PERIODENSYSTEM UND ELEKTRONEN (FMS)

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1 KSO PERIODENSYSTEM UND ELEKTRONEN (FMS) Skript Periodensystem und Elektronen (FMS) V1.0 01/15 MMo / edited by Bor

2 1 INHALTSVERZEICHNIS "PERIODENSYSTEM DER ELEMENTE" 1. Periodensystem der Elemente Einleitung Geschichte der Elemente Vor Nach Heute Zukunft Aufbau des PSE Anomalie im PSE Hinweise und Fragen zur Tabelle I Energieniveaus der Elektronen Die Elektronenkonfiguration und das PSE Elektronen in der Atomhülle Ionisierung Definition Ionisierungsenergie Ionisierungsenergie & Kernladungszahl Ionisierungsenergie & Atomradius Weitere Ionisierungsenergien Die Elektronenaffinität Definition Zusammenfassung Valenzelektronen Edelgaskonfiguration Definition Metalle, Halbmetalle & Nichtmetalle Metalle Nichtmetalle Halbmetalle... 18

3 2 1. Periodensystem der Elemente 1.1 Einleitung Im vorherigen Skript haben Sie einige Atommodelle und die Radioaktivität kennen gelernt. Zudem haben Sie mit der Isotopentafel gearbeitet und natürlich stand Ihnen auch Ihr Periodensystem der Elemente (PSE) zur Verfügung. Haben Sie Sich aber eigentlich schon einmal gefragt, wie das PSE überhaupt aufgebaut ist? Wieso es genau diese Struktur hat? Mit diesen beiden Fragen wird sich dieses Skript auf den nachfolgenden Seiten beschäftigen. 1.2 Geschichte der Elemente Um zu verstehen, wie um 1860 das Periodensystem in seiner heutigen Form entstanden ist, drehen wir das Rad der Zeit zurück Vor 1800 Einige Elemente waren schon seit der Zeit des Römischen Reiches (oder noch früher) bekannt, nur ist die Datierung der Entdeckung dieser Elemente ziemlich schwierig. Bis im 18. Jahrhundert waren erst 15 Elemente bekannt und erforscht. Dazu gehören die Metalle Eisen (26), Kupfer (29), Zink (30), Arsen (33), Silber (47), Zinn (50),

4 3 Antimon (51), Platin (78), Gold (79), Quecksilber (80), Blei (82) und Bismut (83) und die Nichtmetalle Kohlenstoff (6), Phosphor (15) und Schwefel (16) Nach 1800 Die meisten Elemente wurden erst im 19. Jahrhundert entdeckt und beschrieben. Anfangs des 20. Jahrhunderts (je nach Quelle) fehlten von den natürlich vorkommenden Elementen nur Technetium* (43), Europium (63), Lutetium (71), Hafnium (72), Rhenium (75), Astat* (85), Radon* (86), Francium* (87), Protactinium* (91), Neptunium* (93) und Plutonium* (94) Heute Wissenschaftler versuchen heutzutage, die Entstehung der Welt nachzuvollziehen. Dazu gehört auch das Verständnis über den Urknall und die damit verbundene Geburt aller Elemente. Aus diesem Grund versuchen Sie, in kompliziert aufgebauten Teilchenbeschleunigern neue Elemente zu synthetisieren. Einer der weltweit grössten Teilchenbeschleuniger ist am CERN in Genf aufgebaut. Er hat einen Durchmesser von knapp 9 km! Am CERN in Genf wird aber nicht an der Synthese neuer Elemente gearbeitet. Diesem Thema haben sich andere Forschungsgruppen in den USA, in der ehemaligen Sowjetunion und Deutschland gewidmet. Auf diese Weise wurden die folgenden Elemente mit den Ordnungszahlen 95 bis 112 entdeckt bzw. hergestellt. Aus diesem Grund werden diese Elemente als künstliche Elemente bezeichnet. Americium, Curium, Berkelium, Californium, Einsteinium, Fermium, Mendelevium, Nobelium, Lawrencium, Rutherfordium, Dubnium, Seaborgium, Bohrium, Hassium, Meitnerium, Darmstadtium, Röntgenium, Copernicium, Ununtrium, Flerovium, Livermorium. Sie sind allesamt radioaktiv mit immer kürzer werden Halbwertszeiten, so dass auch der Nachweis mit zunehmender Masse immer schwerer wird Zukunft Momentan werden die Elemente Ununtrium (113), Ununpentium (115), Ununseptium (117) und Ununoctium (118) erforscht. Ein Ende der Erweiterung des heutigen PSE ist (noch) nicht

