Grundlagen des Periodensystems der Elemente

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1 Aus der regelmäßigen Wiederholung ähnlicher Eigenschaften der Elemente leitete Mendelejew das Gesetz der Periodizität ab. Diese Periodizität liegt im Aufbau der Atomhülle begründet. Atomradius Als Atomradius eines Elements wird der halbe Abstand zwischen den Kernen zweier benachbarter Atome des selben Elements bezeichnet wenn diese kovalent gebunden sind. Die Atomradien der Hauptgruppenelemente nehmen innerhalb einer Periode von den leichteren zu den schwereren Elementen ab. Innerhalb einer Gruppe nimmt der Atomradius von den leichten Elementen (oben) zu den schwereren zu weil mit jeder Periode eine Elektronenschaleschale dazu kommt. 1

2 Atomgrößen und Metallcharakter 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 2

3 Atomradius bei Ionen Cl - Cl Anion > Atom > Kation Na Na + 3

4 Ionisierungsenergie Die 1. Ionisierungsenergie ist die Energie, die erforderlich ist, um aus einem Atom im Gaszustand ein Elektron zu entfernen. Die Ionisierungsenergie steigt innerhalb einer Periode und sinkt innerhalb einer Gruppe. A(g) A + (g) + e - E = I E Metalle besitzen geringe Ionisierungsenergien und bilden leicht positive Ionen. Nichtmetalle bilden wegen ihrer hohen Ionisierungsenergien nur schwer positive Ionen. 4

5 Elektronenaffinität Der Energiebetrag, der bei der Aufnahme eines Elektrons durch ein gasförmiges Atom oder Ion abgegeben oder verbraucht wird, ist die Elektronenaffinität. A(g) + e - A - (g) E = E A Elektronegativität (EN) Die Elektronegativität ist ein Maß für das Bestreben eines Atoms, das bindende Elektronenpaar in einer Atombindung (kovalenten Bindung) anzuziehen. unpolare Bindung polare Bindung H : H H H H Br H : Br Metalle besitzen niedrige Werte für die Elektronegativität, Nichtmetalle haben hohe EN - Werte 5

6 Elektronegativitätsdifferenz und Bindungsart Differenz der EN Werte < 0,2 0,2 1,5 1,5-2 >2,0 ionischer Bindungsanteil < 1 % 1 43 % % > 63 % Bezeichnung der Bindung unpolare Atombindung polare Atombindung stark polare Bindung Ionenbindung Beispiele N 2, O 3, S 8 CO 2, NH 3 AlCl 3, SiO 2 NaF, CaO 6

7 Wertigkeit Die Wertigkeit gibt an, wie viele Fluor oder Wasserstoffatome ein Atom oder Ion eines Elements theoretisch binden oder ersetzen kann. Die Wertigkeit wird hauptsächlich von der Valenzelektronenkonfiguration der Elemente bestimmt und auch als Valenz bezeichnet. Hauptgruppe I II III IV V VI VII VIII Wertigkeit XeO 4 7 I 2 O 7 6 TeO 3 5 Sb 2 O 5 4 SnO 2 3 In 2 O 5 2 SrO 1 Rb 2 O 7

8 Die Wertigkeit der Elemente unterliegt dem Gesetz der Periodizität. Die Wertigkeit bezüglich Sauerstoff nimmt von der I zur VII Hauptgruppe zu. Beispiel: 3. Periode Hauptgruppe I II III IV V VI VII Oxid Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 P 2 O 5 SO 3 Cl 2 O 7 Wertigkeit I II III IV V VI VII 8

9 Die Wertigkeit der Elemente unterliegt dem Gesetz der Periodizität. Die Wertigkeit gegenüber Wasserstoff gibt an, wie viele H-Atome ein Element binden kann. Wasserstoff ist immer einwertig. Beispiel: 2. Periode Hauptgruppe I II III IV V VI VII H - Verbindung LiH BeH 2 BH 3 CH 4 NH 3 H 2 O HF Wertigkeit I II III IV III II I 9

10 Metall und Nichtmetalleigenschaften Metalle sind die Elemente mit niedriger Ionisierungsenergie, die eine hohe Tendenz zur Bildung von Kationen aufweisen und deren Oxide mit Wasser basische Lösungen bilden. Nichtmetalle sind Hauptgruppenelemente mit relativ hoher Elektronegativität, die bevorzugt Anionen oder Molekülverbindungen bilden. Die Oxide der Gruppe reagieren mit Wasser sauer. 10

11 Metall und Nichtmetalleigenschaften basische und saure Eigenschaften Aus dem PSE können Aussagen über die Reaktionen der Oxide der Elemente mit Wasser abgeleitet werden. Die Oxide reagieren periodisch wiederkehrend basisch (alkalisch) oder sauer. Metalloxid + Wasser Metallhydroxid Nichtmetalloxid + Wasser Säure Stärke von Säuren und Basen am Beispiel der 3. Periode Hauptgruppe I II III IV V VI VII Säure bzw. Base NaOH Mg(OH) 2 Al(OH) 3 H 4 SiO 4 H 3 PO 4 H 2 SO 4 HClO 4 basisch sauer 11

12 d Block Elemente Die Besetzung der d-orbitale, die den Charakter innerer Niveaus besitzen, führt dazu, dass die Eigenschaftsunterschiede innerhalb der d Block Elemente deutlich geringer sind als bei den s und p Block Elementen und dass die weniger ausgeprägt ist. 12

13 f Block Elemente Die f Block Elemente haben die allgemeine Valenzelektronenkonfiguration ns², (n- 1)d1, (n-2)f1 bis f14. Sie folgen den Elementen Lanthan bzw. Actinium in der 6. und 7. Periode des PSE und werden Lanthanoide genant. 13

14 erste Ionisierungsenergie 30 Ionisierungsenergie Lanthanid 86 s-block p-block d-block f-block Actinide Elementnummer 14

15 Kovalenzradius 250 Kovalenzradius [pm] Lanthanid 86 Actinide s-block p-block d-block f-block Elementnummer 15

16 Atomradius Actinide Atomradius [pm] Lanthanid s-block p-block d-block f-block Elementnummer 16

17 Ionenradius Actinide Ionenradius [pm] Lanthanid s-block p-block d-block f-block Elementnummer 17

18 Elektronegativität 4,5 4 Actinide 3,5 Elektronegativität 3 2,5 2 1,5 Lanthanid s-block p-block d-block f-block 1 0, Elementnummer 18

19 Schmelzpunkte Actinide Temp. [ C] Lanthanid s-block p-block d-block f-block Elementnummer 19

20 Siedepunkte Actinide Temp. [ C] Lanthanid s-block p-block d-block f-block Elementnummer 20

Welches Element / Ion hat die Elektronenkonfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Geben Sie isoelektronische Ionen zu den folgenden Atomen an

Welches Element / Ion hat die Elektronenkonfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Geben Sie isoelektronische Ionen zu den folgenden Atomen an Übung 05.11.13 Welches Element / Ion hat die Elektronenkonfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 Ne / F - / O 2- / N 3- / Na + / Mg 2+ / Al 3+. Welches Element / Ion hat die Elektronenkonfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 3s

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