F Das Periodensystem. Allgemeine Chemie 26

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Fritzi Kerner
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1 Allgemeine Chemie 6 F Das Periodensystem Aufgestellt von Mendelejew und Meyer 1869 (rein empirisch!) Perioden in Zeilen: mit jeder Periode erhöht sich die auptquantenzahl der äußeren Schale (s-rbital) Gruppen in Spalten: auptgruppen (1, und 13 18) s-, p-rbital ebengruppen (3 1) d-rbital Lanthanoide, Actinoide (keine ummerierung) f-rbital s- Elemente f-elemente d-elemente p-elemente Start: 1s [e] s p [e] 3s 3p [] s 3d p [Kr] 5s d 5p [Xe] 6s f 5d 6p [Rn] 7s 5f 6d 7p Abbildung 13: Das Periodensystem der Elemente

auptgruppen (1, und 13 18) s-, p-rbital ebengruppen (3 1) d-rbital Lanthanoide, Actinoide (keine ummerierung) f-rbital s- Elemente

2 Allgemeine Chemie 7 Was ist periodisch? Atomradius: Innerhalb einer Gruppe nimmt der Atomradius von oben nach unten zu. Innerhalb einer Periode nimmt der Atomradius von links nach rechts ab. Grund: steigende effektive Kernladung innerhalb der Periode Gruppe 1 13/III 1/IV 15/V 16/VI 17/VII 18/VIII Li 157 Be 11 B 88 C F 6 e 3 a 191 Mg 160 Al 13 Si 118 P 110 S Periode K 35 Ca 197 Ga 153 Ge 1 As 11 Se 117 Br 11 Kr 5 Rb 50 Sr 15 In 167 Sn 158 Sb 11 Te 137 I 133 Xe 6 Cs 7 Ba Tl 171 Pb 175 Bi 18 Po 167 At Rn Abbildung 1: Atomradien der Elemente

Grund: steigende effektive Kernladung innerhalb der Periode Gruppe 1 13/III 1/IV 15/V 16/VI 17/VII 18/VIII Li 157 Be 11 B 88 C 77 7 66 F 6

3 Allgemeine Chemie 8 Ionenradius: Innerhalb einer Gruppe nimmt der Ionenradius von oben nach unten zu. Innerhalb einer Periode nimmt der Ionenradius von links nach rechts zu. Bezugspunkt ist - mit 10 pm Gruppe 1 13/III 1/IV 15/V 16/VI 17/VII 18/VIII Li + 58 Be + 7 B 3+ 1 C F e 3 a + 10 Mg + 7 Al Si P 3-1 S Periode K Ca Ga 3+ 6 Ge As 3- Se Br Kr 5 Rb + 19 Sr + 15 In 3+ 7 Sn Sb Te - 1 I - 0 Xe 6 Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn Abbildung 15: Ionenradien der Elemente

Bezugspunkt ist - mit 10 pm Gruppe 1 13/III 1/IV 15/V 16/VI 17/VII 18/VIII Li + 58 Be + 7 B 3+ 1 C 3-171 - 10 F - 133 e 3 a + 10 Mg

4 Allgemeine Chemie 9 Ionisierung: Abgabe von Elektronen ins Kontinum(1 Ionisierungsenergie 1 Elektronenentfernung Energie um 1 Elektron zu entfernen) Innerhalb einer Gruppe nimmt die Ionisierung von oben nach unten ab. Innerhalb einer Periode nimmt die Ionisierung von links nach rechts ab. Gruppe /III 1/IV 15/V 16/VI 17/VII 18/VIII e Li 519 a 9 Be 900 Mg 736 B 799 Al 577 C 1090 Si P S 1000 F e Ionisierungsenergie (kj mol -1 ) Periode K 18 Ca 590 Ga 577 Ge 78 As 97 Se 91 Br 110 Kr Rb 0 Sr 58 In 556 Sn 707 Sb 83 Te 870 I 1008 Xe Cs 376 Ba 50 Tl 590 Pb 716 Bi 703 Po 81 At 1037 Rn 1036 Abbildung 16: Ionisierungsenergie der Elemente

Gruppe 1310 1 13/III 1/IV 15/V 16/VI 17/VII 18/VIII e 370 3 Li 519 a 9 Be 900 Mg 736 B 799 Al 577 C 1090 Si 786 100 P 1011 1310 S 1000 F 1680 155 e 080 150 Ionisierungsenergie (kj mol

