Bundesrealgymnasium Imst Chemie 2010-11 Klasse 7 Periodensystem der Elemente Dieses Skriptum dient der Unterstützung des Unterrichtes - es kann den Unterricht aber nicht ersetzen, da im Unterricht der Lehrstoff detaillierter aufgearbeitet wird, als dies im Skriptum der Fall ist. Ergänzungen zum Skriptum werden während des Unterrichts durchgeführt. In diesem Skriptum sind nur wenige Diagramme und Zeichnungen enthalten. Die fehlenden Diagramme werden im Unterricht erarbeitet. Inhalt 3 Periodensystem der Elemente (PSE)... 17 3.1 Historische Entwicklung... 17 3.2 Ordnungsprinzipien des Periodensystems... 18 3.3 Aufbau des Periodensystems... 18 3.4 Periodizitäten der Eigenschaften... 19 3.4.1 Atomradien... 19 3.4.2 Ionisierungsenergie... 20 3.4.3 Elektronegativität... 21 3.4.4 Wertigkeit... 21 3.4.5 Metall- und Nichtmetalleigenschaften... 21
3 Periodensystem der Elemente (PSE) 3.1 Historische Entwicklung Mitte des 19. Jh. waren ca. 50 chemische Elemente bekannt und deren relative Atommassen einigermaßen genau bestimmt. Man versucht aus diesen Atommassen Zusammenhänge zwischen den einzelnen Elementen abzuleiten. 1816 formulierte J. W. Döbereiner seine Theorie der Triaden von Elementen mit chemisch ähnlichen Eigenschaften und stellte fest, dass das Atomgewicht des mittleren Elements dem Mittel der beiden äußeren entspricht. Beispiele für diese Triaden sind Ca-Sr-Ba oder Cl-Br-I. 1850 führte M. von Pettenkofer für die Elemente Stickstoff, Phosphor, Arsen und Antimon den Begriff eines natürlichen Gruppe ein. 1866 stellte J. A. Newlands fest, dass sich bei der Aufreihung der Elemente nach ihrer relativen Atommasse die Eigenschaften nach jedem 7. Element in abgewndelter Form wiederholen. 1869 erkannte D. I. Mendelejew, dass sich viele Eigenschaften der Elemente periodisch mit der Atommasse ändern und ordnete die Elemente in Gruppen mit ähnlichen Eigenschaften. Dabei blieben aber Lücken in diesem Periodensystem. Das veranlasste Mendelejew, Elemente vorherzusagen, die zu dieser Zeit noch nicht entdeckt waren. Er beschrieb dabei die zu erwartenden Eigenschaften der Elemente Gallium, Scandium und Germanium mit beeindruckender Genauigkeit. Im gleichen Jahr entwickelte L. Meyer ein ähnliches Periodensystem indem er physikalische Parameter der Elemente, wie Dichte oder Atomvolumen anordnete. Dr. K.-H. Offenbecher Seite 17
Chemie Klasse 7 PSE 3.2 Ordnungsprinzipien des Periodensystems Das Periodensystem der Elemente ist eine Anordnung der chemischen Elemente nach steigender Kernladungszahl. Diese ist bei neutralen Atomen gleich der Zahl der Elektronen in der Atomhülle. Die Anordnung der Elemente in waagrechte Perioden und senkrechte Gruppen wiederspiegelt die Elektronenbesetzung der Atomorbitale nach dem Aufbauprinzip. Das Periodensystem der Elemente (PSE) gibt den Zusammenhang zwischen dem Aufbau der Atome und den Eigenschaften der Elemente wieder. Neben dem Symbol des Elements und der Ordnungszahl sind oft noch weitere Informationen angegeben, die sich direkt aus dem Atombau ergeben. 3.3 Aufbau des Periodensystems Die Elemente sind im PSE nach steigender Anzahl der Protonen im Kern geordnet. Diese Protonenzahl wird als Kernladungszahl oder Ordnungszahl bezeichnet. Diese Zahl entspricht der Anzahl der Elektronen in der Schale. Die waagrechten Zeilen werden als Perioden bezeichnet. Elemente einer Periode weisen die gleiche Zahl an Elektronenschalen auf. Die Nummer der Periode (1-7) gibt die Anzahl der Elektronenschalen wieder Senkrechte Spalten werden als Gruppe bezeichnet. Die Elemente einer Gruppe haben dieselbe Anzahl an Außenelektronen (Valenzelektronen). Entsprechend dem Aufbauprinzip werden die Orbitale ihrer energetischen Stellung nach nacheinander aufgefüllt. Das spiegelt sich auch im Periodensystem wieder. Die Elemente, die auf ihrer Valenzschale nur s-orbitale auffüllen, werden zu den s-block Elementen zusammengefasst. Diese haben das niedrigste Energieniveau und stehen im PSE