Das Periodensystem. 1. Auflage, WS 2015/16

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1 Das Periodensystem Prof. Dr.-Ing. Jürgen Ulm Fakultät für Technik und Wirtschaft Künzelsau (TW) Studiengang Elektrotechnik Institut für schnelle mechatronische Systeme (ISM) 1. Auflage, WS 2015/16

2 Vorwort Sehr geehrter Leser, ich freue mich über Ihr reges Interesse an der Naturwissenschaft. Mit großer Sorgfalt wurde das vorliegende Skript für Sie erstellt und hoffe, damit Ihre Fragen beantworten zu können. Als populärwissenschaftliche Literatur zum Thema empfehle ich Ihnen das im Anhang A.1 vorgestellte Buch. Gerne können Sie dieses Skript auf Anfrage auch im pdf-format erhalten. Mit freundlichen Grüßen Ihr Jürgen Ulm

3 Inhaltsverzeichnis 1 Elemente und Atommodelle Periodisches System der Elemente Atomhülle der Hauptgruppenelemente Pauli sches Ausschließungsprinzip Reihenfolge der Elektronenbesetzung Hund sche Regel Atomhülle der Nebengruppenelemente A 10 A.1 Literaturempfehlung A.2 Periodensystem Literaturverzeichnis 13

4 Symbole und Abkürzungen Zeichen Bedeutung Einheit K, L, M, N, O, P, Q Bezeichnung der Elektronenschalen s, p, d, f Bezeichnung der Unterschalen l Bahndrehimpulsquantenzahl m magnetische Quantenzahl n Anzahl der Schalen, Hauptquantenzahl s Spinquantenzahl 1

5 Kapitel 1 Elemente und Atommodelle Dem Leser soll ein Einblick in die Ordnung der Elemente verschafft werden. Diese Ordnung ist mit dem Atomaufbau begründet, welcher ansatzweise vorgestellt wird. Der Atomaufbau, insbesondere die Elektronenbesetzung, ist für die chemische und physikalische Eigenschaft eines Elements verantwortlich. 1.1 Periodisches System der Elemente Die von Max Planck und Albert Einstein entwickelte Quantentheorie besagt, dass Energie nicht in beliebig kleine Portionen aufgeteilt werden kann. Ihre kleinsten, nicht mehr teilbaren Einheiten heißen Quanten. Nils Bohr nutzte diese Erkenntnis, um Spektralllinien des Wasserstoffs zu deuten. Nach Bohr befinden sich Elektronen nur auf definierten Schalen der Atomhülle. Bei der Energieaufnahme wird das Elektron entgegen der elektrostatischen Anziehungskraft auf einen höheren Kernabstand (Energiestufe) gehoben. Bei der Energieabgabe folgt der Rücksprung in den ursprünglichen Kernabstand (Energiestufe). Das Elektron kann damit nur auf definierte Kernabstände und damit Schalen springen ([1], S. 122, ff.). Das Bohr sche Atommodell erlaubt die Deutung des Periodensystems aus dem Atombau. In Abb. 1.1 ist ein Auszug aus dem Periodensystem der Elemente ersichtlich. Die Anordnung der Elemente erfolgt in sieben waagerechten Perioden und 18 senkrechten Gruppen, davon acht senkrechte Hauptgruppen und 10 Nebengruppen. Die Periodennummer (1 bis 7) ei- nes Elements entspricht der Zahl der Schalen in der Atomhülle. Die Elektronen auf der jeweils äußersten Schale werden als Außenelektronen bezeichnet. In den Hauptgruppen entspricht ihre Zahl der Nummer der Gruppe (1 bis 8). Eine Ausnahme bildet das Heliumatom in der achten Hauptgruppe. Es weist anstelle acht Außenelek- 2

