Allgemeine Chemie für Studierende mit Nebenfach Chemie Andreas Rammo

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1 Allgemeine Chemie für Studierende mit Nebenfach Chemie Andreas Rammo Allgemeine und Anorganische Chemie Universität des Saarlandes

2 Die Elektronenstruktur der Atome Zur Erinnerung: Rutherford-Atommodell: Ein Atom besteht aus einem Kern, der sowohl Protonen und Neutronen enthält und seine ihn umgebenden Elektronen. Elektronenstruktur der Atome: Die Elektronenstruktur der Atome stellt ein Modell für die Anzahl, Verteilung und Energie von Elektronen in einem Atom dar. Diese Eigenschaften bestimmen die chemische Natur eines Atoms. 2

3 Das Wasserstoffspektrum Johann Jakob Balmer ( ): 1885 fand er eine einfache Formel, die es ermöglichte, die Wellenlänge für eine Serie von Spektrallinien des Elements Wasserstoff wiederzugeben, die der Schwede Anders Jonas Ångström zuvor 1866 bestimmt hatte. Wasserstoffentladungsröhre 3

4 Das Wasserstoffspektrum Wellenlänge λ: Wellenzahl : H α = 656,5 nm ,0 cm -1 H β = 486,3 nm ,5 cm -1 H γ = 434,2 nm ,3 cm -1 H δ = 410,3 nm ,8 cm -1 E = h n c = n λ c n = λ E = h n = h c E ~ 1 λ = _ n 1 λ 4

5 Das Wasserstoffspektrum Wellenlänge λ: Wellenzahl : H α = 656,5 nm ,0 cm -1 H β = 486,3 nm ,5 cm -1 H γ = 434,2 nm ,3 cm -1 H δ = 410,3 nm ,8 cm -1 E = h n c = n λ c n = λ E = h n = h c E ~ 1 λ = _ n 1 λ _ n = _ n = 1 1 = ,58-1 cm λ -1 = ,0 cm = ,58-1 cm λ -1 = ,5 cm Balmer-Serie (n = 3, 4, 5 ) : _ n = 1 1 = ,58-1 [cm λ -1 ] 2 2 n 2 5

6 Das Wasserstoffspektrum Lyman-Serie: n nach = 1 Balmer-Serie: n nach = 2 n=1 Paschen-Serie: n nach = 3 n=2 n=3 n=4 Brackett-Serie: n nach = 4 n=5 n=6 Pfund-Serie: n nach = 5 6

7 Spektrenserien des Wasserstoffatoms Lyman-Serie: _ n = 1 1 = ,58 λ [cm -1 ] n 2 n = 2, 3, 4, 5, 6 ultraviolett Balmer-Serie: _ n = 1 1 = ,58 λ [cm -1 ] n 2 n = 3, 4, 5, 6 sichtbar Paschen-Serie: _ n = 1 1 = ,58 λ [cm -1 ] n 2 n = 4, 5, 6 infrarot Bracket-Serie: _ n = 1 1 = ,58 λ [cm -1 ] n 2 n = 5, 6 ultrarot Pfund-Serie: _ n = 1 1 = ,58 λ [cm -1 ] n 2 n = 6 ultrarot _ n = 1 1 = RH λ 1 n 2 nach - [cm -1 ] n 2 vor bzw. _ n = 1 1 = RH λ 1 n [cm -1 ] n 2 2 n 2 nach < n 2 vor n 2 1 < n 2 2 R H = Rydberg-Konstante (H) = m -1 = ,58 cm -1 7

