Tzt

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