ganz links. Das energetisch nächst höhere Niveau ist das p-orbital. Diese Elemente werden als Elemente zusammengefasst und finden sich im rechten Bereich des PSE 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s s- Bl oc k 4f 5f Lanthanoide Actinoide Abb. 3-1: Angaben, die normalerweise in allen Periodensystemen zu finden sind Abb. 3-3: Langform des PSE. Die farblichen Einheiten entsprechen jeweils den Orbitalen, die besetzt werden. Die Zahlen geben die Nummer der Periode und somit die Anzahl der besetzten Schalen an. In den meisten Darstellungen des PSE finden sich die Lanthanoide und die Actinoide unterhalb des eigentlichen PSE. 3d 4d 5d 6d Abb. 3-2: Prinzipielle Einteilung des PSE in Gruppen und Perioden 2p 3p 4p 5p 6p 7p s Dr. K.-H. Offenbecher Seite 18
Chemie Klasse 7 PSE Niels Bohr hat die Elektronenschalen seines Modells mit Buchstaben von K bis Q bezeichnet. Im PSE entsprechen diese Schalen den Perioden und werden mit Zahlen von 1 bis 7 gekennzeichnet. Diese Zahlen werden im wellenmechanischen Atommodell mit der Hauptquantenzahl gleichgesetzt. Für die Bezeichnung der Spalten kommen zwei Benennungsmöglichkeiten zur Anwendung: Nach einer älteren Einteilung werden die s- und Elemente zu acht Hauptgruppen zusammengefasst. Die Elemente werden als Nebengruppen bezeichnet. Nach einer neueren Konvention durch die UIPAC werden s-, p- und d-blöcke durchgezählt. Dadurch entstehen 18 Gruppen, die der maximalen Anzahl der Elektronen in diesen Orbitalen entsprechen. In beiden Fällen werden die Lanthanoide und Actinoide gesondert aufgeführt. Abb. 3-4: Einteilung des PSE in Haupt- und Nebengruppen bzw. in Gruppen entsprechend der UIPAC. Ausgehend von ihren chemischen Eigenschaften werden die Elemente in drei Elementfamilien eingeteilt: Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle (vergl. Abb. 3-4). Die Hauptgruppen tragen eigene Namen von denen aber normalerweise nur die Alkalimetalle, Erdalkalimetalle, Halogene und Edelgase verwendet werden. 3.4 Periodizitäten der Eigenschaften 3.4.1 Atomradien Die Größe der Atome ändert sich im PSE gesetzmäßig. Innerhalb einer Gruppe werden die Atome von oben nach unten größer, da die Zahl der Elektronenschalen zunimmt. Innerhalb einer Periode werden die Atome von der I. zur VII. Hauptgruppe kleiner, weil die elektrischen Anziehungskräfte zwischen dem Atomkern und den Elektronen der Hülle nach dem coulombschen Gesetz größer werden. Dr. K.-H. Offenbecher Seite 19
Kovalenzradius 250 Kovalenzradius [pm] 200 150 100 2 10 18 36 54 Lanthanid 86 Actinide s-block 50 0 1 6 11 16 21 26 31 36 41 46 51 56 61 66 71 76 81 86 91 96 101 106 111 Elementnummer Abb. 3-5: Atomradien (Kovalenzradien) der Elemente. Die Größe von Atomen und Ionen ist für die Anordnung der Teilchen im Atom- oder Ionengitter von großer Bedeutung und hat daher einen unmittelbaren Einfluss auf die physikalischen und chemischen Eigenschaften der Elemente. 3.4.2 Ionisierungsenergie Die Ionisierungsenergie ist diejenige Energie, die zur Abspaltung eines Elektrons aus einem neutralen Atom nötig ist. erste Ionisierungsenergie 30 Ionisierungsenergie 25 20 15 10 2 10 18 36 54 Lanthanid 86 s-block Actinide 5 0 1 6 11 16 21 26 31 36 41 46 51 56 61 66 71 76 81 86 91 96 101 106 111 Elementnummer Abb. 3-6: Vergleich der ersten Ionisierungsenergien. Diese ist am niedrigsten bei den Elementen der ersten Hauptgruppe und am höchsten bei den Edelgasen. Dr. K.-H. Offenbecher Seite 20
