1.3. Periodensystem der Elemente

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1 1.3. Periodensystem der Elemente Anordnung der Elemente Periodizität von Eigenschaften Folie Nr. 1 Anordnung der Elemente Historie: Johann Wolfgang Döbereiner (dt. Pharmazeut, ) Döberreiners Triadenregel (1829): Ca-Sr-Ba und Cl-Br-J Berater von Goethe in chemischen Fragen Dmitri Mendelejeff (russ. Chemiker, ) und Lothar Meyer (dt. Chemiker, ) 1869: Periodensystem der Elemente: Grundprinzip: Ordnung nach mittleren Atomgewicht (Ausnahme Te: 127,6 I: 126,9 ) später: nach Protonenzahl Ähnliche Eigenschaften Folie Nr. 2 1

2 Was ist das Periodensystem? Das Periodensystem der Elemente ist eine Anordnung der chemischen Elemente nach steigender Kernladungszahl. Diese ist bei den neutralen Atomen gleich der Anzahl der Elektronen in der Atomhülle. Die Anordnung der Elemente in den horizontalen Perioden und vertikalen Gruppen gibt die Elektronenbesetzung der Atomorbitale nach dem Aufbauprinzip wieder Folie Nr. 3 Periodensystem nach Orbitalen s-block-elemente d-block-elemente p-block-elemente f-block-elemente Bildquelle: Basiswissen Schule Chemie Abitur, Duden-Verlag Folie Nr. 4 2

3 Aufbau des Periodensystems Gruppe VIII Edelgase 2. Periode Bildquelle: Basiswissen Schule Chemie Abitur, Duden-Verlag Folie Nr. 5 Struktur des Periodensystems Gruppe: Anordnung der Elemente mit gleicher Anzahl an Valenzelektronen mit einer nahen chemischen Verwandtschaft Periode: Anordnung der Elemente nach steigender Anzahl an Valenzelektronen, beginnend mit der Elektronenkonfiguration s 1 und mit einer Edelgaskonfiguration endend. Folie Nr. 6 3

4 Die Hauptgruppenelemente 1. Gruppe: Alkalimetalle: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 2. Gruppe: Erdalkalimetalle: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 3. Gruppe: Bor-Gruppe: B, Al, Ga, In, Tl 4. Gruppe: Kohlenstoffgruppe C, Si, Ge, Sn, Pb 5. Gruppe: Stickstoffgruppe N, P, As, Sb, Bi 6. Gruppe: Chalkogene O, S, Se, Te, Po 7. Gruppe: Halogene F, Cl, Br, I, At 8. Gruppe: Edelgase He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Folie Nr. 7 Periodizität der Eigenschaften Periodische Eigenschaften der s- und p-block-elemente: Atom- und Ionenradien Ionisierungsenergien Elektronenaffinität und Elektronegativität Oxidationszahlen Metall- und Nichtmetallcharakter Folie Nr. 8 4

5 Atom- und Ionenradien H. R. Christen, Grundlagen der allgemeinen und anorganischen Chemie Folie Nr. 9 Atom- und Ionenradien - Periodizität Atomradien nehmen innerhalb einer Gruppe zu nehmen innerhalb einer Periode ab Ionenradien nehmen innerhalb einer Gruppe zu (bei gleicher Ladung) nehmen innerhalb einer Periode ab (Ausnahme: Chalkogene, Halogene) Die Radien der Ionen bestimmen ihre Anordnung in Gittern von Festkörpern und damit die Gitterstruktur. Damit können auch die physikalischen Eigenschaften (z.b. Schmelzpunkt, Phasenumwandlungstemperatur) sowie die chemischen Eigenschaften (Reaktivität, Oxidationsempfindlichkeit) von Substanzen bestimmt werden. Folie Nr. 10 5

6 Ionisierungsenergie Was ist die Ionisierungsenergie? Energie, die aufgewendet werden muss, um einen Atom im Grundzustand das am schwächsten gebundene Elektron zu entreißen: Atom (g) Atom + (g) + e - g: gasförmig Wird meist in ev/atom angegeben Zahlenwert immer positiv, da Energie zugeführt werden muss Folie Nr. 11 Ionisierungsenergie - Periodizität Ionisierungsenergien in Abhängigkeit der Ordnungszahl für die Elemente H bis Xe Tendenzen der Ionisierungsenergien im Periodensystem G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr. 12 6

