Besetzung der Orbitale mit n = 1 – 4
Unterschalen
Zahl der Orbitale
Elektronen in Elektronen pro der Unterschale Schale
(2l + 1)
2(2l + 1)
(2n2)
1s
1
2
2
2s
1
2
8
2p
3
6
3s
1
2
3p
3
6
3d
5
10
4s
1
2
4p
3
6
4d
5
10
4f
7
14
18
32
Elektronenkonfiguration E
Pauli-Prinzip In einem Atom keine Elektronen in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen.
4p
1s:
3d
1, 0, 0, +1/2 und 1,0,0, -1/2
4s 3p
Hund‘sche Regel Maximale Multiplizität – Verteilung der Elektronen entartete Orbitale mit parallelem Spin
3s 2p 2s
Aufbauprinzip - Energieniveaus s
1s
Elektronenkonfiguration Orbitaldiagramm 1s
2s
Konfiguration 2p
1H
?
1s1
2He
??
1s2
3Li
??
?
1s22s1
4Be
??
??
1s22s2
5B
??
??
?
6C
??
??
?
?
7N
??
??
?
?
?
1s22s22p3
8O
??
??
??
?
?
1s22s22p4
9F
??
??
??
??
?
1s22s22p5
10Ne
??
??
??
??
??
1s22s22p6
Kästchenmodell 1s22s22p5
1s22s22p1 1s22s22p2
??
??
??
??
?
1s
2s
px
py
pz
Magnetismus
Diamagnetismus - Paramagnetismus
Elektronenstruktur der Elemente
Außenschalen der Perioden 1-3 Valenzschale – Valenzelektronen – Periode - Hauptgruppe
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
1H 1s1
0
2He 1s2
3Li 2s1
4Be 2s2
5B 2s22p1
6C 2s22p2
7N 2s22p3
8O 2s22p4
9F
2s22p5
10Ne 2s22p6
11Na 3s1
12Mg 3s2
13Al 3s23p1
14Si 3s23p2
15P 3s23p3
16S 3s23p4
17Cl 3s23p5
18Ar 3s23p6
Periodensystem
1817-1829
Johann W. Döberreiner
Triaden:
Li, Na, K Cl, Br. I S, Se, Te
1863-1866
A. R. Newland
Oktavengesetz
1869
Lothar Meyer
1869
Dimitri Mendelejew
Periodensystem
s
1s 2s
2p
E 4d
1s
5s 4p 3d
3s
3p
4s
4s
3d
4p
3p
5s
4d
5p
3s 2p
6s
5d
7s
6d
6p
2s 1s
4f 5f
Periodensystem
Periodensystem 4. Periode 1s22s22p63s23p64s1
Kalium
K
Z = 19
Calcium
Ca
Z = 20
Scandium
Sc
Z = 21
Zink
Zn
Z = 30
Gallium
Ga
Z = 31
Krypton
Kr
Z = 36
Rubidium
Rb
Z = 37
...... 4s24p65s1
Strontium
Sr
Z = 38
...... 4s24p65s2
Yttrium
Y
Z = 39
...... 4s24p64d15s2
Cadmium
Cd
Z = 48
...... 4s24p64d105s2
Xenon
Xe
Z 0 54
...... 4s24p64d105s25p6
1s22s22p63s23p63d14s2
1s22s22p63s23p63d104s24p1
5. Periode
Periodensystem 6. Periode Cäsium
Cs
Z = 55
Barium
Ba
Z = 56
Lanthan
La
Z = 57
...... 4d 104f05s25p65d16s2
Cer
Ce
Z = 58
...... 4d 104f25s25p65d06s2
Ytterbium
Yb
Z = 70
......
Luthetium
Lu
Z = 71
...... 4d 104f145s25p65d16s2
Hafnium
Hf
Z = 72
......
Quecksilber
Hg
Z = 80
......
Thallium
Tl
Z = 81
......
Radon
Rn
Z = 86
......