3.4.3 Elektronegativität Die Elektronegativität EN ist definiert als ein Maß für die Eigenschaft eines Atoms, in einer Verbindung das Elektronenpaar der Atombindung an sich heranzuziehen. Dabei besteht ein direkter Zusammenhang mit dem Atomradius. Je kleiner der Radius desto größer ist die EN. Für das PSE bedeutet dass, das die EN innerhalb einer Periode von links nach rechts zunimmt und innerhalb einer Gruppe von oben nach unten abnimmt. Elektronegativität 4,5 4 Actinide 3,5 Elektronegativität 3 2,5 2 1,5 Lanthanid s-block 1 0,5 0 1 6 11 16 21 26 31 36 41 46 51 56 61 66 71 76 81 86 91 96 101 106 111 Elementnummer Abb. 3-7: Vergleich der Elektronegativitäten. 3.4.4 Wertigkeit Die stöchiometrische Wertigkeit ist die Zahl der Wasserstoffatome, die ein Element binden oder in einer Verbindung ersetzen kann. Sie entspricht bei den Metallen der Zahl der Valenzelektronen und bei den Nichtmetallen der Zahl von Elektronen, die zur Edelgaskonfiguration fehlen. 4 C 3 B N 2 Be O 1 Li F Abb. 3-8: Stöchiometrische Wertigkeit der Elemente der zweiten Periode bezüglich Wasserstoff. Im Falle von Redoxreaktionen kommt die Oxidationszahl zur Anwendung. Diese kann als der allgemeinere Fall der Wertigkeit angesehen werden. 3.4.5 Metall- und Nichtmetalleigenschaften Typische Eigenschaften der Metalle sind an das Vorhandensein von Valenzelektronen gebunden, die relativ leicht abgegeben werden können. Nichtmetalle weisen keinerlei Tendenz zur Elektronenabgabe auf. Die Nebengruppenelemente sind alle Metalle (Übergangsmetalle). Dort erfolgt die Besetzung der d-orbitale, weshalb diese Elemente alle 2 Elektronen im s-orbital haben. Aus diesem Grund sind die chemischen Eigenschaften der Elemente des s ähnlich. Dr. K.-H. Offenbecher Seite 21
Aufgaben 1. Welche Ladung werden folgende Elemente in einer Verbindung bevorzugt annehmen: Mg, Al, F, O, Fe, Rb? 2. Geben Sie bei den folgenden Elementpaaren an, welches Atom jeweils größer ist: Na, Al; N, F; Sr, Mg; Cl, Br; Na, Li! 3. Erklären Sie, wie sich die Elektronegativität innerhalb derselben Periode bzw. innerhalb derselben Gruppe ändert. 4. Ordnen Sie folgende Elemente nach zunehmender erster Ionisierungsenergie: Al, Cl, Na, Ne! 5. Beschreiben Sie die Elektronenverteilung für folgende Elemente: Ca, S, Si! 6. Warum ist Aluminium metallischer als Bor? 7. Das Ordnungsprinzip im PSE ist: die Neutronenzahl die Protonenzahl die Atommasse die Reaktionsfähigkeit der Atome 8. Das Kennzeichen der Elemente derselben Hauptgruppe im PSE ist: zunehmende Reaktionsfähigkeit zunehmende Elektronenzahl auf der vorletzten Schale gleiche Elektronenzahl auf der äußersten Schale gleicher Aggregatszustand bei Zimmertemperatur 9. Warum wissen wir sicher, dass nicht eine ganze Elementgruppe im PSE unentdeckt geblieben ist? 10. Diskutieren Sie, warum Mendelejew die Eigenschaften des Elements Germanium, das noch nicht entdeckt worden war, mit überraschender Genauigkeit voraus sagen konnte! 11. Warum ist die EN des Bors dem Silizium ähnlicher als der des Aluminiums? Welches Element der dritten Periode hat die gleiche EN wie Beryllium und warum? 12. Geben Sie die Anordnung der Valenzelektronen folgender Elemente mithilfe des PSE in Kästchenschreibweise an: Mg, Cl, Sb! 13. Geben Sie mithilfe des PSE die Atome an, die folgende Elektronenverteilung in der Valenzschale besitzen: 5s²5p²; 5s²5p 5 ; 3d 5 4s 2 14. Sagen Sie aufgrund der Gesetzmäßigkeiten des PSE für das Element 114 voraus! Ist es ein Haupt- oder Nebengruppenelement? Wie ist die Orbitalbesetzung der letzten und vorletzen Schale? Ist es ein Metall oder ein Nichtmetall? Mit welchen Elementen besteht Ähnlichkeit? 15. Welches neutrale Atom, welches negativ geladene Ion und welche zwei positiven Ionen haben dieselbe Anordnung von Elektronen wie das Chlorid-Ion? 16. Suchen Sie aus dem PSE Abweichungen von der Anordnung nach steigender Atommasse und diskutieren Sie darüber! 17. Zwischen welchen Elementgruppen sind die größten Unterschiede im chemischen Verhalten zu erwarten und warum? 18. Nennen Sie drei Eigenschaften, durch die sich Metalle und Nichtmetalle unterscheiden! 19. Bei welchen Elementen wird die 4f-Schale aufgefüllt? In welcher Periode stehen sie? 20. Die Elektronenkonfiguration eines Elements lautet [Kr]5s²4d 10 5p 5. In welcher Gruppe und in welcher Periode steht es? Ist es ein Metall oder ein Nichtmetall? Um welches Element handelt es sich? 21. O hat eine höhere Elektronegativität als P. Warum? Dr. K.-H. Offenbecher Seite 22