7 Elektronenaffinität Was ist die Elektronenaffinität? Der Energiebetrag, der bei der Aufnahme eines Elektrons durch ein gasförmiges Atom oder Ion freigesetzt oder aufgenommen wird: Atom (g) + e - Atom - (g) g: gasförmig Wird meist in ev/atom bzw. kj/mol angegeben Positiver Zahlenwert: Energie wird aufgenommen Negativer Zahlenwert: Energie wird freigesetzt Folie Nr. 13 Elektronenaffinität - Beispiele Korrelation mit der Abnahme der Atomradien, kleineres Atom besitzt größere Tendenz ein Elektron aufzunehmen als größeres Atom Basiswissen Schule Chemie Abitur, Duden-Verlag Folie Nr. 14 7

8 Elektronegativität Was ist die Elektronegativität (EN)? Maß für das Bestreben eines Atoms, das bindende Elektronenpaar in einer Atombindung (Kovalenzbindung) anzuziehen. Sie wird u.a. von der Kernladung und dem Atomradius bestimmt. Relative Zahlenwerte ermittelt von Linus Pauling aus Bindungsdissoziationsenergien und A.L. Allred und E.G. Rochow Bildquelle: Basiswissen Schule Chemie Abitur, Duden-Verlag Folie Nr. 15 Elektronegativität HG-Elemente G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr. 16 8

9 Elektronegativität Tendenzen in HG G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr. 17 Metall- und Nichtmetallcharakter Metalle sind: 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 und deren Oxide in Wasser sauer reagieren Folie Nr. 18 9

10 Metall- und Nichtmetalle im PSE Bildquelle: Basiswissen Schule Chemie Abitur, Duden-Verlag Folie Nr Chemische Bindungen Bindungsarten Kovalente Bindung Ionenbindung Metallische Bindung Zwischenmolekulare Wechselwirkungen Folie Nr

11 Arten chemischer Bindungen Bindungsarten Atombindung (Kovalenzbindung) Ionenbindung Metallbindung Bindung in Komplexen Intermolekulare Wechselwirkungen polar unpolar Wasserstoffbrückenbindung Van-der-Waals- Kräfte Basiswissen Schule Chemie Abitur, Duden-Verlag Folie Nr. 21 Bindungen und Wirkungen Chemische Bindung Art und Stärke der Wechselwirkung zwischen den Teilchen Chemische Struktur Art (Atome, Ionen, Moleküle) und räumliche Anordnung der Teilchen Eigenschaften Chemisches Reaktionsverhalten und physikalische Eigeschaften Basiswissen Schule Chemie Abitur, Duden-Verlag Folie Nr

12 Atombindung (Kovalenzbindung) Definition: Bei diesem Bindungstyp teilen sich die beteiligten Atome gemeinsam Elektronenpaare, so dass nach außen hin Edelgaskonfiguration erreicht wird. Aus diesem Grund wird die Atombindung auch Elektronenpaarbindung genannt. Die Bindungselektronen werden also Teil der Elektronenhüllen beider Atome. Aus den beiden Atomorbitalen entsteht ein gemeinsames Molekülorbital, das die Atome gleichmäßig umgibt. Da es hierbei zu keiner Ladungsverschiebung wie bei der Ionenbindung kommt, wird dieser Typ auch als homöopolare bzw. unpolare Bindung bezeichnet. Des weiteren ist die Bezeichnung kovalente Bindung gebräuchlich. Atombindungen treten nur zwischen Atomen mit mehr oder weniger elektronegativen Charakter auf. Diese Bindungsart ist also typisch für Nichtmetallatome und somit besonders bedeutsam für die organischen Verbindungen. Folie Nr. 23 Einfachbindungen indungen/img_08.jpg Orbital mit einem Elektron Orbital mit zwei Elektronen Folie Nr

