Das Periodensystem der Elemente - chemie.uni-hamburg.de · Konfiguration s2 in der Valenzschale (2...

Das Periodensystem der Elemente

1

Das Periodensystem: Entdeckung der Elemente

2

Das Periodensystem: Biologisch wichtige Elemente

3

Das Periodensystem: Einteilung nach Reaktionen

Bildung von Kationen

und Anionen

4

68676665646362616059585756555453525150494847464544434241403938373635

34333231302928272625242322212019181716151413121110987654321

68676665646362616059585756555453525150494847464544434241403938373635

34333231302928272625242322212019181716151413121110987654321

1.HG

2.HG 3.HG 4.HG 5.HG 6.HG 7.HG

8.HG

1. Periode

2. Periode

3. Periode

1

3

11

19

4

12

20

5

13

31

6

14

32

7

15

33

8

16

34

9

17

35

2

10

18

36

68676665646362616059585756555453525150494847464544434241403938373635

34333231302928272625242322212019181716151413121110987654321

68676665646362616059585756555453525150494847464544434241403938373635

34333231302928272625242322212019181716151413121110987654321

68676665646362616059585756555453525150494847464544434241403938373635

34333231302928272625242322212019181716151413121110987654321

68676665646362616059585756555453525150494847464544434241403938373635

34333231302928272625242322212019181716151413121110987654321

farb- und geruchlose Gase, die mit anderen Stoffen kaum reagieren: Edelgase

weiche Metalle, die mit Luft und Wasser heftig reagieren: Alkalimetalle

härter als Alkalimetalle, verbrennen unter heller Flamme: Erdalkalimetalle

farbige, sehr reaktive Gase: Halogene

Elemente mit

ähnlichen

Eigenschaften sind

im PSE

untereinander

angeordnet

Das Periodensystem: Einteilung nach Reaktionen

5

Bezeichnung der s- und p- Block- Gruppen

1. HG Gruppe 1 Alkalimetalle

2. HG Gruppe 2 Erdalkalimetalle

3. HG Gruppe 13 Borgruppe

4. HG Gruppe 14 Kohlenstoffgruppe

5. HG Gruppe 15 Stickstoffgruppe

6. HG Gruppe 16 Chalkogene

7. HG Gruppe 17 Halogene

8. HG Gruppe 18 Edelgase

Nomenklatur des Periodensystems

6

Na Mg

11 12

K Ca

19 20

Rb Sr

37 38

Cs Ba

55 56

Fr Ra

87 88

H He

1 2

Li Be

3 4

Al Si P S Cl Ar

13 14 15 16 17 18

Ga Ge As Se Br Kr

31 32 33 34 35 36

In Sn Sb Te I Xe

49 50 51 52 53 54

Tl Pb Bi Po Rn

81 82 83 84 86

B C N O F Ne

5 6 7 8 9 10

At

85Me

tall

ch

ara

kte

r n

imm

t zu

Metallcharakter nimmt ab

Metallcharakter der Elemente

Metallische Eigenschaften

sind:

1) metallischer Glanz der

Oberfläche

2) Dehn- und Verformbarkeit

3) gute elektrische

Leitfähigkeit

4) Gute Wärmeleitfähigkeit

Nichtmetalle

Halbmetalle

Metalle

7

Metallcharakter der Elemente

8

1. Mit Ausnahme des Wasserstoffs auf der

rechten Seite des PSE

2. Ihre Anzahl ist im Gegensatz zur Anzahl

der Metalle bedeutend geringer; in Gewichts-

prozent ausgedrückt aber maßgeblich am

Aufbau der Erdrinde und der Atmosphäre beteiligt.

Mg

12

H He

1 2

Li Be

3 4

Al Si P S Cl Ar

13 14 15 16 17 18

Ge As Se Br Kr

32 33 34 35 36

Sb Te I Xe

51 52 53 54

Po Rn

84 86

B C N O F Ne

5 6 7 8 9 10

At

85

Nichtmetalle

3. Bei Raumtemperatur gasförmig: Sauerstoff, Stickstoff,

Wasserstoff, Fluor und Chlor kommen als Moleküle von

je zwei Atomen vor. Edelgase kommen atomar vor.

