protonenzahl steigt, steigt die effektive Kernladung und daher die Anziehung der Elektronen.

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Innerhalb der 3d- und 4d-Übergangsmetalle ist dieser Trend nicht so klar erkennbar bzw. sogar gegenläufig (4d). Die Ähnlichkeit der Atomradien der Übergangsmetalle (d-Blockelemente) ist der Hauptgrund für ihre hervorragende Mischbarkeit zu verschiedensten Legierungen (darunter viele Stahlsorten).

300

200

100

pm

3d 4d

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Im allgemeinen nimmt der Atomradius aufgrund der zunehmenden Hauptquantenzahl n der Elektronen der äußeren Schale zu, wenn man in einer Gruppe abwärts geht. Sobald man aber über die Elemente der Gruppe 3 hinausgeht, haben die Elemente der zweiten (n = 5) und dritten Übergangsreihe (n = 6) nahezu die gleichen Atomradien. Zum Beispiel hat in Gruppe 5 Tantal fast den gleichen Radius wie Niob.

300

200

100

pm

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Dieser Effekt hat seinen Ursprung in der Lanthanoidenreihe, den Elementen mit der Ordnungszahl 57-70. Die Auffüllung der 4f-Orbitaledurch die Lanthanoidenelemente erzeugt eine ständige Zunahme der effektiven Kernladung, die eine Größenkontraktion erzeugt, die man Lanthanoidenkontraktion nennt. Folglich haben die Übergangsmetalle der zweiten (n = 5) und dritten (n = 6) Reihe in jeder Gruppe etwa die gleichen Radien und in der Folge ähnliche chemische Eigenschaften (z.B. Zr und Hf).

300

200

100

pm

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Die Periodizität atomarer EigenschaftenIonenradius

Der Abstand zwischen Kernen eines benachbarten Kations und eines Anions entspricht der Summe der beiden Ionenradien.

In der Praxis ordnet man z.B. dem Oxidion (O2-) 140 pm (1,4 Å) zu und kalkuliert den Radius des Kations.

z.B. MgO : Abstand zwischen den Kernen ist 212 pm (2,12 Å), der Ionenradius von Mg2+ ist daher 72 pm (0,72 Å).

rAnion + rKation

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Kationen sind kleiner als die zugehörigen Atome. Ursache: Verlust der äußersten Elektronen (=Valenzelektronen)

z.B.:

Li 1s22s1 Atomradius 157 pm

Li+ 1s2 Ionenradius 58 pm

Anionen sind größer als die zugehörigen Atome. Ursache: Vergrößerte Abstoßung, weil mehr Elektronen in einer Unterschale Platz finden müssen.

O 1s22s22p4 Atomradius 66 pm

O2- 1s22s22p6 Ionenradius 140 pm

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Na+, F- und Mg2+ sind isoelektronisch.

Sie haben idente Elektronenkonfiguration [He]2s22p6, entspricht jener des Edelgases Neon, Ne.

Mg2+ : kleinster Radius (72 pm), da höchste Protonenzahl (Z = 12).

F- : größter Radius (133 pm), da geringste Protonenzahl (Z = 9).

Na+: Radius = 102 pm (Z = 11)

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Die Radien von Kationen und Anionen nehmen innerhalb der Periode ab und innerhalb einer Gruppe zu.

Begründung: siehe Atomradien.

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Die Periodizität atomarer EigenschaftenIonisierungsenergie

Bei der Ausbildung einer chemischen Bindung werden Valenzelektronen zwischen Bindungspartnern „verschoben“.

Die Kenntnis der zur Entfernung von Valenzelektronen nötigen Energie (Ionisierungsenergie) ist daher für das Verständnis chemischer Eigenschaften bedeutend. Bezugszustand ist das jeweilige Atom (Ion) in der Gasphase (g). Die Ionisierungsenergien eines Elements sind entscheidend für seine Fähigkeit, Bindungen einzugehen (Bindungsbildung ist die Folge der Übertragung von Elektronen von einem Atom auf ein anderes).Beispiel:

Erste Ionisierungsenergie (Ei1):

Cu(g) Cu+(g) + e-(g) Ei1 = 785 kJ/mol

Zweite Ionisierungsenergie (Ei2):

Cu+(g) Cu2+(g) + e-(g) Ei2 = 1955 kJ/mol

Je größer die Ionisierungsenergie ist, umso schwieriger ist es dem Atom in einer chemischen Reaktion das Elektron zu entziehen.

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Die erste Ionisierungenergie nimmt innerhalb einer Gruppe ab und innerhalb einer Periode zu.

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Die erste Ionisierungsenergie nimmt innerhalb einer Gruppe ab, entlang einer Periode jedoch zu.

Sie ist links unten (Cs) im Periodensystem am geringsten, rechts oben (F) am höchsten.

Elemente mit geringer Ionisierungsenergie bilden leicht Kationen und leiten den elektrischen Strom (Metalle), Elemente mit hoher Ionisierungsenergie bilden nur unter extremen Bedingungen Kationen und leiten den elektrischen Strom nicht (Nichtmetalle).

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Die zweite Ionisierungsenergie ist immer höher als die erste.

Vergleiche Gruppe 1 (Alkalimetalle) und Gruppe 2 (Erdalkalimetalle).