8 Das Bohrsche Atommodel Niels Bohr ( ) Entwickelt 1913 eine Theorie über die Elektronenstruktur des Wasserstoff-Atoms, mit dem sich das Linienspektrum dieses Elements erklären lässt. 1. Das Elektron des Wasserstoff-Atoms kann sich nur auf bestimmten Kreisbahnen aufhalten. Die Bahnen sind konzentrisch um den Atomkern angeordnet. Jede Bahn wird mit einem Buchstaben (K, L, M, N ) oder einer Zahl n = 1, 2, 3, 4 bezeichnet. n=4 n=3 n=2 n=1 K L M N 2. Für jede Bahn, auf der das Elektron den Atomkern umkreist, hat das Elektron eine bestimmte Energie. Es strahlt hierbei nicht ab. 8

9 Das Bohrsche Atommodel 2. Befindet sich das Elektron auf der innersten Bahn, weist es die geringste Energie auf, befindet sich das Atom im Grundzustand. Durch Zufuhr von Energie kann das Elektron auf eine größere Bahn springen und einen höheren Energiezustand annehmen. Dies wird als angeregter Zustand des Atoms bezeichnet. Energie 3. Springt das Elektron von einem angeregten Zustand auf eine weiter innen liegende Bahn, wird ein definierter Energiebetrag in Form eines Lichtquants (hν) emittiert. hn 9

10 Die Flammenfärbung 10

11 Die Elektronenstruktur der Atome Bahngeschwindigkeit v F z = Zentrifugalkraft Elektron F el = elektrische Anziehungskraft (Coulomb Gesetz) r Proton Bahn des Elektrons Für eine stabile Umlaufbahn gilt: - F el = F z : e 2 4πε 0 r 2 = m e v 2 r m e = 0, Kg ε 0 = 8, A 2 s 4 Kg -1 m -3 11

12 Die Elektronenstruktur der Atome Ergebnisse 1. r = h 2 ε 0 π m e e 2 n 2 r = 0, m n 2 Das Elektron darf sich nicht in beliebigen Abständen vom Kern aufhalten, sondern nur auf Elektronenbahnen mit den Abständen 0,053 nm, 4 0,053 nm, 9 0,053 nm usw.. n = 1: Bohrsche Radius: 0, m 2. m e e E = ε 2 0 h 2 n 2 E = - 13,6 ev 1 n 2 Das Elektron kann nicht beliebige Energiewerte annehmen, sondern es gibt nur ganz bestimmte Energiezustände (diskrete Energieniveaus), die durch die Quantenzahl n festgelegt sind. n = 1, 2, 3, h = 6, Js (Planksches Wirkungsquantum) 12

13 Der Franck-Hertz-Versuch ( ) Gustav Ludwig Hertz Der Franck-Hertz-Versuch belegt die Existenz von diskreten Energieniveaus in Atomen. Dieser Befund stützte das Bohrsche Atommodell und trug zur Fortentwicklung der Quantenmechanik bei. Den Experimentatoren wurde für diesen Versuch im Jahr 1925 der Nobelpreis für Physik verliehen. James Franck

14 Das Versagen des Bohrschen Atommodells Als bewegtes Teilchen sollte das Elektron elektromagnetische Strahlung aussenden. Es würde dadurch unweigerlich an Energie verlieren und in den Atomkern stürzen. Mit dem Bohrschen Atommodel lässt sich die chemische Bindung nicht erklären. Die Modellvorstellung widerspricht der Heisenberg-Unschärferelation. Werner Heisenberg ( ) Stellte 1926 die Unschärferelation auf: x (mv) h 4π Es ist grundsätzlich unmöglich, von einem Objekt gleichzeitig den genauen Aufenthaltsort und den Impuls zu bestimmen. Folgerung: Es lässt sich nichts über eine genaue Bahn des Elektrons aussagen, sondern nur eine Wahrscheinlichkeit seines Aufenthaltsortes annehmen, die berechnet werden kann. 14

15 Die de Broglie-Beziehung Louis de Broglie ( ) Welle-Teilchen-Dualismus: Elektronen besitzen neben Teilchencharakter auch Wellencharakter (1924). E = hn n = c λ E = h c λ E = mc 2 h mc 2 = c λ λ = h mc Jedes bewegte Objekt kann als Welle aufgefasst werden. λ = h mv Impuls = mv Wellenlänge eines fliegenden Teilchens 15

