Das Periodensystem der Elemente

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1 Das Periodensystem der Elemente 1

2 Das Periodensystem: Entdeckung der Elemente 2

3 Das Periodensystem: Biologisch wichtige Elemente 3

4 Das Periodensystem: Einteilung nach Reaktionen Bildung von Kationen und Anionen 4

5 HG 2.HG 3.HG 4.HG 5.HG 6.HG 7.HG 8.HG 1. Periode 2. Periode 3. Periode 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

6 Nomenklatur des Periodensystems 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 6

7 Metallcharakter nimmt zu Metallcharakter der Elemente Metallische Eigenschaften sind: 1) metallischer Glanz der Oberfläche 2) Dehn- und Verformbarkeit 3) gute elektrische Leitfähigkeit 4) Gute Wärmeleitfähigkeit Metalle Halbmetalle Nichtmetalle Metallcharakter nimmt ab 1 2 H 3 4 Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba Fr Ra He B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Ga Ge As Se Br Kr In Sn Sb Te I Xe Tl Pb Bi Po At Rn 7

8 Metallcharakter der Elemente 8

9 1. Mit Ausnahme des Wasserstoffs auf der rechten Seite des PSE Nichtmetalle 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. 1 2 H 3 4 Li Be 3. Bei Raumtemperatur gasförmig: Sauerstoff, Stickstoff, 12 Mg Wasserstoff, Fluor und Chlor kommen als Moleküle von je zwei Atomen vor. Edelgase kommen atomar vor. He B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Ge As Se Br Kr 4. Die wichtigsten, bei Raumtemperatur als Feststoffe vorliegenden Nichtmetalle sind Kohlenstoff, Schwefel, Phosphor und Iod. 5. Brom liegt bei Raumtemperatur flüssig vor Sb Te I Xe Po At 9 Rn

10 Aggregatzustände der Elemente bei Raumtemperatur 1 H 3 4 Be Li Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba Fr Ra Sc Y La Ti Zr Hf V Nb Ta Cr Mo W Mn Tc Re Fe Ru Os Co Rh Ir Ni Pd Pt Cu Ag Au Zn Ac fest gasförmig (11) flüssig (2) Cd Hg Eka- Eka- Rf Db Sg Bh Hs Mt Eka- Pt Au Hg Al Si P S Cl Ar 31 Ga Ge As Se Br Kr In Sn Sb Te I Xe Tl Pb Bi Po At 2 He B C N O F Ne Rn

11 Radioaktive Elemente 1 H 3 4 Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Fr Ra Ac Th Pa U nur radioaktive Isotope bekannt Np Pu Am Cm Bk Cf Sc Y Ti Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt V Cr Mn Zr Nb Mo Tc Fe Ru Co Rh Ni Pd Cu Ag Zn Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Cd Hg Eka- Eka- Eka- Pt Au Hg Po At 2 He B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Ga Ge As Se Br Tl Pb Bi Kr In Sn Sb Te I Xe Rn von Elementen mit der Ordnungszahl > 83 sind nur radioaktive Isotope bekannt 11

12 104 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

13 Kationen und Anionen 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 - ) 13

14 Ionenradien 14

15 Radien von Metallionen verschiedener Ladung (in pm) Chrom Mangan Eisen Cr Mn Fe Kupfer Cu

16 Die Ionisierungsenergie - Definition Die Ionisierungsenergie ist die zur Entfernung eines Elektrons aus dem Atom- oder Molekülverband benötigte Energiemenge. E (g) E + (g) + e (g) Es gibt erste, zweite, dritte und höhere Ionisierungsenergien! Die Ionisierungsenergie von Atomen ist eine Funktion des Radius r und der effektiven Kernladung Z eff : IE = f(r, Z eff ) ~ Z eff r Je kleiner der Radius und je höher die Kernladung, desto größer ist die Ionisierungsenergie! 16

17 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

18 Die erste Ionisierungsenergie IE1 Element 2s 2p Ionisierungsenergie Lithium Beryllium Bor Kohlenstoff Stickstoff Sauerstoff Fluor Neon Li Be B C N O F Ne 18

19 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

20 Die Elektronenaffinität - Definition 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! 20

21 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

22 Die Elektronegativität 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: ( D AB ) 1/2 = k A - B Mulliken: 1 ( IE EA) ( IE EA) Allred/Rochow: F e 2 Z r 2 eff EN ist proportional zu F, der elektrostatischen Anziehungskraft. Elektronegativitäten beziehen sich immer auf gebundene Atome, Elektronenaffinitäten auf freie Atome. D = Dissoziationsenergie, IE = Ionisierungsenergie, EA = Elektronenaffinität 22