Gruppe 1: ns1 Ei2 extrem hoch (das 2. Elektron müsste aus einer Edelgas-konfiguration stammen)

Gruppe 2: ns2 Ei2 geringer, zweiwertige Ionen sind üblich

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Elemente mit geringer Ionisierungsenergie (s-Block, d-Block und f-Blockelemente und die im Periodensystem links stehenden p-Blockelemente) haben metallischen Charakter.

Charakterisierung eines Metalls als Ansammlung von Kationen mit umgebenden Elektronen. Details zur Metallbindung unter Chemische Bindung II (Einheit 5).

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Metalle

und

Nichtmetalle

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Die Periodizität atomarer EigenschaftenEffekt inerter Elektronenpaare u. diagonale Beziehungen

Die Hauptgruppennummer im Periodensystem steht in Beziehung zur Ladung der Ionen der entsprechenden Elemente.

IA: +1, IIA: +2, IIIA: +3 usw.

Innerhalb einer Gruppe besteht jedoch die Tendenz (vor allem bei höheren Ordnungszahlen), dass die bevorzugte Ladung um zwei Einheiten unter der Gruppennummer liegt.

z.B.: Gruppe IIIA (13): ns2np1

Al bildet Al3+ Ionen, Indium, In, dagegen sowohl In3+ als auch In+.

Gruppe IVA (14): ns2np2

Sn4+, jedoch Pb2+

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Ursache:

Mit zunehmender Ordnungszahl Z (bzw. Hauptquantenzahl n) sinkt das Niveau der s-Elektronen (hohe Penetration, geringe Abschirmung), d.h. sie sind relativ fest an den Kern gebunden (inertes Elektronenpaar) und die Ionisierungsenergie ist ungünstig hoch.

Gruppe IIIA: ns2p1 (+3 +1)

Gruppe IVA: ns2p2 (+4 +2)

Gruppe VA: ns2p3 (+5 +3)

Der Effekt des inerten Elektronenpaares gilt erst in höheren Perioden. Zinn kann z.B. in zwei Oxidationsstufen vorliegen, wobei aber Sn2+ instabil ist und (z.B. durch Erhitzen in Luft) in Sn4+ umgewandelt wird. Pb2+ dagegen ist stabil.

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Diagonale Beziehungen:

Nachbarn in Hauptgruppen haben oft ähnliche chemische Eigenschaften. Ursache: Ähnliche Atomradien und ähnliche Ionisierungsenergien.

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B

Si

Beispiel für diagonale Beziehung:

Bor (B) und Silicium (Si): Metalloide (Halbmetalle)Glänzende Festkörper mit hohen Schmelzpunkten und ähnlicher chemischer Reaktivität.

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Metalloide (Halbmetalle) stehen im Periodensystem zwischen Metallen und Nichtmetallen. Metalloide sind Beispiele für Elemente mit ausgeprägten diagonalen Beziehungen.

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Die Periodizität atomarer EigenschaftenElektronenaffinität

Die Elektronenaffinität (Eea) ist jene Energie, die frei wird, wenn ein Atom in der Gasphase ein Elektron aufnimmt.

Eea = E(X) - E(X-)

Hohe (positive) Elektronenaffinität bedeutet, dass bei der Anionenbildung viel Energie frei wird. Die Bildung des Anions ist begünstigt.

Negative Elektronenaffinität: Zur Anionenbildung muss Energie investiert werden (ungünstig).

Hohe (positive) Elektronenaffinitäten findet man im Periodensystem oben rechts (in der Nähe des Sauerstoffs, Schwefels und der Halogene). Begründung: Das aufgenommene Elektron kann die p-Schale auffüllen und erfährt eine hohe Kernladung.

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Hohe Elektronenaffinität findet man im Periodensystem vor allem in den Gruppen 16 und 17. Je positiver und höher die Elektronenaffinität ist, desto leichter nimmt das entsprechende Atom oder Ion ein zusätzliches Elektron in seine Unterschale auf.

1

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Gruppe 17: Halogene

Erste Elektronenaffinität ist hoch. Halogene (X) bilden daher X-

(z.B. F-, Cl-, Br-), also sog. Halogenide.

Zweite Elektronenaffinität ist negativ, es gibt z.B. keine F2- Anionen.

Gruppe 16: Chalkogene

Erste Elektronenaffinität relativ hoch. Zweite Elektronenaffinität zwar negativ, kann jedoch im Zuge einer chemischen Reaktion erbracht werden.Sauerstoff bildet daher O2- (Oxid-Ion).Schwefel bildet daher S2- (Sulfid-Ion).

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Metalle tendieren zu niedrigen Ionisierungsenergien und damit zur Bildung von positiven Ionen (Kationen). s-Blockelemente (Gruppen 1 und 2) bilden daher leicht Kationen der Form Li+, Na+, K+

(Gruppe 1) bzw. Mg2+, Ca2+ und Ba2+ (Gruppe 2).

Demzufolge werden Metalle leicht oxidiert (verlieren Elektronen), wenn sie chemische Reaktionen eingehen. Metalle werden von einer Vielzahl gebräuchlicher Substanzen, einschließlich O2 und Säuren, oxidiert.

