Fortsetzung der Erkundungen im Periodensystem

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1 Fortsetzung der Erkundungen im Periodensystem

2 Wiederholung Für die chemischen Eigenschaften der Elemente sind die Elektronen der äußersten Schale verantwortlich Valenzorbitale Valenz- oder Außenelektronen Die äußerste mit Elektronen besetzte Schale ist die Schale mit der größten Energie Für die Belegung der Orbitale mit Elektronen gilt die Spinregel sowie die Hundsche Regel Elemente mit ähnlicher Valenzelektronenstruktur besitzen ähnliche chem. Eigenschaften Hauptgruppen (z.b. Alkali-Metalle, Chalkogenide, Halogenide, Edelgase) Diese Gesetzmäßigkeiten bestimmen die empirisch gefundene Struktur des Periodensystems der Elemente (Dmitri Mendelejew, Lothar Meyer, 1869) Chemie bedeutet den Austausch von Elektronen zwischen Atomen, wobei sich die energetischen Zustände ändern können (z.b. Bindungszustände Moleküle, Ionenund Kristallgitter) Im Prinzip ist Chemie durch die Quantenphysik determiniert. Die unendliche Vielfalt der chemischen Verbindungen und ihrer Umwandlungsprozesse ist jedoch durch den reduktionistischen Ansatz der Physik allein nicht zu erfassen.

3 Elektronenstruktur und Periodensystem Valenzorbitale Hauptgruppenelemente s Alkalimetalle, Erdalkalimetalle, s, p und d Übergangsmetalle s und p Metalle, Halbmetalle, Nichtmetalle s, p, d und f Lanthanide Aktinide (Nebengruppenelemente)

4 Geographie des Königreichs der Elemente

5 Heutiges Thema: Die physische Geographie / Geomorphologie des Königreichs Wie verteilen sich bestimmte Eigenschaften über die Regionen? 1. Die Masse Die Masse der Atome einer Region ergeben sich aus der Summe der Massen ihrer Kernbestandteile: Atomkerne bestehen aus Protonen und Neutronen Die Atommassen liegen zwischen 10^-31 und 10^-29 kg Vergleichswert: Relative Atommasse Wasserstoff = 1 Kohlenstoff =12 Uran = 238 Messungen ergeben aber Werte, die von diesen hier aus der Massezahl abgeleiteten Werten z.t. signifikant abweichen. Kartographie der Massen: Jeder Region wird eine relative Atommasse als Höhe zugeordnet

6 Die Landschaft der relativen Atommassen Stichwort Isotope und Isotopengemische Man würde gleichmäßige Anstiege erwarten, es gibt aber Abweichungen (z.b. zwischen Jod und Tellur oder Rubidium/Strontium und Yttrium)

7 Die (relative) Atommasse ist offensichtlich kein grundlegendes Ordnungsmerkmal des Königreichs. Sie muß aber mit diesem Ordnungsmerkmal zusammenhängen, da sie die Tendenz eines gleichmäßgen Anstiegs widerspiegelt. Wie sieht es mit dem Atomdurchmesser aus? d ~ 0.3 nm 1 Uranatom ist nur ~ 3 x größer als ein H-Atom Der Atomdurchmesser kann auch nicht das grundlegende Ordnungselement sein

8 Die Landschaft der mittleren Dichte Die größte Dichte haben jeweils die Metalle der Landenge Alkalimetalle (große Atomdurchmesser) besitzen eine geringe Dichte) Dichte der verfestigten Stoffe (auch Gase) Große Masse in kleinem Volumen = große Dichte

9 Ionen elektrisch geladene Atome Verliert ein Atom Elektronen, wird es elektrisch positiv geladen Kationen Nimmt ein Atom Elektronen auf, wird es elektrisch negativ geladen Anionen Die Energie, die benötigt wird, um aus einem neutralen Atom ein Ion zu machen, nennt man Ionisationsenergie des Atoms. Sie wird gewöhnlich in ev gemessen. Ionisationsenergie von Wasserstoff: 13.6 ev Die (ersten) Ionisationsenergien der Elemente variieren etwa zwischen 4 ev (Cs) und 15 ev (He).

10 Die Landschaft der ersten Ionisationsenergie Metalle -> Nichtmetalle Westen -> Kationen Osten -> kaum Kationen Je größer ein Atom ist, desto leichter kann er ein Elektron abgeben Alkali-Metalle: 5.4 ev (Li) bis 3.9 ev (Cs) die Stärke der Reaktivität der Alkali-Metalle hängt von ihrer Fähigkeit ab, ihr einziges Valenzelektron abzugeben

11 Bildung von Anionen Anionen bilden sich, wenn ein Atom Elektronen aufnimmt. Die Fähigkeit, Elektronen aufzunehmen, nennt man Elektronenaffinität Die Aufnahme von Elektronen kann Energie frei setzen (positive Elektronenaffinität) oder Energie benötigen (negative Elektronenaffinität) Erste Elektronenaffinität

