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Das Periodensystem der Elemente
1
Das Periodensystem: Entdeckung der Elemente
2
Das Periodensystem: Biologisch wichtige Elemente
3
Das Periodensystem: Einteilung nach Reaktionen
Bildung von Kationen
und Anionen
4
68676665646362616059585756555453525150494847464544434241403938373635
34333231302928272625242322212019181716151413121110987654321
68676665646362616059585756555453525150494847464544434241403938373635
34333231302928272625242322212019181716151413121110987654321
1.HG
2.HG 3.HG 4.HG 5.HG 6.HG 7.HG
8.HG
1. Periode
2. Periode
3. Periode
1
3
11
19
4
12
20
5
13
31
6
14
32
7
15
33
8
16
34
9
17
35
2
10
18
36
68676665646362616059585756555453525150494847464544434241403938373635
34333231302928272625242322212019181716151413121110987654321
68676665646362616059585756555453525150494847464544434241403938373635
34333231302928272625242322212019181716151413121110987654321
68676665646362616059585756555453525150494847464544434241403938373635
34333231302928272625242322212019181716151413121110987654321
68676665646362616059585756555453525150494847464544434241403938373635
34333231302928272625242322212019181716151413121110987654321
farb- und geruchlose Gase, die mit anderen Stoffen kaum reagieren: Edelgase
weiche Metalle, die mit Luft und Wasser heftig reagieren: Alkalimetalle
härter als Alkalimetalle, verbrennen unter heller Flamme: Erdalkalimetalle
farbige, sehr reaktive Gase: Halogene
Elemente mit
ähnlichen
Eigenschaften sind
im PSE
untereinander
angeordnet
Das Periodensystem: Einteilung nach Reaktionen
5
Bezeichnung der s- und p- Block- Gruppen
1. HG Gruppe 1 Alkalimetalle
2. HG Gruppe 2 Erdalkalimetalle
3. HG Gruppe 13 Borgruppe
4. HG Gruppe 14 Kohlenstoffgruppe
5. HG Gruppe 15 Stickstoffgruppe
6. HG Gruppe 16 Chalkogene
7. HG Gruppe 17 Halogene
8. HG Gruppe 18 Edelgase
Nomenklatur des Periodensystems
6
Na Mg
11 12
K Ca
19 20
Rb Sr
37 38
Cs Ba
55 56
Fr Ra
87 88
H He
1 2
Li Be
3 4
Al Si P S Cl Ar
13 14 15 16 17 18
Ga Ge As Se Br Kr
31 32 33 34 35 36
In Sn Sb Te I Xe
49 50 51 52 53 54
Tl Pb Bi Po Rn
81 82 83 84 86
B C N O F Ne
5 6 7 8 9 10
At
85Me
tall
ch
ara
kte
r n
imm
t zu
Metallcharakter nimmt ab
Metallcharakter der Elemente
Metallische Eigenschaften
sind:
1) metallischer Glanz der
Oberfläche
2) Dehn- und Verformbarkeit
3) gute elektrische
Leitfähigkeit
4) Gute Wärmeleitfähigkeit
Nichtmetalle
Halbmetalle
Metalle
7
Metallcharakter der Elemente
8
1. Mit Ausnahme des Wasserstoffs auf der
rechten Seite des PSE
2. Ihre Anzahl ist im Gegensatz zur Anzahl
der Metalle bedeutend geringer; in Gewichts-
prozent ausgedrückt aber maßgeblich am
Aufbau der Erdrinde und der Atmosphäre beteiligt.
Mg
12
H He
1 2
Li Be
3 4
Al Si P S Cl Ar
13 14 15 16 17 18
Ge As Se Br Kr
32 33 34 35 36
Sb Te I Xe
51 52 53 54
Po Rn
84 86
B C N O F Ne
5 6 7 8 9 10
At
85
Nichtmetalle
3. Bei Raumtemperatur gasförmig: Sauerstoff, Stickstoff,
Wasserstoff, Fluor und Chlor kommen als Moleküle von
je zwei Atomen vor. Edelgase kommen atomar vor.
4. Die wichtigsten, bei Raumtemperatur als Feststoffe vorliegenden
Nichtmetalle sind Kohlenstoff, Schwefel, Phosphor und Iod.