5 4 in Sicht. Natürlich versucht man auch noch mehr über die erst kürzlich entdeckten Elemente Flerovium und Livermorium herauszufinden. 1.3 Aufbau des PSE Die 114 bis heute erforschten Elemente sollten aber aus Gründen der besseren Übersichtlichkeit irgendwie angeordnet werden. Dieses Problem wurde schon vor 150 Jahren erkannt. Der deutsche Arzt und Chemiker Lothar Meyer ( ) und der russische Chemiker Dmitri Iwanowitsch Mendelejew ( ) erarbeiteten um 1860 unabhängig voneinander an einer tabellarischen Zusammensetzung der bis damals bekannten Elemente, dem heutigen Periodensystem der Elemente. Das Element 101 wurde aus diesem Grund zu Ehren von Mendelejew benannt; Mendelevium. Bilder: de.wikipedia.org; cc.uni-paderborn.de Wie sind die beiden Wissenschaftler beim Zusammenstellen des Periodensystems der Elemente wohl vorgegangen? Aufgabe I Legen Sie alle Periodensysteme weg und bilden Sie Gruppen von vier oder fünf Personen. Halten Sie die wichtigsten Schlussfolgerungen dieser Aufgabe fest. Der restliche Teil dieser Aufgabe wird durch die Lehrperson mitgeteilt.

6 5 Nachstehend ist der Prototyp des Periodensystems der Elemente von Meyer und Mendelejew abgebildet. Grafik I Bild: Duden, Chemie, Lehrbuch SII Aufgabe II Schauen Sie Sich die Tonbildschau Das Periodensystem der Elemente an und machen Sie Sich Notizen dazu. Aufgabe III Nach welchen Charakteristika ist das Periodensystem der Elemente aufgebaut? 1.4 Anomalie im PSE Sie hatten beim bohrschen Atommodell gelernt, dass die maximale Anzahl der Elektronen auf einer Schale mit der Formel 2n 2 ausgedrückt werden kann. Sie wissen auch, dass die Elektronen von innen, d.h. auf der ersten Schale, welche sich am nächsten beim Atomkern befindet, nach aussen aufgefüllt werden, da die Elektronen eine möglichst geringe Energie anstreben. Diese Verteilung der Elektronen auf die jeweiligen Schalen wird Elektronenkonfiguration genannt.

7 6 Aufgabe IV Geben Sie für die Elemente mit den angegebenen Ordnungszahlen die entsprechenden Elektronen auf den jeweiligen Schalen nach der bohrschen Formel 2n 2 an, ohne untenstehende Tabelle I zu konsultieren! Z Element 1. Schale 2. Schale 3. Schale 4. Schale 5. Schale Aufgabe V Vergleichen Sie nun Ihre Ergebnisse der Aufgabe IV mit der untenstehenden Tabelle I. Die Tabelle enthält noch weitere Elemente und deren Elektronenkonfiguration. Etliche Elemente wurden aus Platzgründen weggelassen, wodurch Lücken entstehen. Diese Lücken wurden mit etwas dickeren, horizontalen Strichen in der Tabelle I markiert. Tabelle I Elektronenkonfiguration ausgesuchter Elemente H 1 2 He 2 3 Li Be B C N 2 5

8 7 8 O F Ne Na M g 13 Al Si P S Cl Ar K Ca Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Hinweise und Fragen zur Tabelle I Die erste Lücke umfasst die Elemente mit den Ordnungszahlen 21 bis 30. Das darauffolgende Element 31, Gallium, besitzt 11 Elektronen mehr als das Element 20, Calcium. Von diesen zusätzlichen 11 Elektronen befindet sich eines auf der äussersten, die übrigen 10 aber auf der zweitäussersten Schale. Die neu hinzukommenden Elektronen werden offenbar nicht in die