Verbindungen von Metallen mit Nichtmetallen neigen dazu, ionische Substanzen zu sein. Beispiele: Metalloxide und Metallhalogenide sind ionische Festkörper.

Die Periodizität atomarer EigenschaftenEinfluß der Elektronenkonfiguration auf die chemischen Eigenschaften

Metalle

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Metalle

und

Nichtmetalle

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Metalle Nichtmetallegute elektrische Leiter schlechte elektrische Leiter

hämmerbar, verformbar nicht verformbar

dehnbar nicht dehnbar

glänzend nicht glänzend

fest (Ausnahme: Hg) fest, flüssig, gasförmig

hoher Schmelzpunkt niedriger Schmelzpunkt

gute Wärmeleiter schlechte Wärmeleiter

reagieren mit Säuren reagieren nicht mit Säuren

bilden basische Oxide bilden saure Oxide

bilden Kationen bilden Anionen

bilden ionische Halogenide bilden kovalente Halogenide

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Beispiele für typische Reaktionen von Metallen:

Die Reaktion zwischen Nickelmetall und Sauerstoff ergibt Nickeloxid, einen ionischen Feststoff aus Ni2+ und O2--Ionen:

2 Ni(s) + O2(g) 2 NiO(s) Nickeloxid

Oxide sind aufgrund der großen Fülle von Sauerstoff in unserer Umwelt sehr wichtig.

Die meisten Metalloxide sind basisch. Diejenigen, die sich im Wasser lösen, reagieren so, dass sie Metallhydroxide bilden:

Metalloxid + Wasser Metallhydroxid (Base)

Na2O(s) + H2O(l) 2 NaOH(aq) Natriumhydroxid (Natronlauge)

CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2 (aq) Calciumhydroxid

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Metalloxide zeigen ihre Reaktivität auch dadurch, dass sie mit Säuren unter Bildung eines Salzes und Wasser reagieren:

Metalloxid + Säure Salz und Wasser

NiO(s) + 2 HCl(aq) NiCl2(aq) + H2O(l)

Nickeloxid + Salzsäure Nickelchlorid + Wasser

Im Gegensatz dazu geben Nichtmetalloxide beim Lösen in Wasser saure Lösungen und reagieren mit Basen zu Salzen:

Nichtmetalloxid + Wasser Säure

SO2(g) + H2O(l) H2SO3(aq) Schwefelige Säure

Nichtmetalloxid + Base Salz und Wasser

SO2(g) + 2 NaOH(aq) Na2SO3(aq) + H2O(l)

Schwefeldioxid + Natronlauge Natriumsulfit + Wasser

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Alkalimetalle (Gruppe 1 oder IA: Li, Na, K, Rb, Cs) sind weiche metallische Feststoffe mit einem charakteristischen silbrigen, metallischen Glanz und hoher thermischer und elektrischer Leitfähigkeit. Der Name „ Alkali“ bedeutet „Asche“ (arabisch), da viele Verbindungen von Natrium (Na) und Kalium(K) früher aus Holzasche isoliert wurden. Sie sind aufgrund ihrer hohen Reaktivität z.B. in Paraffinöl aufzubewahren.

Alkalielemente (ns1)

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Eigenschaften der Alkalimetalle

Element Elektronen Schmelz- Dichte Atom- Ei1konfiguration punkt (°C) (g/cm3) radius (kJ/mol)

Litium [He]2s1 181 0,53 1,34 Ǻ 520

Natrium [Ne]3s1 98 0,97 1,54 Ǻ 496

Kalium [Ar]4s1 63 0,86 1,96 Ǻ 419

Rubidium [Kr]5s1 39 1,53 2,11 Ǻ 403

Cäsium [Xe]6s1 28 1,88 2,25 Ǻ 376

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Alkalimetalle kommen in der Natur nur als Verbindungen vor. Da die Ionisierungsenergien innerhalb einer Gruppe abnehmen, ist Cs am reaktivsten (gibt am leichtesten sein Valenzelektron ab).

Die Metalle verbinden sich sofort mit den meisten Nichtmetallen. Zum Beispiel reagieren sie mit Wasserstoff zu Hydriden, MH und mit Schwefel zu Sulfiden, M2S(s):

2 M(s) + H2(g) 2MH(s) M = Li, Na, K …

Das Hydrid-Ion, H- (1 Proton, 2 Elektronen), entspricht einem Wasserstoffatom, das ein zusätzliches Elektron (vom Alkalimetall) aufgenommen hat.