6 1.2 Atomhülle der Hauptgruppenelemente 3 tronen nur zwei Elektronen auf. Die Position des Elements im Periodensystem wird durch die Ordnungszahl beschrieben. Die Ordnungszahl eines Elements ist gleich der Kernladungszahl (Anzahl der positiven Ladungsträger im Atomkern) und gleich der Anzahl der Elektronen. Die chemischen und physikalischen Eigenschaften der Elemente werden durch die Elektronen bestimmt. Hierzu ein interessanter Internetlink 1 : http : //de.wikipedia.org/wiki/erweitertes P eriodensystem. In A.3 ist das vollständige Periodensystem abgebildet. Abbildung 1.1: Auszug aus dem Periodensystem der Elemente [6] 1.2 Atomhülle der Hauptgruppenelemente In den Schalen der Atomhüllen finden die Elektronen ihre Plätze, welche allerdings begrenzt sind. Die Zahl der in einer Schale platzfindenden Elektronen wird empirisch mit Anzahl Elektronen einer Schale = 2 n 2 errechnet. Dabei ist n die Anzahl der Schalen (Hauptquantenzahl), Die mit K bis Q bezeichnet werden. In Tab. 1.1 erfolgt die Berechnung der maximalen Elektronenzahl 1 Letzter Zugriff am

7 4 Elemente und Atommodelle Tabelle 1.1: Maximale Besetzung der Elektronenschalen Schale Hauptquantenzahl n Zahl der Elektronen = 2n 2 K 1 2 L 2 8 M 3 18 N 4 32 O 5 50 P 6 72 Q 7 98 einer Schale. Weitere Untersuchungen der Atomspektren zeigten, dass die Elektronenschalen in weitere Unterschalen unterteilt werden müssen. Die Elektronen einer Unterschale werden auf so genannte Orbitale verteilt. Ein Orbital kann durch höchstens zwei Elektronen besetzt werden. In Tab. 1.2 werden diese mit ihren Bezeichnungen und der maximalen Anzahl ihrer Elektronen dargestellt ([1], S. 125 f.). Die Bezeichnungen wurden der Spektroskopie entnommen. Die Unterschalen geben die genaue Energielage der Elektronen innerhalb des Energiebereichs einer Schale an. Die Energie einer Unterschale nimmt dabei von den s-elektronen über die p-elektronen sowie von den d-elektronen über die f-elektronen zu. Tabelle 1.2: Unterschalen Unterschale Bezeichnung Anzahl Elektronen Anzahl Orbitale s sharp 2 1 p principal 6 3 d diffuse 10 5 f fundamental 14 7 Des Weiteren sind die vier Quantenzahlen n, l, m und s der Abb. 1.1 zu nennen. Die Quantenzahlen erlauben eine vollständige Beschreibung eines Elektrons in einem Wasserstoffatom. Die ersten drei ergeben sich als Lösung der dreidimensionalen Schrödinger- Gleichung (Wellengleichung) für das Wasserstoffatom. Für Mehrelektronensysteme kann die Lösung der Schrödinger-Gleichung nur noch näherungsweise erfolgen. In Abb. 1.2

8 1.2 Atomhülle der Hauptgruppenelemente 5 sind gewählte Erläuterungen zur Auswertung des Periodensystems beschrieben. Abbildung 1.2: Beschreibung der Elementzustände Die Hauptquantenzahl n misst bei Bohr-Sommerfeld die große Halbachse der Umlaufbahn (a n 2 ). Die Hauptquantenzahl kann jeden beliebigen positiven ganzzahligen Wert annehmen ( n = 1, 2, 3,...). Im Bohr-Sommerfeld-Modell wird davon ausgegangen, dass sich die Elektronen um eine Keppler-Ellipse um den Kern drehen. Die Bahndrehimpulsquantenzahl l steht mit der Form des Orbitals in Zusammenhang. Bei Bohr-Sommerfeld drückt sie die kleine Halbachse der Bahnellipse (Bahndrehimpuls) aus. In der Quantenmechanik ist l = 0 eine völlig kugelsymmetrische Wolke und l = 1, 2,... beschreibt verschiedene Abweichungen von der Kugelsymmetrie. Elektronen mit l = 0, 1, 2, 3 heißen s-, p-, d-, f-elektronen. Die Azimutal- oder Bahndrehimpulsquantenzahl l kann jeden ganzzahligen Wert von 0 bis n-1 (0 l n 1) annehmen. Die magnetische Quantenzahl m beschreibt die Orientierung des Orbitals im Raum. Sie kennzeichnet die Orientierung der Elektronenbahn bzw. Elektronenwolke. Ein umlaufendes Elektron bzw. eine nicht kugelsymmetrische Elektronen- wolke (l /= 0) stellt einen elektrischen Ringstrom dar, mit dem ein magnetisches Moment verbunden ist. Dieses Moment kann zu einer vorgegebenen Richtung (z. B. zur Richtung eines äußeren Magnetfeldes) 2 l+1 Orientierungen einneh- men. Die magnetische Quantenzahl m kann jeden ganzzahligen Wert von -l bis +l ( l m +l) annehmen.