9 8 äusserste, sondern in die zweitäusserste Schale eingefüllt, deren Inhalt so nach und nach von 8 auf 18 Elektronen zunimmt. Anscheinend kann die dritte Schale mehr als 8 Elektronen aufnehmen. Wenn dem so ist, wieso enthalten dann die Elemente ab Ordnungszahl 19 Elektronen auf der 4. Schale, wo doch noch freie Plätze in der dritten Schale existieren? Ähnlich verhält es sich bei den beiden anderen Lücken (Elemente 39 bis 48 und 57 bis 80). In beiden Fällen wird die zweitäusserste Schale von 8 auf 18 Elektronen erweitert. Bei den Elementen 57 bis 80 nimmt zusätzlich der Umfang der drittäussersten Schale von 18 auf 32 Elektronen zu. Wiederum stellt sich die Frage, warum äussere Schalen Elektronen enthalten, ohne dass das Fassungsvermögen der inneren Schalen voll ausgeschöpft ist Energieniveaus der Elektronen Schon Bohr war bei seiner Spektralanalyse der Elemente aufgefallen, dass die Spektrallinien, die er beobachtet hatte, sich nur für Wasserstoff klar deuten liessen, bei Elementen mit einer grösseren Anzahl an Elektronen liessen sich die Spektrallinien nicht ohne Weiteres interpretieren. Der Grund für dieses scheinbar regelwidrige Verhalten der Elektronen liegt darin, dass auch innerhalb von Schalen Unterschiede im Energieniveau der Elektronen existieren. Manche Schalen sind nämlich unterteilt in verschiedene Niveaus mit leicht unterschiedlicher Energie, man könnte sie Unterschalen nennen. Die dritte Schale fasst tatsächlich bis zu 18 Elektronen, aber 10 davon befinden sich auf einem Niveau, das höher liegt als das tiefste Ni- Grafik II veau der vierten Schale, welches 2 Bild:

10 9 Elektronen Platz bietet. Deshalb werden zuerst die beiden energetisch tiefen Plätze auf der vierten Schale besetzt, bevor die 10 höheren Plätze auf der dritten Schale an der Reihe sind. Die dritte und vierte Schale überlappen sich also hinsichtlich ihrer Energie. Entsprechende Überlappungen sind verantwortlich für die scheinbaren Unregelmässigkeiten bei den anderen beiden Lücken in Tabelle I. Eine Übersicht über die Aufspaltung der Schalen in verschiedene Energieniveaus und die maximale Anzahl von Elektronen in diesen Niveaus gibt die nebenstehende Darstellung. Wie soll man das verstehen? Wie ist es möglich, dass gewisse Elektronen der vierten Schale eine tiefere Energie besitzen als andere, die zur dritten Schale gehören, obwohl sie weiter vom Kern entfernt sind? Das Schalenmodell von Bohr stösst hier an seine Grenzen. Unterschalen lassen sich mit ihm nicht erklären. Elektronenenergie hat eben nicht nur mit dem Abstand zum Kern zu tun. Das braucht Sie aber nicht weiter zu kümmern. Das beste Modell ist nicht das genaueste, sondern das für den jeweiligen Verwendungszweck ausreichend genaue, aber nicht unnötig komplizierte Die Elektronenkonfiguration und das PSE Auch im PSE findet sich die Elektronenkonfiguration der Elemente wieder. Aufgabe VI Suchen Sie einen Zusammenhang zwischen Grafik II und der Anordnung der Elemente im PSE (Schulzimmer). Aufgabe VII Geben Sie für die Hauptgruppenelemente die jeweilige Anzahl an Valenzelektronen an. Aufgabe VIII Was können Sie alles aus Ihrem PSE herauslesen? Was aus dem PSE im Schulzimmer? Was aus dem auf Seite 2 abgebildeten PSE? Was aus anderen PSE?