2 M(s) + S(s) M2S(s)

z.B.: Natrium + Schwefel Natriumsulfid

2 Na(s) + S(s) Na2S(s)

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Alkalimetalle reagieren heftig mit Wasser und bilden dabei Wasserstoffgas, H2(g), und eine Lösung eines Alkalimetallhydroxids, MOH(aq). Diese Reaktionen sind äußerst heftig, da sich das Wasserstoffgas sofort entzündet (Feuer, Explosion):

2 M(s) + 2 H2O(l) 2 MOH(aq) + H2(g)

z.B.:

2 Na(s) + 2 H2O(l) 2 NaOH(aq) + H2(g)

Als typische Metalle geben Alkalimetall-Oxide in Wasser basische Lösungen bzw. reagieren mit Säuren [z.B. Salzsäure, HCl(aq)] zu Salzen:

z.B.: Na2O(s) + H2O 2 NaOH(aq)

z.B.: Na2O(s) + 2 HCl(aq) 2 NaCl(aq) + H2O

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Wie die Alkalimetalle sind die Elemente der Gruppe 2 oder IIA(Be, Mg, Ca, Sr, Ba) bei Zimmertemperatur alle Feststoffe und besitzen ebenfalls typische metallische Eigenschaften. Verglichen mit Alkalimetallen sind die Erdalkalimetalle härter und dichter und sie schmelzen bei höheren Temperaturen. Die ersten Ionisierungsenergien sind niedrig, aber nicht so niedrig wie die der Alkalimetalle. Folglich sind sie weniger reaktiv.

Die Reaktivität nimmt aber wieder innerhalb der Gruppe zu (abnehmende Ionisierungsenergie!). Beryllium (Be) und Magnesium (Mg) sind also die unreaktivsten Erdalkalielemente.

Die Tendenz der zunehmenden Reaktivität innerhalb einer Gruppe kann am Verhalten in Gegenwart von Wasser gezeigt werden.

Beryllium (Be) reagiert nicht mit Wasser oder Wasserdampf, auch dann nicht, wenn es rotglühend erhitzt wird.

Erdalkalielemente (ns2)

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Magnesium reagiert nicht mit flüssigem Wasser, aber mit Dampf zu Magnesiumoxid, MgO(s) und Wasserstoff, H2(g):

Mg(s) + H2O(g) MgO(s) + H2(g)

Calcium, Strontium und Barium reagieren bereits bei Zimmertemperatur mit Wasser, wenngleich langsamer als die Alkalimetalle:

Ca(s) + 2 H2O(l) Ca(OH)2(aq) + H2(g)

Generell reagieren Erdalkalimetalle so, dass sie die äußeren zwei s-Elektronen verlieren und 2+-Ionen bilden. Zum Beispiel reagiert Magnesium mit Chlor zu MgCl2(s) bereits bei Zimmertemperatur oder verbrennt mit blendend hellem Glanz in Luft zu MgO(s):

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Mg(s) + Cl2(g) MgCl2(s)

2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s)

In Gegenwart von O2 wird Magnesiummetall durch eine dünne Oberflächenschicht von wasserunlöslichem MgO(s) vor vielen Chemikalien geschützt. Damit kann Magnesium, obwohl es so reaktiv ist, in Leichtmetalllegierungen wie z.B. Autofelgen, verwendet werden.

Als typische Metalle geben Erdalkalimetall-Oxide in Wasser basische Lösungen bzw. reagieren mit Säuren [z.B. Salzsäure, HCl(aq)] zu Salzen:z.B.: CaO(s) + H2O Ca(OH)2(aq) z.B.: CaO(s) + 2 HCl(aq) 2 CaCl2(aq) + H2O

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Eigenschaften der Erdalkalimetalle

Element Elektronen Schmelz- Dichte Atom- Ei1konfiguration punkt (°C) (g/cm3) radius (kJ/mol)

Beryllium [He]2s2 1287 1,85 0,90 Ǻ 899

Magnesium [Ne]3s2 650 1,74 1,30 Ǻ 738

Calcium [Ar]4s2 842 1,55 1,74 Ǻ 590

Strontium [Kr]5s2 777 2,63 1,92 Ǻ 549

Barium [Xe]6s2 727 3,51 1,98 Ǻ 503

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Ihre Eigenschaften liegen zwischen jenen der s-Block- und der p-Blockelemente (Name!, engl. „transition metals“).

Innerhalb einer Periode (z.B. 3d-Elemente) unterscheiden sich Übergangsmetalle hauptsächlich in der Zahl der d-Elektronen. Ihre chemischen und physikalischen Eigenschaften sind sehr ähnlich (siehe Ionisierungsenergien, Atomradien usw.).

Übergangs-metalle (d-Block-elemente)

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ScTi

VCr Mn

Fe CoNi

CuZn

3d-Übergangsmetalle: 10 Elemente (Z = 21 bis Z = 30)

Eigenschaften im Übergang von s-Block zu den p-Blockelementen. Viele d-Blockelemente formen Kationen, meist sind mehrere Oxidationszustände möglich.

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Da 3d-Orbitale eine niedrigere Energie haben als 4s-Orbitale, werden bei einer Oxidation (=Elektronenenzug unter Ausbildung eines Kations) zuerst die 4s-Elektronen abgegeben.

Die d-Elektronen haben sehr ähnliche Energie, meist sind daher bei Übergangsmetallen mehrere Oxidationszustände möglich:

z.B. Fe2+, Fe3+ oder Cu+

und Cu2+

Vergleich K und Cu:

K: [Ar]4s1 nur K+

Cu: [Ar]3d104s1 Cu+, Cu2+

Die 2. Ionisierungsenergie um K2+ zu bilden ist viel zu hoch ( 3000 kJ/mol), während zur Bildung von Cu2+ nur ein weiteres d-Elektron entfernt werden muss.

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Linksstehende p-Blockelemente haben noch metallischen Charakter (geringe Ionisierungsenergien): Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb und Bi.