Kurzschreibweise: Li
[He]2s1
Fe
[Ar]3d 64s2
Mg
[Ne]3s2
Pb
[Xe]4f145d106s26p2
Halb- und vollbesetzte Unterschalen
Chrom
Cr
Z = 24
3d54s1
Molybdän
Mo
Z = 42
4d55s1
Gadolinium
Gd
Z = 64
[Xe]4f75d16s2
Kupfer
Cu
Z = 29
3d104s1
Silber
Ag
Z = 47
Gold
Au
Z = 79
Palladium
Pd
Z = 46
4d10 5 s0
Valenzelektronenzahl – Oxidationsstufen
Na
Mg
Al
Si
P
[Ne]3s1
[Ne]3s2
[Ne]3s23p1
[Ne]3s23p2
[Ne]3s23p3
Na+
Mg 2+
Al 3+
Si4+
P3-
N
O
F
[He]2s22p3
[He]2s22p4
[He]2s22p5
N3-
O2-
F-
[Ne]
[Ne]
[Ne]
Atom-Radien • Innerhalb einer Gruppe nehmen die Atomradien zu. • Innerhalb der Periode nehmen die Atomradien mit steigender Ordnungszahl ab. • Atomradien sind von den Bindungsverhältnissen abhängig. • Metall-Atomradien, Ionenradien, Kovalenzradien.
Atom- und Ionenradien in pm
Kovalenz- und van der Waals-Radien
Potentialkurve von zwei aneinander gebundenen Atomen als Funktion des Abstandes
Kovalenzradien (pm) Verbindung
Bindung
Atomabstand
Kovalenzradius
Chlor
Cl-Cl
198
99
Diamant
C-C
154
77
C-Cl
99 + 77
Kovalenz- und van der Waals-Radien In Verbindungen, die aus Molekülen bestehen, wirkt im festen Zustand die van der Waals Anziehung. Bei Chlorverbindungen kommen sich die Cl-Atome der verschiedenen Moleküle nicht näher als 350 pm. Der halbe Wert wird als van der Waals-Radius bezeichnet. H 32 120
B 82
C 77 170
N 70 155
O 66 152
F 64 147
Al 125
Si 117
P 110 180
S 103 180
Cl 99 175
Ga 126
Ge 122
As 121 185
Se 117 190
Br 114 185
In 144
Sn 140
Sb 141 200
Te 137 205
I 133 200
Kovalenzradien für Einfachbindungen und van der Waals-Radien (pm)
Kovalenz- und van der Waals-Radien
Gruppe – Zunahme der Schalen – Zunahme der Radien – Abschirmung der äußeren Elektronen durch die unteren – effektive Kernladung Periode (Hauptgruppen) – zunehmende Zahl der Elektronen und Kernladungen – aber Elektronen der gleichen Schale schirmen sich kaum ab – Abnahme der Radien. Periode (Nebengruppen) – zunehmende Zahl an Elektronen aber es wird ein unteres Niveau aufgefüllt – Abnahme der Radien und dann Zunahme – gegen Ende spielt die Abschirmung wieder eine größere Rolle.
Kovalenz- und van der Waals-Radien
Welche Bindungslängen (pm) sind im Methanol-Molekül CH3-O-H zu erwarten? Bindung
Berechnet
Gefunden
C-H
32 + 77 = 109
109,6
C-O
77 + 66 = 143
142,7
O-H
66 + 32 = 98
95,3
Wie nahe kommen sich Br-Atome im festen Tetrabrommethan CBr4?
2 x 185 pm = 370 pm
Ionenradien und Kovalenzradien
Kovalenz- und Ioneradien der Elemente der 1. Und 7. Hauptgruppe Li
Li+ + e-
F + e-
F-
Verlust der äußeren Schale
Kein Verlust der äußeren Schale
Abstoßung der Elektronen wird geringer
Abstoßung der Elektronen nimmt zu
Atomkern zieht Elektronen stärker an
Atomkern zieht Elektronen weniger an
Ionenradien
Ionenradien (pm) einiger Elemente bei KZ 6 und basierend auf r(O2-) = 140 pm
Li+
76
Be2+
45
Na+
102
Mg 2+
72
Al 3+
54
K+
138
Ca2+
100
Ga3+
62
Rb+
152
Sr2+
118
Cs+
167
Ba2+
135
r(Fe)
= 117 pm
r(Fe2+)
= 75 pm
r(Fe3+)
= 60 pm
Ionenradien Ionenradien (pm) einiger Anionen für KZ 6 basierend auf r(O2-) = 140 pm N3-
146
O2-
140
F-
133
S2-
184
Cl-
181
Se2-
198
Br-
196
Te2-
221
I-
220
Elektronenaffinität
Elektronenaffinität EA: Energie, die mit der Elektronenaufnahme durch ein gasförmiges Atom oder Ion verbunden ist.