11 10 2. Elektronen in der Atomhülle 2.1 Ionisierung Definition Unter bestimmten Bedingungen ist es möglich, von Atomen einzelne Elektronen abzuspalten. Dieser Vorgang wird Ionisierung oder Ionisation genannt. Dabei entsteht ein elektrisch geladenes Atom (oder Molekül), ein Ion. Ein elektrisch positiv geladenes Ion wird als Kation bezeichnet. Allgemein: A A + + e - Beispiel: Na Na + + e Ionisierungsenergie Die Ionisierungsenergie ist der Energiebetrag, der gerade ausreicht, um die Energie eines Elektrons so weit zu erhöhen, dass es den Anziehungsbereich des Kerns verlassen kann. Beispiel 1: kleiner Abstand des Elektrons zum Kern bedeutet grosse Ionisierungsenergie Atomkern Elektron Anziehungsbereich des Kerns e- Energie des Elektrons Ionisierungsenergie zunehmende Energie des Elektrons, zunehmender Abstand vom Kern Beispiel 2: grosser Abstand des Elektrons zum Kern bedeutet kleine Ionisierungsenergie Atomkern Elektron Anziehungsbereich des Kerns e- Energie des Elektrons Ionisierungsenergie zunehmende Energie des Elektrons, zunehmender Abstand vom Kern

12 11 Bei der Ionisierung wird immer ein Valenzelektron, ein Elektron auf der äussersten Schale eines Atoms (oder Ions) abgespalten. Diese Elektronen haben den grössten Abstand zum Kern und daher selber einen grossen Energieinhalt. Aus diesem Grund muss den Valenzelektronen am wenigsten Energie hinzugefügt werden, damit diese den Anziehungsbereich des Kerns verlassen können. Die Ionisierungsenergie kann experimentell ermittelt werden Ionisierungsenergie & Kernladungszahl Ein Elektron wird vom Kern umso stärker angezogen, je grösser die Ladung des Kerns ist. Man müsste also erwarten, dass die Energie für die Abspaltung des ersten, äussersten Elektrons mit steigender Kernladungszahl zunimmt. Diese Annahme wird durch Experimente nur zum Teil bestätigt. Grafik I Ionisierungsenergie für das äusserste Elektron für die Atome mit den Ordnungszahlen 1 bis 20. Ionisierungsenergie (ev) He Ne Ar H Li Na K Kernladungszahl Quelle:

13 12 Aufgabe IX Vergleichen Sie die ersten Ionisierungsenergien mit der Aufteilung der Atome im PSE. Stellen Sie eine allgemein gültige Regel für den Trend der ersten Ionisierungsenergie der Elemente im PSE auf Ionisierungsenergie & Atomradius Um die Werte der Ionisierungsenergie in der Grafik I genau interpretieren zu können, muss zusätzlich noch der Abstand des äussersten und damit als erstes abgespaltene Elektron zum Kern beachtet werden. Dieser Abstand entspricht genau dem Radius des Atoms. Ein Elektron wird vom Kern umso stärker angezogen, je näher es sich beim Kern befindet. Da die Kernladungszahl mit steigender Ordnungszahl zunimmt, werden die Elektronen stärker vom Kern angezogen. Es verringert sich der Abstand des Elektrons zum Kern. Grafik II Atomradien für die Atome mit den Ordnungszahlen 1 bis K Atomradius (pm) He Li Ne Na Cl Ar 50 F 25 H Kernladungszahl Quelle: Die Sonderstellung der Edelgase ist auf die unterschiedliche Messtechnik zurückzuführen. Die Edelgase sind bei Ihren Analysen der nachstehenden Aufgaben auszuklammern!!