16 Die Wellennatur der Elektronen Amplitude A: Maximale mögliche Auslenkung der Welle. Phase: Die Phase einer Welle gibt an, in welchem Abschnitt innerhalb einer Periode sich die Welle zu einem Referenzzeitpunkt und -ort befindet. Sie legt also fest, wie groß die Auslenkung ist. Wellenlänge λ: Kleinster Abstand zweier Punkte gleicher Phase einer Welle. Zwei Punkte besitzen die gleiche Phase, wenn sie sich in gleicher Weise begegnen, d. h., wenn sie im zeitlichen Ablauf die gleiche Amplitude und die gleiche Bewegungsrichtung haben. 16

17 Interferenz von Wellen Beugung von Wasserwellen Interferenzmuster Spalt Doppelspalt Die Amplitude nach Überlagerung von Wellen ergibt sich aus der Addition der beiden ursprünglichen Amplituden, wobei das Vorzeichen der Amplitude eines Wellentals negativ ist. 17

18 Energie Stehende Wellen Stehende Welle: 2λ 3 2 λ Sie entsteht aus der Überlagerung zweier gegenläufig fortschreitender Wellen gleicher Frequenz und gleicher Amplitude. Die Wellen können aus zwei verschiedenen Erregern stammen oder durch Reflexion einer Welle an einem Hindernis entstehen. λ λ 2 Stehende Wellen Addition der Amplituden durch Überlagerung 18

19 Stehende Wellen Stehende Elektronenwelle um den Atomkern. Stehende Welle einer Saite Erlaubte Wellenlängen λ n = 2l n l = Saitenlänge n = 1, 2, 3 19

20 Kern und Elektronenhülle Max Born ( ) Das Quadrat der Wellenfunktion ψ 2 ist ein Maß für die Wahrscheinlichkeitsdichte. Aufgrund der negativen Ladung des Elektrons ist auch die negative Ladungsdichte in der Elektronenhülle proportional zu ψ 2. Das Quadrat ψ 2 der Wellenfunktion entspricht der Wahrscheinlichkeitsdichte für das Antreffen eines Elektrons. 20

21 Die radiale Aufenthaltswahrscheinlichkeit Erwin Schrödinger ( ) Aufstellen der Schrödinger-Gleichung: Dreidimensionale Elektronenwellen im Atom, die die Amplitude ψ mit den Raumkoordinaten verknüpft. Durch Lösen der Schrödinger-Gleichung lassen sich die Energiestufen des Elektrons im Wasserstoffatom berechnen. Räumliche Verteilung der Aufenthaltswahrscheinlichkeit Wahrscheinlichkeitsdichte und radiale Aufenthaltswahrscheinlichkeit Orbital: Bereiche mit einer bestimmten Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons werden als Orbitale bezeichnet. 21

22 Das Orbitalmodell Radiale Wahrscheinlichkeitsverteilung s-orbital 4 πr 2 ψ r 2s-Orbital 3s-Orbital 22

23 Das Orbitalmodell Quantenzahlen Quantenzahlen: Größe, Form und Orientierung der Atomorbitale im Raum sowie die Energie der in den Orbitalen anzutreffenden Elektronen legen zunächst drei Quantenzahlen fest. Hauptquantenzahl n: n = 1, 2, 3, 4 Beschreibt im Schalenmodell (Bohr) die Schale, in der sich das Elektron mit einer Wahrscheinlichkeit von 90% aufhält, sprich den Abstand des Elektrons vom Atomkern und kann beliebige natürliche Zahlenwerte größer als Null annehmen. Alle Orbitale, die zur selben Hauptquantenzahl gehören, werden unter dem Begriff Schale zusammengefasst. Zu jeder Schale gehören n 2 Orbitale. 23