Übergangsbereich: Metalloide (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po)

C (Graphit)

Si

Ge

Sn

Pb

Elemente der Gruppe 14 (Nichtmetalle, Metalloide und Metalle)

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Nichtmetalle unterscheiden sich sehr stark in ihrer Erscheinungsform. Sie schimmern nicht und sind im Allgemeinen schlechte Wärme- und Stromleiter. Ihre Schmelzpunkte liegen im Allgemeinen unter denen der Metalle (Ausnahme Diamant: Schmelzpunkt = 3570°C).

Unter gewöhnlichen Bedingungen existieren sieben Nichtmetalle als zweiatomige Moleküle. Fünf davon sind Gase (H2, N2, O2, F2 und Cl2), eines ist eine Flüssigkeit (Br2) und eines ist ein flüchtiger Feststoff (I2).

Die anderen Nichtmetalle sind Feststoffe, die entweder hart (z.B. Diamant) oder weich (Schwefel) sein können.

Die Periodizität atomarer EigenschaftenEinfluß der Elektronenkonfiguration auf die chemischen Eigenschaften

Nichtmetalle

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Metalle

und

Nichtmetalle

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Metalle Nichtmetallegute elektrische Leiter schlechte elektrische Leiter

hämmerbar, verformbar nicht verformbar

dehnbar nicht dehnbar

glänzend nicht glänzend

fest (Ausnahme: Hg) fest, flüssig, gasförmig

hoher Schmelzpunkt niedriger Schmelzpunkt

gute Wärmeleiter schlechte Wärmeleiter

reagieren mit Säuren reagieren nicht mit Säuren

bilden basische Oxide bilden saure Oxide

bilden Kationen bilden Anionen

bilden ionische Halogenide bilden kovalente Halogenide

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O2

S SeTe

Elemente der Gruppe 16Rechts im Periodensystem stehende p-Blockelemente haben hohe Ionisierungsenergien, jedoch hohe Elektronenaffinitäten. Sie bilden untereinander kovalente Verbindungen bzw. in ionischen Verbindungen (mit Metallen) Anionen.

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Aufgrund ihrer Elektronenaffinitäten tendieren Nichtmetalle dazu, Elektronen aufzunehmen, wenn sie mit Metallen reagieren. Zum Beispiel ergibt die Reaktion von Aluminium mit Brom Aluminiumbromid, AlBr3, eine ionische Verbindung, die das Aluminium-Ion, Al3+, und das Bromid-Ion, Br-, enthält:

2 Al(s) + 3 Br2(l) 2 AlBr3(s)

Ein Nichtmetall wird üblicherweise genug Elektronen aufnehmen, um seine äußerste besetzte p-Schale aufzufüllen und so eine Edelgaskonfiguration zu erlangen. Zum Beispiel nimmt das Brom-Atom ein Elektron auf, um seine 4p-Unterschale zu füllen:

Br ([Ar]4s23d104p5) Br- ([Ar]4s23d104p6) = [Kr]

Brom Bromid

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Die meisten Nichtmetalloxide reagieren in Wasser sauer.Diejenigen, die sich in Wasser lösen, reagieren in der Art, dass sie Säuren bilden:

Nichtmetalloxid + Wasser Säure

Die Reaktion von Kohlendioxid mit Wasser erklärt den Säuregehalt von kohlensäurehaltigem Wasser und, in gewissem Umfang, auch von Regenwasser. Es entsteht Kohlensäure, H2CO3(aq).

CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq)

Da Schwefel in Erdöl und Kohle vorhanden ist, entsteht bei deren Verbrennung Schwefeldioxid, SO2(g), und Schwefeltrioxid, SO3(g). Diese Substanzen lösen sich in Wasser und erzeugen den sauren Regen:

SO2(g) + H2O(l) H2SO3(aq) Schwefelige Säure

SO3(g) + H2O(l) H2SO4(aq) Schwefelsäure

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P4O10(s) + 6 H2O(l) 4 H3PO4(aq) Phosphorsäure

Wie Säuren lösen sich die meisten Nichtmetalloxide in basischen Lösungen unter Bildung von Salz plus Wasser:

Nichtmetalloxid + Base Salz und Wasser

CO2(g) + 2 NaOH(aq) Na2CO3(aq) + H2O(l)

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Sauerstoffgruppe (Chalkogene, Gruppe 16 oder VIA: O, S, Se, Te, Po)

In der Gruppe 16 (Chalkogene: „Gesteinsbildner“) gibt es einen Wechsel von nichtmetallischem zu metallischem Charakter. Sauerstoff, Schwefel und Selen sind typische Nichtmetalle. Tellur hat einige metallische Eigenschaften und wird als Halbmetall eingestuft. Polonium, das radioaktiv und sehr selten ist, ist ein Metall.

Sauerstoff ist bei Zimmertemperatur ein farbloses Gas, alle anderen Chalkogene sind Feststoffe. Sauerstoff kann in zwei molekularen Formen vorkommen, als O2 (Disauerstoff oder molekularer Sauerstoff) und O3 (Ozon). Die beiden Formen von Sauerstoff sind Beispiele für Allotrope.