12 Landschaft der Elektronenaffinität Die Edelgase besitzen (überwiegend) negative Elektronenaffinitäten Hohe Elektronenaffinitäten korrelieren mit kleinem Atomdurchmesser

13 Die Metalle

14 Eigenschaften von Metallen Metalle sind durch folgende Eigenschaften charakterisiert: 1. durch eine hohe elektrische Leitfähigkeit, die mit steigender Temperatur abnimmt 2. durch eine sehr hohe Wärmeleitfähigkeit, die mit der elektrischen Leitfähigkeit korreliert 3. durch eine sehr gute Verformbarkeit (lassen sich schmieden ) 4. durch metallischen Glanz 5. hoher Schmelzpunkt 6. Undurchsichtig im optischen Bereich Im Periodensystem unterscheidet man a) Alkalimetalle (ein Valenzelektron) b) Erdalkalimetalle (zwei Valenzelektronen) c) Übergangsmetalle (Valenzelektronen füllen d-orbitale auf) e) Metalle / Halbmetalle (Übergangszone zu Nichtmetallen) f) Lanthanide und Aktinide (Valenzelektronen füllen f-orbitale auf) s- Block d- Block p- Block f- Block

15 Elektronenstruktur Metalle können relativ leicht Elektronen abgeben und einfach oder zweifach positiv geladene Kationen bilden werden die Elektronen nicht von Elementen hoher Elektronenaffinität aufgenommen (z.b. Halogene), bilden sie zwischen den Kationen, die ein Kristallgitter hoher Koordinationszahl ausbilden, ein (entartetes) Gas aus frei beweglichen Elektronen Die Bindung zwischen der in Form eines dreidimensionalen Gitters angeordneten Metall-Kationen ergibt sich aus der Wechselwirkung mit den ungebundenen freien Elektronen, die sich zwischen den Atomrümpfen frei bewegen können. Metallische Bindung

16

17 Das freie Elektronengas im Metall Elektronen sind Fermionen, die in einem metallischen Festkörper ein entartetes Fermigas bilden ungebundene Elektronen sind delokalisiert, d. h. sie können keinen Metallatom (genauer Orbital) mehr zugeordnet werden (beträchtliche Bindungsenergie) Die Anzahl der abgegebenen Elektronen ist kleiner als die Koordinationszahl des Atoms im Gitter (z.b. 8 bei kubischen Gitter) sie besitzen eine positive Energie (Bindungszustände sind negativ) Energetisch werden sie dem Leitungsband zugeordnet, eine dichte Folge von Energieniveaus, die teilweise mit Elektronen besetzt sind Die Elektronen im Leitungsband sind entartet, da ihre Fermi-Energie weit oberhalb der thermischen Energie k*t liegt (k Boltzmannkonstante)

18 Erklärung der Eigenschaften der Metalle durch eine hohe elektrische Leitfähigkeit, die mit steigender Temperatur abnimmt Da die Elektronen im Leitungsband frei beweglich sind, können sie unter dem Einfluß einer Potentialdifferenz fließen, d.h. einen elektrischen Strom ausbilden. Steigt die Temperatur, dann schwingen die Atomrümpfe (Kationen) stärker um ihre Gleichgewichtslage und behindern somit den Stromfluß: elektrischer Widerstand durch eine sehr hohe Wärmeleitfähigkeit, die mit der elektrischen Leitfähigkeit korreliert Da der Wärmetransport in Metallen in erster Linie durch das Elektronengas vermittelt wird, besteht ein direkter Zusammenhang zwischen elektrischer und thermischer Leitfähigkeit (Wiedemann-Franzsche Gesetz) durch eine sehr gute Verformbarkeit (lassen sich schmieden ) Die Atome in einem Metallgitter können unter Krafteinwirkungl eicht entlang der Gitterflächen verschoben werden hohe Duktilität

19 durch metallischen Glanz und Undurchsichtigkeit im optischen Bereich Da die Elektronen im Leitungsband im Prinzip jede Energie annehmen können (Kontinuumszustände), können sie quasi mit dem eintreffenden elektromagnetischen Feld mitschwingen und auf diese Weise fast die gesamte Strahlung wieder reemittieren (gilt nicht für Röntgenstrahlung). Daraus ergibt sich der Metallglanz. hoher Schmelzpunkt Durch die Delokalisierung der Elektronen wird eine starke metallische Bindung erzeugt, die durch thermischen Einfluß nur schwer aufzulösen ist Wolfram: Schmelzpunk ~ 3422 C Metallbindungen spielen erst seit entwicklungsgeschichtlich äußerst kurzer Zeit in der Biologie (genauer Medizin) eine Rolle, und zwar in Form von künstlichen Hüftprothesen aus Titan... Metallbindungen sind unerläßlich, wenn Lebewesen ihren Heimatplaneten verlassen möchten...

20 Nächstes Mal: Chemische Bindungen und chemische Reaktionen

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