24 Das Orbitalmodell Quantenzahlen Nebenquantenzahl l: l = 0, 1, 2,, n-1 Kennzeichnet die Form des Orbitals in einem Atom. Ihr Wert kann jede natürliche Zahl kleiner als n sein: Jede Hauptschale unterteilt sich demnach in Unterschalen, die durch die Nebenquantenzahl l beschrieben werden. s-orbitale p-orbitale kugelsymmetrisch hantelförmig 24

25 Das Orbitalmodell Quantenzahlen Magnetische Quantenzahl m: m = - l,, 0,, + l Sie legt die räumliche Orientierung der Orbitale im Raum fest. f-orbitale d-orbitale rosettenförmig Die Orbitale werden nach den englischen Adjektiven benannt, die früher für die Spektrallinien verwendet wurden: sharp (s), principal (p), diffuse (d) und fundamental (f). 25

26 Das Orbitalmodell Quantenzahlen Schale n = 1, 2, Unterschale l = 0 bis n-1 Orbital m = -l bis +l Unterschalenbezeichnung Anzahl Orbitale pro Unterschale s s , 0, -1 2p s , 0, -1 3p , +1, 0, -1, -2 3d s , 0, -1 4p , +1, 0, -1, -2 4d , +2, +1, 0, -1, -2, -3 4f 7 Maximale Besetzung einer Schale mit Elektronen: 2n 2 26

27 Das Orbitalmodell Quantenzahlen Der Stern-Gerlach-Versuch (1922): Entdeckung der Richungsquantelung von Drehimpulsen bei Atomen. N Atomstrahlofen S Magnet Ag- Atomstrahl 27

28 Das Orbitalmodell Quantenzahlen Spinquantenzahl s: s = ± ½ Bei Mehrelektronensystemen wird noch eine weitere Quantenzahl benötigt, die Spinquantezahl s. Sie beschreibt die Orientierung des Elektronenspins. Sie ist halbzahlig (± ½). Vereinfachte Darstellung von Orbitalen und den darin enthaltenen Elektronen: Elektronenkästchenschreibweise (Pauling) 1 s-orbital 3 p-orbitale 5 d-obitale 7 f-orbitale 28

29 Das Orbitalmodell Quantenzahlen Elektronenkonfiguration: Man versteht darunter die Zuordnung aller Elektronen eines Atoms zu Orbitalen. 1s 2s 2p 3s 3p Konfigurationsbezeichnung 1H 1s 1 2He 1s 2 3Li 1s 2 2s 1 4Be 1s 2 2s 2 5B 1s 2 2s 2 2p 1 Pauling-Schreibweise 29

30 Das Orbitalmodell Quantenzahlen Regeln zur Ermittlung der korrekten Elektronenkonfiguration 1.Pauli-Prinzip: Elektronen müssen sich in mindestens einer ihrer Quantenzahlen unterscheiden. 2. Hund sche Regel: Orbitale mit der selben Haupt- und Nebenquantenzahl werden zunächst einfach besetzt, bevor die Doppelbesetzung mit Elektronen erfolgt. 30

31 Der Aufbau des Periodensystems - Geschichtlicher Einschub - Johann W. Döbereiner ( ): Veröffentlicht zwischen 1817 und 1829 Vergleiche über die Eigenschaften von Elementgruppen, die er Triaden nannte. Triaden nach Döbereiner: Li Ca Cl S Na Sr Br Se K Ba J Te Die Elemente jeder Triade sind einander ähnlich und die relative Atommasse des jeweils zweiten Elements ist ungefähr der Mittelwert aus den Atommassen der anderen beiden. 31