Chalkogene (ns2np4)

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Eigenschaften der Chalokogene

Element Elektronen Schmelz- Dichte Atom- Ei1konfiguration punkt (°C) (g/cm3) radius (kJ/mol)

Sauerstoff [He]2s22p4 -218 1,43 0,73 Ǻ 1314

Schwefel [Ne]3s23p4 115 1,96 1,02 Ǻ 1000

Selen [Ar]3d104s24p4 221 4,82 1,16 Ǻ 941

Tellur [Kr]4d105s25p4 450 6,24 1,35 Ǻ 869

Polonium [Xe]4f145d106s26p4 254 9,20 - 812

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O2 und O3 sind Allotrope. Allotrope sind verschiedene Formen desselben Elements im gleichen Zustand (in diesem Fall sind beide Formen Gase).

Etwa 21% trockener Luft besteht aus O2-Molekülen.

Ozon, das giftig ist und einen stechenden Geruch hat, kommt in sehr kleinen Mengen in der oberen Atmosphäre und in verschmutzter Luft vor. Es entsteht aus O2 z.B. durch elektrische Entladungen (Blitze):

3 O2(g) 2 O3(g)

Sauerstoff hat eine starke Tendenz, Elektronen von anderen Elementen anzuziehen (sie zu oxidieren). Sauerstoff in Verbindung mit einem Metall ist fast immer als Oxid-Ion, O2-, vorhanden. Dieses Ion hat Edelgaskonfiguration und ist daher stabil:

2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s) Magnesiumoxid

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Nach Sauerstoff ist Schwefel das wichtigste Mitglied der Gruppe 16. Dieses Element existiert auch in verschiedenen allotropen Formen, die häufigste und stabilste ist der gelbe Feststoff mit der Summenformel S8 (Achterring). Obwohl Schwefel üblicherweise als S8(s) vorliegt, schreibt man in chemischen Gleichungen einfach S(s).

Wie Sauerstoff hat auch Schwefel eine Tendenz zur Aufnahme von Elektronen von anderen Elementen unter Bildung von Sulfiden, S2-. Sie haben wieder Edelgaszustand und sind stabil:

2 Na(s) + S(s) Na2S(s) Natriumsulfid

Tatsächlich kommt der meiste Schwefel in der Natur in Metallsulfiden vor.

Wenn Schwefel verbrennt, ist das Hauptprodukt Schwefeldioxid:

S(s) + O2(g) SO2(g)

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Halogene (Gruppe 17 oder VIIA: F, Cl, Br, I, As)

Halogene: griech.: halos und gennao: „Salzbildner“. Alle Halogene sind typische Nichtmetalle.

Fluor und Chlor sind bei Zimmertemperatur Gase, Brom ist eine Flüssigkeit und Iod ist ein Feststoff. Jedes Element besteht aus zweiatomigen Molekülen F2 (blassgelb), Cl2 (gelbgrün), Br2(rötlichbraun) und I2 (gräulichschwarz, bildet leicht violetten Dampf).

Halogene haben hohe Elektronenaffinitäten und ihre chemischen Eigenschaften sind geprägt von der Tendenz Halogenid-Ionen, X-, zu bilden: F-, Fluorid-Ion; Cl-, Chlorid-Ion; Br-, Bromid-Ion; I-, Iodid-Ion. Dabei erhalten sie von anderen Elementen Elektronen.

Halogene (ns2np5)

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Eigenschaften der Halogene

Element Elektronen Schmelz- Dichte Atom- Ei1konfiguration punkt (°C) (g/cm3) radius (kJ/mol)

Fluor [He]2s22p5 -220 1,69 0,71 Ǻ 1681

Chlor [Ne]3s23p5 -102 3,21 0,99 Ǻ 1251

Brom [Ar]3d104s24p5 -7,3 3,12 1,14 Ǻ 1140

Iod [Kr]4d105s25p5 114 4,94 1,33 Ǻ 1008

Astat radioaktiv und extrem selten

Typische Nichtmetalle: Schmelz- und Siedepunkte nehmen mit steigender Ordnungszahl zu.

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Fluor und Chlor sind reaktiver als Brom und Iod. Fluor entzieht fast allen Substanzen, mit denen es in Berührung kommt Elektronen, einschließlich Wasser:

2 H2O(l) + 2 F2(g) 4 HF(aq) + O2(g)

SiO2(s) + 2 F2(g) SiF4(g) + O2(g)

Der Umgang mit Fluor im Labor ist daher schwierig und gefährlich.

Chlor ist das industriell wichtigste Halogen. Mit Wasser reagiert es langsamer als Fluor unter Bildung von Salzsäure, HCl(aq), und hypochloriger Säure, HOCl(aq):

Cl2(g) + H2O(l) HCl(aq) + HOCl(aq)

Die Halogene reagieren direkt mit den meisten Metallen unter Bildung von ionischen Halogeniden. Mit Wasserstoff reagieren sie zu gasförmischen Wasserstoffhalogenid-Verbindungen, HX(g):

H2(g) + X2(g) 2 HX(g)

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Edelgase (Gruppe 18 oder VIIIA oder 0): He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Edelgase besitzen vollständig gefüllte s- und p-Orbitale. Sie haben hohe Ionisierungsenergien. Sie sind daher außergewöhnlich unreaktiv (inert, „Inertgase“).

