Periodensystem - Universitt . Periodensystem 6 Bezifferung der Gruppen: 1. bis 7. Hauptgruppe 1.bis 8. Nebengruppe (Drei Elemente in der 8. Nebengruppe) Alternative Zhlweise

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  • 2. Periodensystem

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    2 Periodensystem...............................................................................................2

    2.1 Elektronenspin .........................................................................................2

    2.2 Pauli-Prinzip ............................................................................................2

    2.3 Hundsche Regel......................................................................................3

    2.4 Elektronenkonfigurationen ......................................................................3

    2.4.1 Valenzorbitale ...................................................................................4

    2.4.2 Voll besetzte Schalen........................................................................4

    2.5 Systematik und Nomenklatur im Periodensystem...................................5

    2.6 Ionisierungsenergie..................................................................................6

    2.6.1 1. Ionisierungsenergie .......................................................................6

    2.6.2 2. Ionisierungsenergie .......................................................................6

    2.6.3 Voll besetzte Unterschalen ...............................................................7

    2.6.4 Halb besetzte Unterschalen...............................................................7

    2.6.5 Anstieg der Ionisierungsenergien innerhalb einer Periode...............7

    2.6.6 n-te Ionisierungsenergien..................................................................8

    2.6.7 Periodizitt ........................................................................................8

    2.7 Atom- und Ionen-Radien .........................................................................8

    2.7.1 Kovalenz-Radien...............................................................................9

    2.7.2 Ionen-Radien.....................................................................................9

    2.8 Elektronenaffinitt .................................................................................10

    2.9 Lanthanoiden-Kontraktion.....................................................................11

    2.10 Index ...................................................................................................12

  • 2. Periodensystem

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    2 Periodensystem

    Was aus Kapitel 1 bekannt ist: Oberstes Ordnungsprinzip: Kernladung Z. Da Atome neutrale Teilchen sind, entspricht Z notwendig auch der Anzahl der in einem Atom vorhandenen Elektronen. Chemie wird von den Elektronen gemacht. Die Elektronen sitzen in Orbitalen, die so aussehen, wie sie fr das Wasserstoffatom beschrieben wurden.

    2.1 Elektronenspin Zu den drei Quantenzahlen: Hauptquantenzahl n = 1 ,2 ,3 , ..., entsprechend K, L, M-Schale Nebenquantenzahl l = 0, s; l = 1, p; l = 2, d; l = 3, f; Magnetische Quantenzahl m = -l ...0...+l (Orientierung der 2l + 1 Orbitale) ist eine vierte Quantenzahl notwendig. Diese Quantenzahl ist die Spinquantenzahl s = +1/2, -1/2 Das Elektron hat einen Drehimpuls. Damit ist verbunden, dass es ein magnetischer Dipol ist, oder, anders gesagt, ein magnetisches Moment besitzt.(Ein makroskopisches Beispiel fr ein System mit einem magnetischen Moment ist eine Magnetnadel.) Das Elektron kann sich in einem Magnetfeld nicht beliebig orientieren, sondern hat nur zwei Mglichkeiten der Einstellung relativ zu einem von auen wirkenden Magnetfeld. Das kommt daher, dass Drehimpuls-nderungen nur in Einheiten von h/2 erfolgen knnen (Siehe Kapitel 1). Die beiden Einstellmglichkeiten, die das Elektron hat, werden mit der Spinquantenzahl s = +1/2 bzw. s = -1/2 bezeichnet. Um den Zustand eines Elektrons in einem Atom vollstndig zu charakterisieren braucht man also insgesamt vier Quantenzahlen: n, l, m und s.

    2.2 Pauli-Prinzip (Wolfgang Pauli 1900 1958)

    Fr die Elektronen in einem Atom gilt streng: 2 Elektronen knnen nicht in allen Quantenzahlen bereinstimmen, d.h. jedes der Elektronen in einem Atom ist durch einen Satz von vier Quantenzahlen eindeutig bezeichnet und es gibt kein anderes Elektron in diesem Atom, das durch den gleichen Satz von Quantenzahlen charakterisiert wre. Daraus folgt, dass in einem Orbital nur maximal zwei Elektronen Platz haben! Ungepaarte Elektronen sind Elektronen die einzeln in einem Orbital sitzen. Sind zwei

    Elektronen in einem Orbital, dann sind ihre Spins gepaart. Sie sind zusammen ein Elektronenpaar.

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    2.3 Hundsche Regel (Friedrich Hund 1896 1997) Elektronen besetzen die Niveaus so, dass mglichst viele ungepaarte Elektronen vorhanden sind. Deutung: Beispiel

    a) Elektronen in einem und demselben Orbital halten sich im gleichen Raumbereich auf. Das ist wegen der Coulombschen Abstoung energetisch ungnstig. b) Wechselwirkung der Elektronen in verschiedenen Orbitalen: Maximale Multiplizitt am gnstigsten

    (Ergebnis aus Quantenmechanik) Zu a) Vergleiche: Besetzung der Tische in einer Wirtschaft!

    2.4 Elektronenkonfigurationen Nomenklatur: Symbole wie z.B. 2p3 besagen: Die Elektronen gehren zu einem Orbital der Hauptquantenzahl 2 Die Elektronen besetzen die p- Orbitale Drei, 3, Elektronen sitzen in den p-Orbitalen Die Abfolge der Energie der Orbitale ist bei den Atomen, die Mehrelektronen-Systeme sind, etwas gegenber ihrer Abfolge beim Wasserstoffatom gendert.