9 6 Elemente und Atommodelle Die Spinquantenzahl s beschreibt die Spinzustände eines Elektrons. Das Elektron hat einen Eigendrehimpuls, den Spin. Dieser kann nur zwei Orientierungen einnehmen, die man durch die Werte + 1 und 1 kennzeichnet. 2 2 Bei obiger Zusammenstellung wurde sich auf [3], S. 342 ff. und [8], S. 648 gestützt. Der Aufbau von Mehrelektronenatomen erfolgt nach dem von Pauli vorgeschlagenen Aufbauprozess ([3], S. 362 ff.). Dieser beinhaltet drei Prinzipien: Pauli sches Ausschließungsprinzip Reihenfolge der Elektronenbesetzung Hund sche Regel Pauli sches Ausschließungsprinzip Zwei Elektronen können nicht dieselbe Quantenzahl n, l, m und s besitzen. Daraus resultiert, dass ein Atomorbital, das durch die Quantenzahl n, l, und m beschrieben wird, maximal zwei Elektronen aufnehmen kann. Dem Elektron wird die quantenme- chanische Größe eine Spinquantenzahl m s zugeordnet. Diese kann entweder m s = + 1 oder m s = 1 2 annehmen ([7], S. 725, f.). Eine häufige Darstellung ist O oder D. Besetzen zwei Elektronen mit der Spinquantenzahl und 2 1 das Orbital, so sind ihre Spins gepaart D (Schreibweise nach Linus Pauling) Reihenfolge der Elektronenbesetzung Die Orbitale werden mit ansteigenden Energien der Reihe nach von Elektronen besetzt. Die maximale Anzahl der Elektronen je Orbital ist der letzten Spalte von Tab 1.2 zu entnehmen. Bei Atomen mit mehr als einem Elektron hängt die Energie bei Fehlen eines äußeren elektrischen oder magnetischen Feldes von n und l ab (von den Größenund Gestaltquantenzahlen), nicht aber von m (magnetische Quantenzahl) Hund sche Regel Wenn Elektronen in Orbitale mit derselben Energie eingebaut werden (z. B. in die fünf 3d-Orbitale), so besetzen sie jedes der zur Verfügung stehenden Orbitale zunächst mit jeweils einem Elektron, bevor eine Paarung von Elektronen in irgendeinem der Orbitale eintritt. Dieses Verhalten lässt sich mit der gegenseitigen Abstoßung der Elektronen

10 1.2 Atomhülle der Hauptgruppenelemente 7 erklären. Zwei Elektronen, von denen sich das eine in einem p x -Orbital und das andere in einem p y -Orbital befinden, sind weiter von einander entfernt als zwei Elektronen gepaart im selben p x -Orbital. Die Konsequenz der Hund schen Regel ist, dass ein halbbesetzter Satz von Orbitalen (jedes Orbital enthält nur ein einziges Elektron) eine besonders stabile Anordnung darstellt. Ein sechstes Elektron ist bei einem Satz von fünf d-orbitalen gezwungen, sich mit einem anderen Elektron in einem schon zuvor besetzten Orbital zu paaren. Die gegenseitige Abstoßung der negativ geladenen Elektronen bedeutet, dass weniger Energie dazu erforderlich ist, dieses sechste Elektron wieder zu entfernen als eines der fünf aus einem Satz von fünf halbgefüllten d-orbitalen herauszunehmen. In ähnlicher Weise ist das vierte Elektron in einem Satz von drei p-orbitalen weniger stark gebunden als das dritte ([3], S. 362 ff.). In Abb. 1.3 wird die Kurzschreibweise erläutert. Zusammen mit Tab. 1.2 kann die Elektronenkonfiguration der Abb. 1.4 interpretiert werden. In Tab. 1.3 sind für ausgewählte Elemente Elektronenkonfigurationen ersichtlich. Abbildung 1.3: Erläuterung der Kurzschreibweise Abbildung 1.4: Elektronenkonfigurationen der ersten zehn Elemente des Periodensystems ([1], S. 126)