4. Die wichtigsten, bei Raumtemperatur als Feststoffe vorliegenden

Nichtmetalle sind Kohlenstoff, Schwefel, Phosphor und Iod.

5. Brom liegt bei Raumtemperatur flüssig vor

9

_ _ __ _ _114 117115113 118116

In Sn Sb Te I Xe

49 50 51 52 53 54

Tl Pb Bi Po Rn

81 82 83 84 86

At

85

Ge As Se Br Kr

32 33 34 35 36

Al Si P S Cl Ar

13 14 15 16 17 18

Ga

31

Ta IrRe AuW PtOsHf Hg

73 7775 7974 787672 80

He

2

Na Mg

11 12

K Ca

19 20

Rb Sr

37 38

Cs LaBa

55 5756

Fr Ra

87 88

H

1

Li Be

3 4

B C N O F Ne

5 6 7 8 9 10

V CoMnSc CuCr NiFeTi Zn

23 272521 2924 282622 30

Nb RhTcY AgMo PdRuZr Cd

41 454339 4742 464440 48

Ac

89

fest

gasförmig (11)

flüssig (2)

Eka-Au

Eka-Hg

Db Bh MtRf Sg Hs Eka-Pt

105 111 112110108106104 109107

Aggregatzustände der Elemente bei Raumtemperatur

10

Po Rn

84 86

At

85

Fr AmPa EsAc BkNpRa CmU FmTh CfPu

87 9591 9989 979388 9692 10090 9894

He

2

B C N O F Ne

5 6 7 8 9 10

Al Si P S Cl Ar

13 14 15 16 17 18

31 32 33 34 35 36

_ _ __ _ _114 117115113 118116

Tl Pb Bi

81 82 83

Ga Ge As Se Br KrV CoMnSc CuCr NiFeTi Zn

In Sn Sb Te I Xe

49 50 51 52 53 54

Nb RhTcY AgMo PdRuZr Cd

41 454339 4742 464440 48

Na Mg

11 12

K Ca

19 20

Rb Sr

37 38

Cs Eu TaPr Ho IrLa Tb RePm LuTm AuBa Gd WNd Er PtCe Dy OsSm HfYb Hg

55 63 7359 67 7757 65 7561 7169 7956 64 7460 68 7858 66 7662 7270 80

H

1

Li Be

3 4

23 272521 2924 282622 30

nur radioaktive Isotope bekannt

Eka-Au

Eka-Hg

LrMd Db Bh MtRf Sg Hs Eka-Pt

No

105 111 112110103 108101 106104 109102 107

Radioaktive Elemente

von Elementen mit der Ordnungszahl > 83 sind nur radioaktive Isotope bekannt 11

104

S

117

Se

137

Te

66

O

114

Br

133

I

99

Cl

64

F

170

Tl

167

In

153

Ga

143

Al

82

B

182

Bi

141

Sb

121

As

110

P

70

N

158

Sn

122

Ge

117

Si

77

C

175

Pb

224

Ba

215

Sr

197

Ca

160

Mg

111

Be

37

H

272

Cs

250

Rb

235

K

191

Na

157

Li

Größe von Atomen - der Atomradius

12

Bei ungeladenen Atomen ist die Zahl der Protonen immer gleich der

Zahl der Elektronen. Bei Ionen ist die Protonenzahl ungleich der

Elektronenzahl. Kationen: n(p+) > n(e-); Anionen n(p+) < n(e-)

Kationen und Anionen

13

Ionenradien

14

87127 6891

Cu+ 2+ 3+

78126 7292

Fe2+ 3+ 4+

72127 67 6081

Mn2+ 3+ 4+ 7+

76129 69 63 5887

Cr2+ 3+ 4+ 5+ 6+

Radien von Metallionen verschiedener Ladung (in pm)

Chrom

Mangan

Eisen

Kupfer

15

E (g) E+ (g) + e– (g)

Zeff

r

Die Ionisierungsenergie - Definition

Je kleiner der Radius und je höher die Kernladung, desto größer ist die

Ionisierungsenergie!