Xenon (Ionisierungsenergie nicht mehr so extrem hoch: Abnahme in der Gruppe!) kann mit der Fluorverbindung PtF6 zu XeF2, XeF4 und XeF6 reagieren.

Krypton ist schon viel weniger reaktiv. Nur eine einzige stabile Verbindung ist bekannt: KrF2.

Argon extrem unreaktiv. Erste nur bei sehr niedrigen Temperaturen stabile Verbindung im Jahre 2000 hergestellt: HArF.

Edelgase (ns2np6)

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Eigenschaften der Edelgase

Element Elektronen Schmelz- Dichte Atom- Ei1konfiguration punkt (°C) (g/cm3) radius (kJ/mol)

Helium 1s2 -272 0,18 0,32 2372

Neon [He]2s22p6 -249 0,90 0,69 Ǻ 2081

Argon [Ne]3s23p6 -189 1,78 0,97 Ǻ 1521

Krypton [Ar]3d104s24p6 -157 3,75 1,10 Ǻ 1351

Xenon [Kr]4d105s25p6 -112 5,90 1,30 Ǻ 1170

Radon [Xe]4f145d106s26p6 -71 9,73 1,45 Ǻ 1037

Radon, Rn, ist radioaktiv.

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Übungsbeispiel: Welches Element in den folgenden Serien hat die höchste Ionisierungsenergie?

(a) Phosphor, Arsen, Antimon;

(b) Cadmium, Rhodium, Molybden;

(c) Kalium, Calcium, Germanium

Antwort:

a) Phosphor

b) Cadmium

c) Germanium

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Übungsbeispiel: Finden sie eine Erklärung für die Änderung der Atomradien der Übergangsmetalle in Periode 4.

Atomradien der 3d-Übergangsmetalle nehmen anfänglich ab, und sind dann ähnlich bzw. nehmen wieder leicht zu.

Antwort:

Der Haupttrend entspricht jenem im Periodensystem, d.h. abnehmender Radius mit steigender Ordnungszahl innerhalb einer Periode (Anstieg der effektiven Kernladung). Ausnahmen sind Cu und Zn (verstärkte Elektron-Elektron-Abstoßung).

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Übungsbeispiel: Ordnen Sie die folgenden Anionen nach ansteigendem Ionenradius:

Te2-, O2-, Se2-, S2-

Antwort:

O2- < S2- < Se2- < Te2-

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Übungsbeispiel: Welches Element hat die höchste Elektronenaffinität?

Sauerstoff, Stickstoff, Fluor, Chlor

Antwort: Chlor

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Übungsbeispiel:

Was bedingt den generellen Anstieg des Atomradius der Elemente der Gruppe VA von oben nach unten?

Antwort:

Die allgemeine Zunahme der Radien mit zunehmender Ordnungszahl bei den Elementen der Gruppe VA tritt auf, da zusätzliche Schalen von Elektronen hinzugefügt werden (mit einer korrespondierenden Zunahme der Kernladung). Die kernnahen Elektronen schirmen in jedem Fall die äußersten Elektronen vom Kern ab, so dass die effektive Kernladung sich nicht großartig ändert, wenn man zu höheren Ordnungszahlen geht. Allerdings nimmt die Hauptquantenzahl n, des äußersten Elektrons stetig zu, mit einem korrespondierenden Anstieg des Orbitalradius.

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Weitere typische Prüfungsfragen:

Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen enthaltenSauerstoff-16, Eisen-56, Uran-236.

Benennen Sie drei physikalische Eigenschaften die für Metalleund Nichtmetalle typisch sind!

Die drei Quantenzahlen für ein Elektron in einemWasserstoffatom eines bestimmten Zustandes seien n = 4, l = 2und ml = -1. In welchem Orbital findet man das Elektron?

Wie lautet die Elektronenkonfiguration von Stickstoff?

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Erklären Sie die folgenden Begriffe und beschreiben Siederen Änderung entlang einer Periode bzw. innerhalbeiner Gruppe im Periodensystem: Ionisierungsenergieund Elektronenaffinität.

Identifizieren Sie das Isotop(a) mit 78 Neutronen, 52 Protonen und 52 Elektronen;(b) 108 Neutronen, 73 Protonen, und 73 Elektronen (c) 32 Neutronen, 28 Protonen und 28 Elektronen.

Berechnen Sie die Masse der Protonen in einem 1000 kgAutomobil unter der Annahme, dass das Auto nur aus56Fe besteht. Die Masse eines Protons ist 1,673 10-27 kg,eines Elektrons 9,109 10-31 kg und eines Neutrons1,675 10-27 kg.

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Die molare Masse von Boratomen in einer natürlichenProbe ist 10,81 g/mol ! Die Probe besteht aus 10B (molare Masse 10,013 g/mol) und 11B (molare Masse 11,093 g/mol).Wie groß ist die Häufigkeit (in %) dieser beiden Isotope?