11 8 Elemente und Atommodelle Tabelle 1.3: Elektronenkonfiguration ausgewählter Elemente ([4], S. 340) Ordnungszahl Element 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 1 H 1 2 He 2 3 Li Be B C N O F Ne Ar K Ca Fe Co Ni Cu Atomhülle der Nebengruppenelemente In den Nebengruppen des Periodensystems stehen die meisten Metalle (z. B. Mn, Fe, Co, Ni, Cu). Ihre Eigenschaft wird mit der Elektronenbesetzung ihrer Atomhüllen in Verbindung gebracht. Nach dem Einbau der 3p-Elektronen von Aluminium (Al) bis Argon (Ar) erwartet man bei Kalium (K) das erste 3d-Elektron als Außenelektron. Statt dessen kommt es jedoch zur ersten Besetzung des 4s-Orbitals (vgl. Tab. 1.3), ([2], S. 153). In Abb. 1.1 kennzeichnet die Farbe die fortschreitende Besetzung der Elektronenschalen. Die Erklärung ist darin zu begründen, dass ein 4s-Elektron ein niedrigeres Energieniveau einnimmt als ein 3d-Elektron (vgl. Abb. 1.5). Elemente, in deren Atome die Unterschalen innerer Schalen aufgefüllt werden, bezeichnet man als Nebengruppenelemente (vgl. Abb. 1.6).

12 1.3 Atomhülle der Nebengruppenelemente 9 Abbildung 1.5: Energieniveaus einzelner Orbitale ([5], S. 8) Abbildung 1.6: Elektronenkonfiguration ausgewählter Nebengruppenelemente ([2], S. 153)

13 Anhang A A.1 Literaturempfehlung Abbildung A.1: Empfohlenen Literatur 10

14 A.2 Periodensystem 11 Abbildung A.2: Verliehene Auszeichnung A.2 Periodensystem In Abb. A.3 ist das vollständige Periodensystem ersichtlich [Quelle: lernen.de/images/chemie/periodensystem-gross.jpg]. Letzter Zugriff am

15 12 Abbildung A.3: Das Periodensystem

16 Literaturverzeichnis [1] Botsch, W. ; Höfling, E. ; Mauch, J.: Chemie in Versuch, Theorie und Übung; Band 1. Verlag Diesterweg, Sauerländer, 1984 [2] Botsch, W. ; Höfling, E. ; Mauch, J.: Chemie in Versuch, Theorie und Übung; Band 2. Verlag Diesterweg, Sauerländer, 1986 [3] Dickerson, R. ; Gray, H. ; Haight, G.: Prinzipien der Chemie. Walter de Gruyter, 1978 [4] Freytag, K. ; Glaum, E.: Grundzüge der Chemie. Diesterweg, Sauerländer, 1978 [5] Ivers-Tiffee, E. ; v. Münch, W.: Werkstoffe der Elektrotechnik, 10. Auflage. Teubner Verlag, 2007 [6] Kohler, H. ; Fischer, H.: Periodensystem der Elemente. Bayrischer Schulbuch- Verlag München, 1980 [7] Moore, W. ; Hummel, D.: Physikalische Chemie. Walter de Gruyter, 1973 [8] Vogel, H.: Gerthsen Physik. 19. Auflage, Springer Verlag,