14 13 1 Picometer (pm) entspricht m bzw m, also einem Billionstel Meter oder einem Milliardstel Millimeter. Aufgabe X a.) b.) c.) d.) e.) Vergleichen Sie die Atomradien in Grafik II mit der Stellung der Elemente im PSE. Stellen Sie eine allgemein gültige Regel für den Trend der Atomradien der Elemente im PSE auf. Begründen Sie das Abfallen der Ionisierungsenergie in der Grafik I von Helium zu Lithium, bzw. von Neon zu Natrium. Zeichnen Sie die Anordnung der Elektronen eines Elementes der zweiten Periode und eines Elementes derselben Hauptgruppe in der dritten Periode. Elemente der gleichen Hauptgruppe haben sehr ähnliche chemische und physikalische Eigenschaften. Worauf könnte diese Tatsache beruhen? Diese Aufgabe ist zu zweit zu lösen. Suchen Sie Sich zwei Elemente aus dem PSE heraus und entscheiden Sie, welches der beiden den grösseren Atomradius, bzw. die grössere Ionisierungsenergie aufweist Weitere Ionisierungsenergien Enthält ein Atom mehrere Elektronen, und dies ist meistens der Fall, können im Prinzip mehrere Elektronen nacheinander abgespalten werden. Aus diesem Grund muss bei der Ionisierungsenergie auch immer angegeben werden, welches Elektron abgespalten wird. Bis anhin war immer von der Ionisierungsenergie des äussersten und somit ersten Elektrons die Rede. Die Energie, welche aufgewendet werden muss, um dieses Elektron abzuspalten, heisst erste Ionisierungsenergie. Allgemein: A A + + e - Wird von einem Atom, bzw. von einem Ion, ein zweites Elektron abgespalten, ist dann von der zweiten Ionisierungsenergie die Rede. Allgemein: A + A 2+ + e - Beispiel: Na + Na 2+ + e -

15 14 Es können im Prinzip von jedem Atom so viele Elektronen abgespalten werden, bis keine Elektronen mehr vorhanden sind. Die Ionisierungsenergien für die Elektronen eines Atoms geben Hinweise auf Energieunterschiede der Elektronen im Atom. Ist zur Abspaltung der Elektronen ein hoher Energiebetrag erforderlich, so haben die Elektronen im Atom eine niedrige Energie. Umgekehrt bedeutet eine kleine Ionisierungsenergie höhere Energie der Elektronen im Atom. Aufgabe XI a.) b.) Zeigen Sie in der Grafik III, wo die Energie, um ein weiteres Elektron abzuspalten, sprunghaft ansteigt. Vergleichen Sie Grafik III mit der Elektronenkonfiguration, der Anordnung der Elektronen in der Atomhülle, von Schwefel. Was stellen Sie fest? Grafik III Nachstehend sind die Ionisierungsenergien für alle Elektronen des Schwefelatoms dargestellt. Ionisierungsenergie Abgespaltenes Elektron Quelle:

16 15 Aufgabe XII Zeichnen Sie in einer Grafik die Ionisierungsenergien gegenüber den abgespaltenen Elektronen, analog zu obenstehender Grafik III, für ein anderes Atom. 2.2 Die Elektronenaffinität Definition Die Elektronenaffinität (EA) ist ein Mass dafür, wie gerne ein Atom ein Elektron aufnimmt. Sie bildet somit das Gegenstück zur Ionisierungsenergie. Unter bestimmten Bedingungen ist es auch möglich, Atomen einzelne Elektronen hinzuzufügen. Dieser Vorgang wird auch Ionisierung oder Ionisation genannt. Dabei entsteht ein elektrisch geladenes Atom (oder Molekül), ein Ion. Ein elektrisch negatives Ion wird als Anion bezeichnet. Allgemein: A + e - A - Beispiel: Cl + e - Cl - Aufgabe XIII Sie kennen nun den Verlauf der Atomradien und der Ionisierungsenergie innerhalb des PSE. Stellen Sie aufgrund dieser Kenntnisse eine allgemein gültige Regel für den Verlauf der Elektronenaffinität innerhalb des PSE auf.