Welches Element der angegebenen Auswahl hat diehöchste Ionisierungsenergie:

Phosphor, Arsen, Antimon

Cadmium, Rhodium, Molybdän

Kalium, Calcium, Gallium

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Für die Nuklearindustrie ist die Extraktion von 6Li aber nicht7Li aus natürlichen Proben notwendig. Als Konsequenz dieserExtraktion ist die molare Masse von kommerziell erhältlichenLithiumproben erhöht. Derzeit liegen die Häufigkeiten derbeiden Isotope bei 7,42% (6Li) und 92,58% (7Li). DieAtommassen betragen 9,988 10-24 g bzw. 1,165 10-23 g.Berechnen Sie die aktuelle molare Masse einer natürlichenLithiumprobe.Wie wird sich die molare Masse ändern, wenn in naherZukunft die Häufigkeit von 6Li auf 5,67% reduziert wird.

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Wieviele Orbitale sind bei folgenden Werten für dieNebenquantenzahl l zu erwarten?0, 2, 3.

Wie lautet die Haupt- und Nebenquantenzahl für diefolgenden Orbitale? 5s, 2p, 3d.

Welche Elemente haben die folgendeElektronenkonfiguration im Grundzustand?

[Kr]4d85s2

[Ne]3s23p3

[Ar]4s2

Welche Elektronenkonfiguration im Grundzustand habenfolgende Spezies?Sb3+, Sn2+, As.

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Welche Eigenschaften haben die Atome von Mn-55, Fe-56 und Ni-58 gemeinsam und worin unterscheiden sie sich? Betrachten Sie die subatomaren Teilchen.

Die Elemente Ga, Ge, As und Br liegen in derselben Periode des Periodensystems. Geben Sie die Elektronenkonfiguration des jeweiligen Grundzustandes an und geben sie an wieviele ungepaarte Elektronen die Elemente haben.

Die Elemente Be, B, C, O, und F liegen in derselben Periode des Periodensystems. Geben Sie die Elektronenkonfiguration des jeweiligen Grundzustandes an und geben sie an wieviele ungepaarte Elektronen die Elemente haben.

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Können folgende Kombinationen von Quantenzahlenexistieren? Und wenn nicht, warum nicht?n = 4, l = 2, mi = -1 und ms = ½n = 4, l = 4, mi = -1 und ms = ½

Was versteht man unter dem Effekt der inertenElektronenpaare? Zwei Beispiele!Was ist die Elektronenaffinität und wie ändert sie sich imPeriodensystem?Wie ändern sich Atomradius und Ionenradius imPeriodensystem?

Beschreiben Sie 2 typische Reaktionen für Alkalimetalle!

Beschreiben Sie 2 typische Reaktionen für Halogene!

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Um welches ION handelt es sich?9 Protonen, 10 Neutronen, 10 Elektronen13 Protonen, 14 Neutronen, 10 Elektronen34 Protonen, 45 Neutronen, 36 Elektronen

Entscheiden Sie mit Hilfe des Periodensystems, welche derfolgenden Oxide in wässriger Lösung Säuren bzw. Basenbilden: P4O10, Na2O, CO2, MgO, SO2, NO2. Begründen Sieihre Entscheidung!

Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen hat dasWassermolekül?Wie groß ist der Anteil an Neutronen an der Masse einesmenschlichen Körpers unter der Annahme, dass dieser nuraus Wasser besteht? Weitere Vereinfachung: Nur Protonenund Neutronen tragen wesentlich zur Masse bei!

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Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen enthalten:40Ca, 40Ca2+, 9Be2+, 32S2-.

Beantworten Sie (unter Zuhilfenahme des Periodensystems),ob die folgenden Oxide in Wasser saure oder basischeLösungen ergeben. Benennen Sie die Oxide!CaO, SO3, N2O5, Tl2O, P4O10, CO2. Begründen Sie ihreAuswahl!

Welche M2+-Ionen (M steht für Metall) haben folgendeElektronenkonfiguration im Grundzustand?[Ar]3d8, [Ar]3d10, [Kr]4d5, [Kr]4d3

Wie lautet die Elektronenkonfiguration von Ca2+ und K+?

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Nennen Sie zwei typische Reaktionen für Erdalkalielemente!

Nennen Sie zwei typische Reaktionen für Chalokogene?

Was sind Allotrope? Definition und Beispiele!

Wie reagieren Metalloxide und wie Nichtmetalloxide mit Wasser. Führen Sie jeweils ein Beispiel in Form einer vollständigen Reaktionsgleichung an!

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Formulieren sie die Reaktionan a) von einem Alkalimetall mit Wasserstoff zu einem Hydrid, und b) von Schwefel mit einem Erdalkalimetall. Wie heißt die entstehende Verbindung?

Wie reagiert Ca(s) und CaO(s) mit Wasser? Genen Sie die vollständigen Reaktionsgleichungen an!

Formulieren sie die Reaktion zwischen CO2(g) und Natronlauge, NaOH(aq)!

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Formulieren Sie die Reaktionen zwischen SO2(g) und SO3(g) mit Wasser! Wie heißen die entstehenden Verbindungen?

Wie lautet die Reaktion zwischen Wasser und Fluorgas, F2(g)? Schreiben Sie die Reaktion vollständig an! Wie heißt das Reaktionsprodukt?

Welche Verbindungen entstehen beim Einleiten von Chlorgas, Cl2(g), in Wasser? Wie heißen die Reaktionsprodukte? Schreiben Sie die vollständige Reaktion an!