Anordnung der Elemente nach aufsteigender Atommasse, Gesetz der Periodizität (Lothar Meyer, Dmitri Mendelejew, 1869)

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1 1.2 Periodensystem der Elemente Anordnung der Elemente nach aufsteigender Atommasse, Gesetz der Periodizität (Lothar Meyer, Dmitri Mendelejew, 1869) Periode I a b 1 H 1,0 2 Li 6,9 3 Na 23, K 39,1 Cu 63,5 Rb 85,5 Ag 107,9 Cs 132,9 Au 197,0 II a b Be 9,0 Mg 24,3 Ca 40,1 Zn 65,4 Sr 87,6 Cd 112,4 Ba 137,3 Hg 200,6 III a b B 10,8 Al 27,0 Sc 45,0 Ga 69,7 Y 88,9 In 114,8 La* 138,9 Tl 204,4 IV a b C 12,0 Si 28,1 Ti 47,9 Ge 72,6 Zr 91,2 Sn 118,7 Hf 178,5 Pb 207,2 V a b N 14,0 P 31,0 V 50,9 As 74,9 Nb 92,9 Sb 121,8 Ta 180,9 Bi 209,0 Gruppe VI a b O 16,0 S 32,1 Cr 52,0 Se 79,0 Mo 95,9 Te 127,6 W 183,9 VII a b F 19,0 Cl 35,5 Mn 54,9 Br 79,9 Tc I 126,9 Re 186,2 Fe 55,8 Ru 101,1 Os 190,2 VIII a Co 58,9 Rh 102,9 Ir 192,2 Ni 58,7 Pd 106,4 Pt 195,1 b He 4,0 Ne 20,2 Ar 39,9 Kr 83,8 Xe 131,3 Po At Rn 7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun * Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

2 Die Eigenschaften wiederholen sich periodisch, ähnliche Elemente stehen in senkrechten Spalten Gruppen. Die Entdeckung weiterer Elemente ist zu erwarten (Ga, Ge). Im Ordnungsprinzip sind Widersprüche bei den Elementen Co-Ni, Te-I, (Ar-K) vorhanden.

3 Ordnungsprinzip Elektronenkonfiguration Die periodische Wiederholung analoger Elektronenkonfigurationen führt zum periodischen Auftreten ähnlicher Elemente (Periodensystem, Bildung von Haupt- und Nebengruppen). Infolge des Aufbauprinzips wird die Anzahl an Elementen in den einzelnen Perioden verständlich. Zur Systematisierung der Elemente sind Blockbildungen in Abhängigkeit der aufgefüllten Unterschale (Orbitaltyp) sinnvoll.

4 E Energieniveaus der Elektronen der ersten vier Schalen 7 x 4f 4d n = 4 4p 3d n = 3 n = 2 4s 3s 2s 3p 2p n = 1 1s

5 Elektronenkonfiguration der Elemente - Blockbildungen nach dem Aufbauprinzip np 1 np 2 np 3 np 4 np 5 np 6 ns 1 ns 2 nd x, nf y ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d* 6p 7s 6d 7p * 4f 5f

6 Elementblock Elektronenkonfiguration der Außenschale Zuordnung, Eigenschaften Edelgase 1s 2 ; ns 2 np 6 Einatomige, reaktionsträge Gase Hauptgruppenelemente Übergangsmetalle Lanthanoide (seltene Erden), Actinoide s-block, Besetzung der ns- Unterschale p-block, Besetzung der np- Unterschale d-block, Besetzung der nd- Unterschale (d- und s-valenzelektronen) f-block, innere Übergangselemente, (f-, d- und s- Valenzelektronen) Alkali- und Erdalkalimetalle Metalle und Nichtmetalle Übergangsmetalle, meist paramagnetisch, Verbindungen häufig paramagnetisch und farbig Paramagnetische Metalle, Verbindungen häufig paramagnetisch und farbig

7 Bedeutung der Valenzelektronen Die Hauptgruppennummer gibt die Anzahl der Valenzelektronen an. Die chemische Ähnlichkeit der Elemente einer Gruppe beruht auf ihrer identischen Valenzelektronenkonfikonfiguration. Valenzelektronen: Valenzelektronenkonfiguration: Alle Elektronen der Außenschale n Besetzung der Außenschale n Edelgaskonfiguration: Vollbesetzte Außenschale Stabile Elektronenkonfiguration: Halb- und vollbesetzte Unterschale Edelgase Übergangsmetalle

8 Stabile Elektronenkonfigurationen Edelgase ns 2 np 6 Übergangsmetalle 24 Cr: [Ar] 3d 5 4s 1 statt [Ar] 3d 4 4s 2 29 Cu: [Ar] 3d 10 4s 1 statt [Ar] 3d 9 4s 2 Magnetismus von Festkörpern Diamagnetismus keine ungepaarten Elektronen, Abstoßung von äußerem Magnetfeld Paramagnetismus ungepaarte Elektronen mit magnetischen Momenten, Anziehung von äußerem Magnetfeld Ferromagnetismus magnetische Momente einzelner Teilchen in "Weissschen Bezirken" parallel ausgerichtet (Gleichrichtung durch äußeres Magnetfeld Permanentmagnet)