32 Ordnungszahl und das Periodensystem der Elemente John Alexander R. Newlands ( ): Schlägt das Oktavengesetz vor. Wenn die Elemente nach steigender relativer Atommasse geordnet werden, dann ist das achte Element dem ersten ähnlich, das neunte dem zweiten usw. Lothar Meyer D. Mendelejew Moderne Einteilung der Elemente: Periodengesetz. Wenn die Elemente nach zunehmender Atommasse geordnet werden, tauchen Ähnlichkeiten in den Eigenschaften periodisch auf. Mendelejew ordnete die Elemente so, dass ähnliche Elemente in senkrechten Spalten zusammenschieben. Die Spalten werden Gruppen genannt. 32

33 Ordnungszahl und das Periodensystem der Elemente I II III IV V VI VII VIII 1 H 1,0 He 4,0 2 Li 6,9 Be 9,0 B 10,8 C 12,0 N 14,0 O 16,0 F 19,0 Ne 20,2 3 Na 23,0 Mg 24,3 Al 27,0 Si 28,1 P 31,0 S 32,1 Cl 35,5 Ar 39,9 4 K 39,1 Cu 63,5 Ca 40,1 Zn 65,4 Sc 45,0 Ga 69,7 Ti 47,9 Ge 72,6 V 50,9 As 74,9 Cr 52,0 Se 79,0 Mn 54,9 Br 79,9 Fe 55,8 Co 58,9 Ni 58,7 Kr 83,8 5 Rb 85,5 Ag 107,9 Sr 87,6 Cd 112,4 Y 88,9 In 114,8 Zr 91,2 Sn 118,7 Nb 92,9 Sb 121,8 Mo 95,9 Te 127,6 Tc I 126,9 Ru 101,1 Rh 102,9 Pd 106,4 Xe 131,3 6 Cs 132,9 Au 197,0 Ba 137,3 Hg 200,6 La 138,9 Tl 204,4 Hf 178,5 Pb 207,2 Sn 118,7 Bi 209,0 W 183,3 Re 186,2 Os 190,2 Ir 192,2 Pt 195,1 Po At Rn 33

34 Das Mosley-Gesetz Henry G. J. Moseley ( ): Mit Hilfe von Röntgenspektren lässt sich für jedes Element seine Kernladungszahl und damit Ordnungszahl bestimmen. Röntgenstrahlen wurden 1895 von Wilhelm Röntgen entdeckt. 34

35 Das Mosley-Gesetz 35

36 Das Moseleysche Gesetz Wasserstoffspektrum Röntgenspektrum _ ν = Einelektronensystem (Z = 1) 1 1 = RH Z λ 1 n [cm -1 ] n 2 2 _ ν Mehrelektronensystem 1 1 = = R (Z-1) 2 λ 1 n [cm -1 ] n 2 2 Moseleysche Gesetz (1913): Die reziproke Wellenlänge λ der K α - Röntgenlinie aller Elemente ist proportional dem Quadrat der um 1 verminderten Kernladungszahl Z proportional. Die effektive Kernladungszahl (Z-1) ist einzusetzen, da durch das zweite Elektron in der K-Schale eine Kernladung abgeschirmt wird. Da für die K α - Röntgenlinie gilt: n 1 = 1, n 2 = 2, vereinfacht sich obige Gleichung. _ ν 1 3 = = R (Z-1) 2 λ [cm -1 ] 4 R = Rydberg-Konstante ( ) = m -1 = ,31 cm -1 36

37 Das heutige Periodensystem - Ordnungsprinzip 1. Die Elemente sind im Periodensystem der Elemente (PSE) nach steigender Anzahl der Protonen im Kern (Kernladungszahl = Elektronenzahl) geordnet. 2. Es gibt sieben Perioden (7 Elektronenschalen K Q; waagerechte Zeilen von 1 7). 3. Entsprechend der Anzahl der Valenzelektronen unterscheidet man Gruppen (senkrechte Spalten). Elemente mit analogem Aufbau und gleich vielen Valenzelektronen stehen untereinander. Sie besitzen ähnliche chemische Eigenschaften. 4. Die Hauptgruppennummer (Spalte I bis VIII) gibt die Zahl der Valenzelektronen an (s- und p-elektronen). 5. Bei den Nebengruppen (Übergangsmetalle) werden die d-orbitale der zweitäußersten Schalen aufgefüllt. 6. Bei den Lanthanoiden und Actinoiden ( innere Übergangsmetalle werden f-orbitale der drittäußersten Schale aufgefüllt. 37