F(g) + 1 e-
F-(g)
? H = -328 kJ· mol -1
Ne(g) + 1 e-
Ne-(g)
? H = +29 kJ·mol -1
Innerhalb einer Periode nimmt der Absolutwert der Elektronenaffinität im allgemeinen von links nach rechts zu und innerhalb der Gruppe von oben nach unten ab.
Elektronenaffinität
Elektronenaffinitäten (kJ/mol) für die Aufnahme von 1 Elektron. Werte in Klammern sind berechnet H -73
He (+21)
Li -60
Be (+240)
B -27
C -122
N 0
O -141
F -328
Ne (+29)
Na -53
Mg (+230)
Al -43
Si -134
P -72
S -200
Cl -349
Ar (+35)
K -48
Ca (+156)
Ga -29
Ge -116
As -77
Se -195
Br -325
Kr (+39)
Rb -47
Sr (+168)
In -29
Sn -121
Sb -101
Te -190
I -295
Xe (+41)
Cs -45
Ba (+52)
Tl -29
Pb -35
Bi -91
Po -183
At -270
Rn (+41)
Elektronenaffinität 2. Elektronenaffinitäten (kJ/mol) für die Aufnahme von 2 Elektronen. O S +704 +332
O(g) + e-
O-(g)
? H = -141 kJ/mol
O-(g) + e-
O2-(g)
? H = +845 kJ/mol
O2-(g)
? H = +704 kJ/mol
Gesamtvorgang O(g) + 2 e-
Ionisierungspotential – Ionisierungsenergie Ionisierungspotential IP: Energie, die aufgebracht werden muss, um von einem gasförmigen Atom oder Ion ein Elektron vollständig abzutrennen.
Na(g)
Na+(g) + e-
IP = 496 kJ· mol -1 IP = 5,1 eV = 8,1 10 -19 J pro Atom
1., 2., 3. Ionisierungspotential Im allgemeinen nimmt das Ionisierungspotential innerhalb einer Periode mit steigender Ordnungszahl zu und innerhalb der Gruppe von oben nach unten ab (Abschirmung).
1 eV entspricht der kinetischen Energie eines Elektrons, das durch ein elektrisches Potential von 1 V im Vakuum beschleunigt wurde. 1 eV = 1,6022· 10-19 J 1 eV/Atom = 96,487 kJ/mol
Ionisierungspotential – Ionisierungsenergie
1. Ionisierungspotentiale (eV) der Hauptgruppenelemente
Ionisierungspotential – Ionisierungsenergie
d-Elemente (f-Elemente) Periode – geringe Zunahme (annähernde Konstanz) – Abschirmung kompensiert Kernladung Metall – Nichtmetall
Ionisierungspotential – Ionisierungsenergie Zweite Ionisierungsenergie Na+(g)
Na2+
? H = +4563 kJ/mol
Dritte Ionisierungsenergie Metall
Gruppe
Erste
zweite
dritte
vierte
Na
IA
+496
+4563
+6913
+9541
Mg
IIA
+738
+1450
+7731
+10545
Al
IIIA
+577
+1816
+2744
+11575
Elektronegativität
Elektronegativität EN (? ): (Pauling) Ein Maß für das Bestreben in einer kovalenten Einfachbindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen. Definition (Pauling) F:
?
? ?
= 4,0
IP ? EA 2
HCl
? ? = 0,9
NaCl
? ? = 2,1
??
??
H
Cl
Na+ + Cl -
Elektronegativität
H 2,1
H 2,1
Li 1,0
Be 1,5
B 2,0
C 2,5
N 3,0
O 3,5
F 4,0
Na 0,9
Mg 1,2
Al 1,5
Si 1,8
P 2,1
S 2,5
Cl 3,0
K 0,8
Ca 1,0
Se 2,4
Br 2,8
Rb 0,8
Sr 1,0
Te 2,1
I 2,4
Cs 0,7
Ba 0,9
Pauling
Elektronegativität
Basenbildende Elemente Amphotere Elemente Säurebildende Elemente
Metallischer und nichtmetallischer Charakter
Elektronegativität – Ionisierungspotential – Elektronenaffinität Oxide – Basenanhydride – Säureanhydride Amphoterie