5 Allgemeine Chemie 30 Elektronenaffinität (EA): = Maß dafür, welche Energie benötigt wird um aus einem neutralen Atom und einem freien Elektron ein einfach negativ geladenes Ion zu schaffen. Anstieg Gruppe /III 1/IV 15/V 16/VI 17/VII 18/VIII e Periode 3 5 Li +60 a +53 K +8 Rb +7 Be 0 Mg 0 Ca + Sr +5 B +7 Al +3 Ga +9 In +9 C +1 Si +13 Ge +116 Sn P +7 As +78 Sb S Se +195 Te +190 F Br +35 I +95 e Kr Xe Elektronen- Affinität (kj mol -1 ) > Cs +6 Ba +1 Tl +19 Pb +35 Bi +91 Po +17 At +70 Rn Abbildung 17: Elektronenaffinitäten der Elemente

Anstieg Gruppe +73 1 13/III 1/IV 15/V 16/VI 17/VII 18/VIII e Periode 3 5 Li +60 a +53 K +8 Rb +7 Be 0 Mg 0 Ca + Sr +5 B +7 Al +3 Ga +9 In +9 C +1 Si

6 . Chemische Bindungen Allgemeine Chemie 31 A Ionische Bindung Bsp: a + kj a(g) a + e Δ Ion = +96 mol [e] 3s 1 [e] kj (g) + e Δ EA = 39 mol [e] 3s 3p 5 Energie etto = 17 [e] 3s 3p 6 = [] kj mol Woher kommt diese Energie? e + + a (g) + ΔEA (g) + a (g) + (g) Δ Ion Δ Gitter a(g) + (g) a(g) Δ Diss 1 a(g) + (g) Δ 0 f Δ Sub Start: 1 a(s) + (g) Δ, Δ, Δ, Δ Energie aufwenden Ion Diss Sub 0 Δ Gitter, Δ f Energie gewinnen EA Δ Gitter resultiert aus zu starken elektrostatischen Wechselwirkungen der beiden Ionen. Δ Gitter z z Ae d = 1 πε d 1 0 d * ( A) A Madelung Konstante (rientierung) z i Ladung der Kerne

e + + a (g) + ΔEA (g) + a (g) + (g) Δ Ion Δ Gitter a(g) + (g) a(g) Δ Diss 1 a(g) + (g) Δ 0 f Δ Sub Start: 1 a(s) + (g) Δ, Δ, Δ, Δ Energie aufwenden

7 Allgemeine Chemie 3 B Kovalente Bindung, Lewis Formeln Bei einer kovalenten Bindung teilen sich die verbundenen Atome die Elektronen mehr oder weniger. Ideale Aufteilung gibt es nur bei Elementmolekülen (Bsp.:, ). Lewis Formel beschreibt Atome, Ionen und Moleküle sowie ihre Valenzelektronen. Beispiel Elektronenkonfiguration Lewis-Formel a [e] 3s 1 a (1e - ) [e] 3s 3p 5 (3e - -Paare und 1e - ) [e] 3s 3p 6 [] ist isoelektronisch mit Ammoniak 3 : 1s 1 : 1s s p Tabelle 3: ausgewählte Lewisformeln Isoelektronisch: als isoelektronisch bezeichnet man Atome, Ionen oder Moleküle, wenn sie die selbe Elektronenanzahl und eine sehr ähnliche Elektronenkonfiguration besitzen, obwohl sie aus anderen Elementen bestehen. ktettregel: ichtmetalle (außer Wasserstoff) gehen so viele kovalente Bindungen ein, bis sie die acht Elektronen der folgenden Edelgaskonfiguration um sich haben.

Beispiel Elektronenkonfiguration Lewis-Formel a [e] 3s 1 a (1e - ) [e] 3s 3p 5 (3e - -Paare und 1e - ) [e] 3s 3p 6 [] ist isoelektronisch mit Ammoniak 3 : 1s 1 : 1s s p 3.

8 Allgemeine Chemie 33 Allgemeine Regeln: 1. Zählen der Valenzelektronen.. Wahrscheinliche Anordnung der Atome ( ist immer endständig, symmetrisch um ein Zentralatom) 3. Zwischen die Atome jeweils ein Elektronenpaar. Vervollständigen der ktette mit den übrigen Elektronen 5. Verbindung der Punkte : 6. Überprüfen der ktettregel Formalladung: Bsp: C.. C _ C + Formalladung Valenzelektronen (freie Bindung ) e + 1 S 3 S + Resonanz bzw. Mesomerie: Experiment zeigt: Alle - Bindungen sind äquivalent

Zwischen die Atome jeweils ein Elektronenpaar. Vervollständigen der ktette mit den übrigen Elektronen 5.

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