9 Hauptgruppennummer und stöchiometrische Wertigkeit 1) (H: stöchiometrische Wertigkeit = 1 ; O: stöchiometrische Wertigkeit = 2) Wertigkeit Hauptgruppe I II III IV V VI VII VIII Höchste Wertigkeit gegenüber Sauerstoff I II III IV V VI VII VIII Sauerstoffverbindung Na 2 O CaO Al 2 O 3 SiO 2 N 2 O 5 SO 3 Cl 2 O 7 XeO 4 Wertigkeit gegenüber Wasserstoff I II III IV III II I - Wasserstoffverbindung NaH CaH 2 AlH 3 CH 4 NH 3 SH 2 2) ClH 3) - 1) 2) Stöchiometrische Wertigkeit: Anzahl der H-Atome, die von einem Atom gebunden oder ersetzt werden können H 2 S 3) HCl

10 Aufstellen von Formeln mit Hilfe der stöchiometrischen Wertigkeit s. 2.2 Bindigkeit

11 Änderung wichtiger Eigenschaften von Hauptgruppenelementen in einer Periode Eigenschaft Außenelektronenkonfiguration Hauptgruppe I II III IV V VI VII ns 1 ns 2 ns 2 np 1 ns 2 np 2 ns 2 np 3 ns 2 np 4 ns 2 np 5 Außenelektronen Atomradius Ionisierungsenergie Tendenz zur Bildung von Kationen Tendenz zur Bildung von Anionen Metallcharakter/ Basizität der Oxide 1) Nichtmetallcharakter /Acidität der Oxide 1) 1) s. 5.3

12 Atomradius r Der Atomradius wird aus der Bindungslänge (Abstand zwischen den Kernen) in Molekülen bestimmt (Kovalenzradius). Cl Cl = 198 pm (Chlor) r Cl = 99 pm C C = 154 pm (Diamant) r C = 77 pm Innerhalb einer Periode erfolgt der Einbau von Elektronen (q 1 ) in die gleiche Schale mit nahezu gleichem Abstand vom Kern (l). Durch zunehmende Kernladungszahl (q 2 ) erfolgt eine stärkere Anziehung der Elektronen.

13 Verlauf einiger Atomradien 1) (in pm) (Brown, LeMay, Bursten, 2007) ) kovalenter Radius

14 Radioaktiver Zerfall (Antoine Henri Becquerel, 1896) Neben den leichteren Elementen Technetium (Te) und Promethium (Pm) sind alle Elemente mit einer Kernladungszahl Z > 83 nicht stabil (Neutronen/Protonen > 1,5). Sie zerfallen unter Aussendung von radioaktiver Strahlung (hauptsächlich α-, β- und/oder γ- Strahlung) in stabilere Elemente. Auf diese Weise können radioaktive Zerfallsreihen entstehen. Die Halbwertszeit t 1/2 gibt die Zeit an 1), nach der die Hälfte einer bestimmten Menge eines radioaktiven Nuclids zerfallen ist. Sie variiert zwischen s und a! Die Strahlungsmenge, die aus einer Probe pro Zeiteinheit austritt 2), die (Radio-)Aktivität a, entspricht der Anzahl an Kernreaktionen pro Zeiteinheit und wird in Becquerel angegeben (veraltet Curie). mittlere Anzahl an Atomkernen, die pro Sekunde zerfallen 1 Bq = 1 s -1 1 Ci = 3, Bq 1) unabhängig von der Masse der Probe 2) abhängig von der Masse und der Halbwertszeit

15 Radioaktiver Zerfall chemischer Elemente 1) 1H Elemente ohne stabile Isotope 2He Einige Elemente mit natürlich vorkommenden 3Li 4Be radioaktiven Isotopen 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 11Na 12 Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18 Ar 19K 20Ca 21 Sc 22 Ti 23V 24Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 37Rb 38 Sr 39Y 40Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53I 54Xe 55Cs 56 Ba 57 La 72 Hf 73 Ta 74W 75Re 76 Os 77Ir 78Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 87Fr 88Ra 89 Ac 90 Rf 91 Db 92 Sg 93 Bh 94 Hs 95 Mt 96 Ds 58Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68Er 69Tm 70Yb 71Lu 90Th 91 Pa 92U 93Np 94 Pu 95 Am 96 Cu 97 Bk 98 Cf 99Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr 1) Es existieren ca. 100 natürliche radioaktive Nuclide primordiale Nuklide 238 U, 40 K (t 1/2 > a) radiogene Nuklide 222 Rn kosmogene Nuklide 14 C 3H

16 Halbwertszeit und Aktivität 1) Isotop Halbwertszeit Aktivität/Masse I Tage Bq/mg Cs Jahre Bq/mg Pu Jahre Bq/mg U Jahre 80 Bq/mg U Jahre 12 Bq/mg Th Jahre 4 Bq/mg 1) ( Je kürzer die Halbwertszeit, desto größer ist bei gegebener Substanzmenge die Aktivität.

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