23 Die Elektronegativität 23

24 Reaktionen der Elemente Periodische Wiederholungen bei der Elektronenbesetzung bewirken gleiche Elektronenanordnungen (Elektronenkonfigurationen) in der Valenzschale Die Elektronenkonfiguration der Valenzschale bestimmt das chemische Verhalten der Elemente 24

25 Periodische Eigenschaften der Elemente 1 H Li Na K Rb Cs Fr* Be Mg Ca Sr Ba Ra* Sc Y La Ac* Ti Zr Hf Rf* Ce Th* V Nb Ta Db* Pr Pa* W Sg* Nd U* Valenzelektronenkonfiguration Ionisierungsenergie Elektronenaffinität Alkalimetalle, M = Li, Na, K, Rb, Cs 2 M + 2 H 2 O 2 MOH + H 2 Erdalkalimetalle, M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba MO + H 2 O M(OH) 2 25

26 Edelgase (Gruppe 18) He Helium 1s 2 Ne Neon [He] 2s 2 2p 6 Ar Argon [Ne] 3s 2 3p 6 Kr Krypton [Ar] 3d 10 4s 2 4p 6 Xe Xenon [Kr] 4d 10 5s 2 5p 6 abgeschlossene Valenzschale (s 2 p 6 ) ist energetisch sehr stabil reaktionsträge Elemente charakteristische Atomemissionen Neon 26

27 Alkalimetalle (Gruppe 1) Li Lithium [He]2s 1 Na Natrium [Ne]3s 1 K Kalium [Ar]4s 1 Rb Rubidium [Kr]5s 1 Cs Caesium [Xe]6s 1 Natrium Konfiguration s 1 in der Valenzschale (1 Elektron zu viel) leichte Abgabe des Elektrons (Bildung von Kationen M + ) (kleine Ionisierungsenergien) große Reaktionsfähigkeit 27

28 Erdalkalimetalle (Gruppe 2) Be Beryllium [He]2s 2 Mg Magnesium [Ne]3s 2 Ca Calcium [Ar]4s 2 Sr Strontium [Kr]5s 2 Ba Barium [Xe]6s 2 Konfiguration s 2 in der Valenzschale (2 Elektronen zuviel) leichte Abgabe der Elektronen, Bildung von Kationen M 2+ große Reaktionsfähigkeit 28

29 Kohlenstoffgruppe (Gruppe 14) C Kohlenstoff [He]2s 2 2p 2 Si Silicium [Ne]3s 2 3p 2 Ge Germanium [Ar]3d 10 4s 2 4p 2 Sn Zinn [Kr]4d 10 5s 2 5p 2 Pb Blei [Xe]5d 10 6s 2 6p 2 Konfiguration s 2 p 2 in der Valenzschale C max. 4-bindig, andere max. 6-bindig C Nichtmetall Si, Ge Halbmetall Sn, Pb Metalle Silizium 29

30 Stickstoffgruppe (Gruppe 15) N Stickstoff [He]2s 2 2p 3 P Phosphor [Ne]3s 2 3p 3 As Arsen [Ar]3d 10 4s 2 4p 3 Sb Antimon [Kr]4d 10 5s 2 5p 3 Bi Bismut [Xe]5d 10 6s 2 6p 3 Konfiguration s 2 p 3 in der Valenzschale (3 ungepaarte p-elektronen) N max. 4-bindig, andere max. 5-bindig 30

31 Chalkogene (Erzbildner, Gruppe 16) O Sauerstoff [He]2s 2 2p 4 S Schwefel [Ne]3s 2 3p 4 Se Selen [Ar]3d 10 4s 2 4p 4 Te Tellur [Kr]4d 10 5s 2 5p 4 Po Polonium [Xe]5d 10 6s 2 6p 4 Konfiguration s 2 p 4 in der Valenzschale (2p Elektronen sind ungepaart, zwei gepaart, es fehlen zwei zum erreichen der Edelgaskonfiguration) Bildung von El 2- Ionen O max. 4-bindig, andere max. 6-bindig 31

32 Halogene (= Salzbildner, Gruppe 17) F Fluor [He]2s 2 2p 5 Cl Chlor [Ne]3s 2 3p 5 Br Brom [Ar]3d 10 4s 2 4p 5 I Iod [Kr]4d 10 5s 2 5p 5 At Astat [Xe]5d 10 6s 2 6p 5 Brom Konfiguration s 2 p 5 in der Valenzschale leichte Aufnahme von einem Elektron Iod (hohe Elektronenaffinität), Bildung von Hal - Ionen große Reaktionsfähigkeit 32

33 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

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