17 Zusammenfassung Aufgabe XIV Zeichnen Sie über und links neben dieses PSE den Verlauf des Atomradius, der ersten Ionisierungsenergie und der Elektronenaffinität ein. (Die Edelgase wurden in diesem PSE absichtlich nicht aufgeführt. Warum?) 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 Cs Ba Tl Pb Bi Po At 2.4 Valenzelektronen Die Ähnlichkeit der chemischen und physikalischen Eigenschaften von Elementen beruht auf der Anzahl der Elektronen in der äussersten Schale, der so genannten Valenzschale. Diese Elektronen, die Valenzelektronen, bestimmen die charakteristischen Eigenschaften der Elemente einer Gruppe. Die Elektronen der inneren Schalen bilden zusammen mit dem Atomkern den Atomrumpf. Die Anzahl der Elektronen in der Valenzschale kann nicht mehr als acht betragen. Siehe dazu auch das Skript Das Periodensystem der Elemente. 2.5 Edelgaskonfiguration Definition Bei chemischen Reaktionen der Hauptgruppenelemente wird nur die Anzahl der Elektronen in der Valenzschale ihrer Atome verändert. Somit müssen die mit acht Elektronen gefüllten Va-

18 17 lenzschalen der Edelgasatome besonders stabile Gebilde sein, weil die Edelgase chemisch auffallend reaktionsträge sind, d.h. kaum mit anderen Atomen reagieren. Elektronenanordnungen, bzw. Elektronenkonfigurationen, die denen von Edelgasatomen entsprechen, bezeichnet man als Edelgaskonfiguration. Aufgabe XV Wie könnten Lithium, Magnesium, Schwefel und Fluor am einfachsten zu einer Edelgaskonfiguration kommen? Die Edelgaskonfiguration wird zu einem späteren Zeitpunkt noch genauer betrachtet werden Metalle, Halbmetalle & Nichtmetalle Das Periodensystem der Elemente kann aufgrund der Eigenschaften der Elemente in Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle eingeteilt werden Metalle Metalle zeichnen sich alle durch ähnliche Eigenschaften aus. Es sind dies die folgenden vier Stoffeigenschaften: - elektrische Leitfähigkeit - hohe Wärmeleitfähigkeit - Verformbarkeit (Duktilität) - metallischer Glanz Die Metalle sind im PSE, welches Sie erhalten haben, weiss hinterlegt und machen fast achtzig Prozent der bekannten Elemente aus. Aufgabe XVI Haben Metalle eine grosse oder kleine Ionisierungsenergie? Haben Sie eine kleine oder grosse Elektronenaffinität?

19 18 Metalle besitzen eine weitere gemeinsame Eigenschaft. Sie geben lieber Elektronen ab, als dass sie aufnehmen. Metalle können ein oder mehrere Elektronen abgeben, unter normalen Bedingungen aber keine aufnehmen. Es existieren keine Anionen von Metallen! Nichtmetalle Die Nichtmetalle finden sich im rechten oberen Teil des PSE. Ihnen fehlen die typischen metallischen Eigenschaften. Die Nichtmetalle sind in ihrem PSE grau hinterlegt. Von ihnen gibt es nur sechzehn. Die Edelgase sind zwar Nichtmetalle. Sie sind aber bei den nachfolgenden Betrachtungen wiederum auszuklammern (Warum?). Aufgabe XVII Haben Nichtmetalle eine grosse oder kleine Ionisierungsenergie? Haben Sie eine kleine oder grosse Elektronenaffinität? Nichtmetalle besitzen eine weitere gemeinsame Eigenschaft. Sie nehmen lieber Elektronen auf, als dass sie abgeben. Sie können ein oder mehrere Elektronen aufnehmen, unter normalen Bedingungen aber keine abgeben. Es existieren keine Kationen von Nichtmetallen! Halbmetalle Die Halbmetalle befinden sich zwischen den Metallen und den Nichtmetallen im PSE. Sie besitzen sowohl metallische als auch nichtmetallische Eigenschaften, d.h. sie können sich wie ein Metall aber auch wie ein Nichtmetall verhalten Aus diesem Grund werden sie im Unterricht nicht weiter betrachtet. Je nach Periodensystem sind es mehr oder weniger Halbmetalle. In ihrem PSE sind sie hellgrau hinterlegt und es gibt deren neun.