38 Das Periodensystem und Orbitalfüllschema I II Hauptgruppennummer III IV V VI VI I VI II 1 1s 1 2 Gruppennummer nach IUPAC s s 2p s 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d f d p s-block Hauptgruppen f-block Lantanoide und Actinoide innere Übergangsmetalle d-block Nebengruppen Übergangsmetalle p-block Hauptgruppen 38

39 Das Periodensystem und Orbitalfüllschema 6p n = 6 5d 4f 6s n = 5 5p 4d 5s Beginn 1s 2s n = 4 4p 3d 4s 2p 3p 3s 4s n = 3 3p 3d 4p 5s 3s 4d 5p 6s n = 2 2p 4f 5d 6p 7s Ende 2s n = 1 1s 39

40 Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle im PSE Periode Hauptgruppen I II III IV V VI VII VIII 1 K-Schale 2 L-Schale 3 M-Schale 4 N-Schale 5 O-Schale 6 P-Schale 7 Q-Schale 1,0079 1H 6,941 3Li 22, Na 39, K 85, Rb 132, Cs (223) 87Fr 1,0079 4Be 24,305 12Mg 40,078 20Ca 87,62 38Sr 137,33 56Ba 226, Ra 10,811 5B 26, Al 69,723 31Ga 114,82 49In 204,37 81Tl 12,011 6C 28, Si 72,6 32Ge 118,71 50Sn 207,2 82Pb 14,0067 7N 30, P 74, As 121,75 51Sb 208, Bi 15,9994 8O 32,066 16S 78,96 34Se 127,60 52Te Po 18,9984 9F 35,453 17Cl 79,904 35Br 126, I At 4,00 2He 20,179 10Ne 39,948 18Ar 83,80 36Kr 131,30 54Xe (222) 86Rn 40

41 Periodizitäten im PSE - Ionisierungsenergie Die Ionisierungsenergie: Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die benötigt wird, um ein Atom oder Molekül zu ionisieren, d. h. um ein Elektron vom Atom oder Molekül zu trennen. Allgemein ist die n-te Ionisierungsenergie die Energie, die benötigt wird, um das n-te Elektron zu entfernen. 41

42 Periodizitäten im PSE - Ionisierungsenergie Die Ionisierungsenergie: nimmt innerhalb einer Periode zu. nimmt innerhalb einer Gruppe ab. stellt bei den Alkalimetallen in jeder Periode das Minimum dar. besitzt bei den Edelgasen in jeder Periode die maximale Energie. Die Maxima und Minima werden von Periode zu Periode geringer. Erklärung: Die Ionisierungsenergie hängt stark von der Anziehungskraft zwischen Atomkern und dem zu entfernenden Elektron ab, welche sich nach der Coulomb-Formel F = k z / r 2 berechnet. (z = Kernladungsdichte, r = Abstand Atomkern-Elektron) 42

43 Periodizitäten im PSE - Elektronenaffinität Elektronenaffinität (E EA ): Die Energie, die bei der Aufnahme eines Elektrons durch ein Atom im gasförmigen Zustand umgesetzt wird, nennt man erste Elektronenaffinität. A(g) + e - A - (g) ZUNAHME der E EA ABNAHME der E EA Hauptgruppen I II III IV V VI VII H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Ga Ge As Se Br Rb Sr In Sn Sb Te I Cs Ba Tl Pb Bi Po At 43

44 Periodizitäten im PSE - Elektronenaffinität Be 2s 2p N 2s 2p Kr 4s 4p Mit Elektronen halb besetzte oder voll besetzte Elektronenschalen weisen eine besondere Stabilität auf! 44