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    Periode Erste Zweite Dritte Vierte Fnfte Sechste Siebte Valenz- Elektronen

    7s,5f,6d,7p

    Valenz- Elektronen

    6s,4f,5d,6p

    Valenz- Elektronen

    5s, 4d,5p

    Valenz- Elektronen

    4s,3d,4p

    Valenz- Elektronen

    3s,3p

    Valenz- Elektronen

    2s,2p

    Valenz- Elektronen

    1s

    Anzahl der Elektronen

    2

    2+6 =8

    2+6 =8

    2+10+6=18

    2+10+6=18

    2+14+10+6=32

    2+14+10+6 = 32

    So ist die dritte Periode schon nach Auffllen der 3s- und 3p-Niveaus abgeschlossen. Die 3d-Orbitale, die ja auch noch zur Hauptquantenzahl 3 gehren, liegen zunchst energetisch noch hher als das 4s-Orbital. Wenn das 4s-Orbital aber aufgefllt ist was ja bedeutet, dass zwei weitere Kernladungseinheiten dazugekommen sind - dann werden die 3d-Orbitale energetisch so weit abgesenkt, dass sie als nchste gefllt werden. Die 4p-Orbitale sind ihrerseits erst dann stabil genug um aufgefllt zu werden, wenn die Kernladung im Zuge der Auffllung der 3d-Orbitale um 10 Einheiten gestiegen ist. Ganz analog sind die Abfolgen der Orbitalenergien und deren Besetzung in den Perioden Fnf bis Sieben zu interpretieren.

    2.4.1 Valenzorbitale Valenzorbitale nennt man diejenigen Orbitale, die in der jeweiligen Periode bei der hchsten Energie liegen, und die bei den Elementen, die zu dieser Periode gehren, Zug um Zug besetzt werden. In der Tabelle (siehe oben) sind jeweils nur die Signaturen der Valenzorbitale eingetragen. Alle energetisch darunter liegenden Orbitale (Siehe Tabelle) sind jeweils voll besetzt. Fr die Chemie sind die Elektronen in den Valenzorbitalen entscheidend.

    2.4.2 Voll besetzte Schalen Voll besetzte Schalen entsprechen besonders stabilen Elektronenkonfigurationen. In der ersten Periode (Wasserstoff, H, Helium, He) ist die 1s Schale bereits beim Vorhandensein von 2 Elektronen vollstndig gefllt. Das Element Helium ist mit seiner voll besetzten Schale sehr reaktionstrge. Es ist ein Edelgas.

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    In der zweiten Periode: (Li, (Lithium), Be, (Beryllium), B (Bor), C (Kohlenstoff), N (Stickstoff), O (Sauerstoff), F (Fluor), Ne (Neon)) ist fr Neon mit der Elektronenkonfiguration 2s22p6 die Valenzschale ebenfalls vollstndig gefllt. Auch Neon ist ein Edelgas. Die Gesamtelektronenkonfiguration von Neon ist 1s22s22p6. Fr die Chemie wichtig sind jedoch immer nur die Valenzelektronen, so dass man bei der Angabe der Elektronenkonfiguration die Angaben ber energetisch darunter liegende voll besetzte Schalen meist weg lsst. In den weiteren Perioden sind entsprechend die Elemente, in denen die Valenzorbitale vollstndig gefllt sind, jeweils Edelgase: 1s2 He (Helium) 2s22p6 Ne (Neon) 3s23p6 Ar (Argon) 4s23d104p6 Kr (Krypton) 5s24d105p6 Xe (Xenon) 6s24f145d106p6 Ra (Radon) In die Valenzschalen der Elemente passen also: 2 Elektronen 1. Periode 8 Elektronen 2. Periode 8 Elektronen 3. Periode 18 Elektronen 4. Periode 18 Elektronen 5. Periode 32 Elektronen 6. Periode 32 Elektronen 7. Periode Das letzte Element in jeder Periode ist ein Edelgas. Die Eigenschaften der Elemente werden durch die Anzahl der Elektronen, die sie jeweils in ihrer Valenzschale haben, ganz wesentlich bestimmt. Daraus resultiert die Einteilung der Elemente in einzelne Gruppen im Periodensystem.

    2.5 Systematik und Nomenklatur im Periodensystem Das Wesentliche findet sich in allen Lehrbchern eingehend beschrieben: Hauptgruppen Nebengruppen Lanthanoiden Aktinoiden

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    Bezifferung der Gruppen: 1. bis 7. Hauptgruppe 1.bis 8. Nebengruppe (Drei Elemente in der 8. Nebengruppe)

    Alternative Zhlweise: Gruppen 1 18 Bezeichnung einzelner Gruppen: Alkali-Elemente Erdalkali-Elemente Halogene Chalkogene Gruppennummer und Elektronenkonfiguration

    2.6 Ionisierungsenergie

    2.6.1 1. Ionisierungsenergie Die chemischen Eigen-schaften der Elemente ndern sich nicht kontinuierlich mit steigender Kernladungszahl der Elemente sondern periodisch. Noch lange bevor eine Theorie entwickelt war, welche dies verstndlich macht, sind die Elemente in Gruppen eingeteilt worden, die sie nach jeweils hnlichem chemischem Verhalten geordnet hat. Die Ursache fr das chemisch hnliche Verhalten der Elemente in eine