13 Einfachstes Beispiel: Wasserstoff H + H H : H H H = H 2 Elektronenkonfiguration H: 1e - 1s 1 b) a) G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr. 25 Beispiel: Ammoniak NH 3 Lewis-Formel Elektronenpaar Elektronenkonfiguration N: 7e - 1s² 2s² 2p³ Besetzung der Atomorbitale im Stickstoffatom: Bindende Wechselwirkung mit Wasserstoffatomen erfolgt über die drei 2p-Orbitale mit σ - Bindungen G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr

14 Ausbildung von Mehrfachbindungen Wenn zwei Atome über mehr als ein gemeinsames Elektronenpaar verfügen, werden Mehrfachbindungen ausgebildet. Doppelbindungen besitzen zwei (z.b. O 2 - Molekül) und Dreifachbindungen drei (z.b. N 2 ) gemeinsame Elektronenpaare: O 2 : Eine σ-bindung und eine π-bindung: Folie Nr. 27 Beispiel: Stickstoff N 2 N N Lewis-Formel Elektronenpaar Elektronenkonfiguration N: 7e - 1s² 2s² 2p³ Bindende Wechselwirkung mit Wasserstoffatomen erfolgt über die drei 2p-Orbitale mit einer σ Bindung und zwei π - Bindungen Konvention: z-achse ist Kern Kern- Verbindungsachse G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr

15 Lewis-Formeln geben in ihrer Schreibweise nur die äußersten Elektronen, als Valenzelektronen wieder werden auch als Valenzstrichformeln bezeichnet (Oktettregel: 8 Elektronen in Edelgaskonfiguration, Atome sind bestrebt, Edelgaskonfiguration zu erreichen) Für jedes Atom maximal 4 Elektronenpaare möglich maximal 4 Bindungspartner Beispiele für Lewis-Formeln: Blausäure: H C N Kohlendioxid O=C=O Chlor: Cl Cl Folie Nr. 29 Zeichnen von Lewis-Formeln 1. Alle Valenzelektronen der Atome in einem Molekül addieren 2. Aufschreiben aller Atome in einem Molekül 3. Verbinden der Atome mit einem Strich (Einfachbindung) Welches Atom ist mit welchem verbunden? 4. Lewis-Formel in Mehrzahl der Fälle in Einklang mit der Oktettregel (entsprechende Elektronenverteilung). Nach Schritt zwei sind die übrigen Elektronen so zu verteilen, das jedes Atom das Elektronenoktett aus Bindungselektronen oder freien Elektronenpaaren erhält (In der dritten oder höheren Periode kann das Zentralatom auch mehr als ein Elektronenoktett haben: z.b. SF 6 ) 5. Wenn nicht genügend Elektronen für ein Elektronenoktett vorhanden sind, sollten Mehrfachbindungen ausgebildet werden. Folie Nr

16 Übungsbeispiele für Lewis-Formeln 1. HCN 1. Summe der Valenzelektronen H: 1, C: 4 N: 5 2. Bindungsbildung C-Atom in der Mitte H-C-N 3. Ergänzen Elektronenoktett: noch 6 Elektronen frei Stickstoff besitzt ein freies Elektronenpaar 4. Daher nur eine Möglichkeit: H-C N 2. PCl 3 1. Summe der Valenzelektronen P: 5 Cl: 7 Summe: Bindungsbildung P-Atom zentrales Atom Cl-P-Cl Cl 3. Ergänzen der Elektronenoktetts: Cl-P-Cl Cl Folie Nr. 31 Möglichkeiten für Lewis-Formeln Lösungsmöglichkeit Konzept der Formalladungen Zwei Zuordnungen: 1. Alle freien Elektronen werden dem Atom zugeordnet, von dem sie stammen 2. In jeder kovalenten Bindung werden die Elektronen zwischen beiden Bindungspartner gleichmäßig aufgeteilt Die Formalladung entsteht durch Subtraktion der Anzahl der Valenzelektronen des jeweiligen Atoms von der Anzahl der zugeordneten Elektronen Kohlendioxid: O=C=O O-C O Valenzelektronen: dem Atom zugeordn. Elektronen Formalladung: Folie Nr