Die Ionisierungsenergie von Atomen ist eine Funktion des Radius r und

der effektiven Kernladung Zeff:

IE = f(r, Zeff) ~

Die Ionisierungsenergie ist die zur Entfernung eines Elektrons aus dem

Atom- oder Molekülverband benötigte Energiemenge.

Es gibt erste, zweite, dritte und höhere Ionisierungsenergien!

16

Die erste Ionisierungsenergie IE1

Die Ionisierungsenergien spiegeln die Strukturierung der

Elektronenhülle in Schalen und Unterschalen und auch die

erhöhte Stabilität halbbesetzter Unterschalen unmittelbar wider 17

Die erste Ionisierungsenergie IE1

Neon Ne

Fluor F

Sauerstoff O

Stickstoff N

Kohlenstoff C

Bor B

Beryllium Be

Lithium Li

Element 2s Ionisierungsenergie 2p

18

Bildung höhergeladener Ionen – Beispiel Kohlenstoff

Die Ionisierungsenergien spiegeln die Strukturierung der

Elektronenhülle in Schalen und Unterschalen und auch die

erhöhte Stabilität halbbesetzter Unterschalen unmittelbar wieder

19

Die Elektronenaffinität ist die Energie, die bei der

Anlagerung von Elektronen an gasförmige Atome

freigesetzt wird.

El (g) + e– El– (g) H = - E [eV]

Definitionsgemäß trägt die Elektronenaffinität ein

negatives Vorzeichen!

Die Elektronenaffinität - Definition

20

Die Elektronenaffinität (in kJ mol-1)

Je negativer die Elektronenaffinität, desto größer ist die

Anziehung des Elektrons durch das Atom.

Eine Elektronenaffinität > 0 zeigt an, dass das negative Ion eine

höhere Energie hat als das getrennte Atom und Elektron. 21

D = Dissoziationsenergie, IE = Ionisierungsenergie, EA = Elektronenaffinität

Die Elektronegativität

Elektronegativitäten beziehen sich immer auf gebundene Atome,

Elektronenaffinitäten auf freie Atome.

Die Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms die

Elektronen einer (Atom-)Bindung anzuziehen.

Die Elektronegativität ist eine aus empirischen Daten berechnete Größe.

Pauling: (DAB)1/2 = k |A - B|

Mulliken:

)(2

1EAIE 207.0)(168.0 EAIE

Allred/Rochow: EN ist proportional zu F, der

elektrostatischen Anziehungskraft.

2

2

r

ZeF

eff

22

Die Elektronegativität

23

Periodische Wiederholungen bei der Elektronenbesetzung

bewirken gleiche Elektronenanordnungen (Elektronenkon-

figurationen) in der Valenzschale

Die Elektronenkonfiguration der Valenzschale bestimmt

das chemische Verhalten der Elemente

Reaktionen der Elemente

24

Periodische Eigenschaften der Elemente

1

1.0079

H

3

Li 6.941

19

39.098

K 23

50.942

V

73

180.95

Ta

21

44.956

Sc

55

132.91

Cs

4

9.0122

Be

20

40.078

Ca

183.84

W

22

47.867

Ti

72

178.49

Hf 56

137.33

Ba

12

24.305 Mg

38

87.62 Sr

106

263.12 Sg*

40

91.224 Zr

104

261.11 Rf*

88

226.03 Ra*

11

22.990 Na

37

85.468 Rb

41

92.906 Nb

105

262.11 Db*

39

88.906 Y

87

223.02 Fr*

57

138.91

La 59

140.91

Pr 58

140.12

Ce 60

144.24

Nd

90

232.04

Th* 92

238.03

U* 89

227.03

Ac* 91

231.04

Pa*

2 M + 2 H2O 2 MOH + H2

Alkalimetalle, M = Li, Na, K, Rb, Cs

MO + H2O M(OH)2

Erdalkalimetalle,

M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba

Valenzelektronenkonfiguration

Ionisierungsenergie

Elektronenaffinität

25

He Helium 1s2

Ne Neon [He] 2s2 2p6

Ar Argon [Ne] 3s2 3p6

Kr Krypton [Ar] 3d10 4s2 4p6

Xe Xenon [Kr] 4d10 5s2 5p6

abgeschlossene Valenzschale (s2 p6)