45 Periodizitäten im PSE Effektive Kernladungszahl Effektive Kernladungszahl: Die effektive Kernladungszahl Z eff berücksichtigt, dass nicht alle Elektronen eines Atoms von dessen Atomkern gleich stark angezogen. Kernnahe Elektronen schirmen die positive Ladung nach außen hin ab, so dass kernferne Elektronen nur noch eine geringere Anziehungskraft durch den Atomkern erfahren. Die effektive Kernladung hängt vom Element und der Elektronenkonfiguration ab. Z eff = Z S S: Abschirmkonstante Die Abschirmkonstante S lässt sich nach den sog. Slater-Regeln berechnen. 45

46 Periodizitäten im PSE Effektive Kernladungszahl Z Z eff äußere Elektronenhülle 1 (H) 1 2 (He) (Li) (Be) (B) (C) (N) (O) (F) (Ne) 5.85 Z Z eff äußere Elektronenhülle 11 (Na) (Ca) (Al) (Si) (P) (S) (Cl) (Ar)

47 Periodizitäten im PSE Elektronegativität (EN) Die Elektronegativität: Die Elektronegativität (EN) ist ein relatives Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer chemischen Bindung Elektronenpaare an sich zu ziehen. Sie wird unter anderem von der Kernladung und dem Atomradius bestimmt. Atome mit hoher Elektronegativität bezeichnet man als elektronegativ, solche mit geringer Elektronegativität als elektropositiv. Unterschiedliche Definitionsansätze der Elektronegativität: Allred-Rochow-Skala: Die Elektronegativität ist proportional der elektrostatischen Anziehungskraft F, welche die Kernladung Z auf die Bindungselektronen ausübt. EN ~ F ~ e 2 Z eff r 2 e: Elementarladung Z eff : effektive Kernladungszahl r: Atomradius 47

48 Periodizitäten im PSE Elektronegativität (EN) Mullikan-Skala: Die Elektronegativität stellt den Mittelwert der Ionisierungsenergie E I und der Elektroaffinität E EA dar. EN = E EA + E I 2 Pauling-Skala: Die Elektronegativität ergibt sich aus der Elektronegativitätsdifferenz zweier Atome A und B als Maß für ihren ionischen Anteil ihrer Bindung. Sie setzt die Kenntnis der experimentell ermittelten Bindungsdissoziationsenergien (D) der Moleküle A B, A 2 und B 2 voraus. EN AB = D AB - D AA D BB = 96,48 KJ/mol (EN A EN B ) 2 Referenzpunkt: EN F = 3,98 48

49 Periodizitäten im PSE Elektronegativität (EN) (Pauling) ZUNAHME der EN Hauptgruppen ABNAHME der EN I II III IV V VI VII H 2,1 Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Rb 0,8 Cs 0,7 Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,0 Sr 1,0 Ba 0,9 B 2,0 Al 1,5 Ga 1,6 In 1,7 Tl 1,8 C 2,5 Si 1,9 Ge 2,0 Sn 1,9 Pb 1,8 N 3,0 P 2,1 As 2,0 Sb 1,9 Bi 1,9 O 3,5 S 2,5 Se 2,4 Te 2,1 Po 2,0 F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 I 2,5 At 2,2 49

50 Atomradius / pm Periodizitäten im PSE Kovalenter Radius (Gruppen) H Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba I. HG II. HG Periode Zunahme des kovalenten Radius innerhalb einer Gruppe, aufgrund steigender Hauptquantenzahl n. 50

51 Periodizitäten im PSE Kovalenter Radius [pm] Li Be B C N O F Ne Abnahme des Atomradius aufgrund zunehmender Kernladung Atom Li Be B C N O F Ne Z eff

52 Zunahme des kovalenten Radius Periodizitäten im PSE Kovalenter Radius Abnahme des kovalenten Radius 52

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