ist energetisch sehr stabil reaktionsträge Elemente

charakteristische Atomemissionen

Edelgase (Gruppe 18)

Neon

26

Li Lithium [He]2s1

Na Natrium [Ne]3s1

K Kalium [Ar]4s1

Rb Rubidium [Kr]5s1

Cs Caesium [Xe]6s1

Konfiguration s1 in der Valenzschale (1 Elektron zu viel)

leichte Abgabe des Elektrons (Bildung von Kationen M+)

(kleine Ionisierungsenergien)

große Reaktionsfähigkeit

Alkalimetalle (Gruppe 1)

Natrium

27

Be Beryllium [He]2s2

Mg Magnesium [Ne]3s2

Ca Calcium [Ar]4s2

Sr Strontium [Kr]5s2

Ba Barium [Xe]6s2

Konfiguration s2 in der Valenzschale (2 Elektronen zuviel)

leichte Abgabe der Elektronen, Bildung von

Kationen M2+

große Reaktionsfähigkeit

Erdalkalimetalle (Gruppe 2)

28

C Kohlenstoff [He]2s22p2

Si Silicium [Ne]3s23p2

Ge Germanium [Ar]3d104s24p2

Sn Zinn [Kr]4d105s25p2

Pb Blei [Xe]5d106s26p2

Kohlenstoffgruppe (Gruppe 14)

Konfiguration s2p2 in der Valenzschale

C max. 4-bindig,

andere max. 6-bindig

C Nichtmetall

Si, Ge Halbmetall

Sn, Pb Metalle Silizium

29

N Stickstoff [He]2s22p3

P Phosphor [Ne]3s23p3

As Arsen [Ar]3d104s24p3

Sb Antimon [Kr]4d105s25p3

Bi Bismut [Xe]5d106s26p3

Stickstoffgruppe (Gruppe 15)

Konfiguration s2p3 in der Valenzschale (3 ungepaarte

p-Elektronen)

N max. 4-bindig, andere max. 5-bindig

30

O Sauerstoff [He]2s22p4

S Schwefel [Ne]3s23p4

Se Selen [Ar]3d104s24p4

Te Tellur [Kr]4d105s25p4

Po Polonium [Xe]5d106s26p4

Chalkogene (Erzbildner, Gruppe 16)

Konfiguration s2p4 in der Valenzschale (2p Elektronen sind

ungepaart, zwei gepaart, es fehlen zwei zum erreichen

der Edelgaskonfiguration)

Bildung von El2- Ionen

O max. 4-bindig, andere max. 6-bindig 31

F Fluor [He]2s22p5

Cl Chlor [Ne]3s23p5

Br Brom [Ar]3d104s24p5

I Iod [Kr]4d105s25p5

At Astat [Xe]5d106s26p5

Halogene (= Salzbildner, Gruppe 17)

Konfiguration s2p5 in der Valenzschale

leichte Aufnahme von einem Elektron

(hohe Elektronenaffinität), Bildung von Hal- Ionen

große Reaktionsfähigkeit

32

Iod

Brom

Wichtige Begriffe:

Nomenklatur im PSE Gruppen 1 – 18

Unterscheidung Metalle – Halbmetalle – Nichtmetalle

Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität, Elektronegativität

Trends im PSE: - Atom- und Ionenradien

- Ionisierungsenergie

- Elektronenaffinität

- Elektronegativität

Bezeichnung der Gruppen der s- und p-Blockelemente

33