5. Brom liegt bei Raumtemperatur flüssig vor
9
_ _ __ _ _114 117115113 118116
In Sn Sb Te I Xe
49 50 51 52 53 54
Tl Pb Bi Po Rn
81 82 83 84 86
At
85
Ge As Se Br Kr
32 33 34 35 36
Al Si P S Cl Ar
13 14 15 16 17 18
Ga
31
Ta IrRe AuW PtOsHf Hg
73 7775 7974 787672 80
He
2
Na Mg
11 12
K Ca
19 20
Rb Sr
37 38
Cs LaBa
55 5756
Fr Ra
87 88
H
1
Li Be
3 4
B C N O F Ne
5 6 7 8 9 10
V CoMnSc CuCr NiFeTi Zn
23 272521 2924 282622 30
Nb RhTcY AgMo PdRuZr Cd
41 454339 4742 464440 48
Ac
89
fest
gasförmig (11)
flüssig (2)
Eka-Au
Eka-Hg
Db Bh MtRf Sg Hs Eka-Pt
105 111 112110108106104 109107
Aggregatzustände der Elemente bei Raumtemperatur
10
Po Rn
84 86
At
85
Fr AmPa EsAc BkNpRa CmU FmTh CfPu
87 9591 9989 979388 9692 10090 9894
He
2
B C N O F Ne
5 6 7 8 9 10
Al Si P S Cl Ar
13 14 15 16 17 18
31 32 33 34 35 36
_ _ __ _ _114 117115113 118116
Tl Pb Bi
81 82 83
Ga Ge As Se Br KrV CoMnSc CuCr NiFeTi Zn
In Sn Sb Te I Xe
49 50 51 52 53 54
Nb RhTcY AgMo PdRuZr Cd
41 454339 4742 464440 48
Na Mg
11 12
K Ca
19 20
Rb Sr
37 38
Cs Eu TaPr Ho IrLa Tb RePm LuTm AuBa Gd WNd Er PtCe Dy OsSm HfYb Hg
55 63 7359 67 7757 65 7561 7169 7956 64 7460 68 7858 66 7662 7270 80
H
1
Li Be
3 4
23 272521 2924 282622 30
nur radioaktive Isotope bekannt
Eka-Au
Eka-Hg
LrMd Db Bh MtRf Sg Hs Eka-Pt
No
105 111 112110103 108101 106104 109102 107
Radioaktive Elemente
von Elementen mit der Ordnungszahl > 83 sind nur radioaktive Isotope bekannt 11
104
S
117
Se
137
Te
66
O
114
Br
133
I
99
Cl
64
F
170
Tl
167
In
153
Ga
143
Al
82
B
182
Bi
141
Sb
121
As
110
P
70
N
158
Sn
122
Ge
117
Si
77
C
175
Pb
224
Ba
215
Sr
197
Ca
160
Mg
111
Be
37
H
272
Cs
250
Rb
235
K
191
Na
157
Li
Größe von Atomen - der Atomradius
12
Bei ungeladenen Atomen ist die Zahl der Protonen immer gleich der
Zahl der Elektronen. Bei Ionen ist die Protonenzahl ungleich der
Elektronenzahl. Kationen: n(p+) > n(e-); Anionen n(p+) < n(e-)
Kationen und Anionen
13
Ionenradien
14
87127 6891
Cu+ 2+ 3+
78126 7292
Fe2+ 3+ 4+
72127 67 6081
Mn2+ 3+ 4+ 7+
76129 69 63 5887
Cr2+ 3+ 4+ 5+ 6+
Radien von Metallionen verschiedener Ladung (in pm)
Chrom
Mangan
Eisen
Kupfer
15
E (g) E+ (g) + e– (g)
Zeff
r
Die Ionisierungsenergie - Definition
Je kleiner der Radius und je höher die Kernladung, desto größer ist die
Ionisierungsenergie!
Die Ionisierungsenergie von Atomen ist eine Funktion des Radius r und
der effektiven Kernladung Zeff:
IE = f(r, Zeff) ~
Die Ionisierungsenergie ist die zur Entfernung eines Elektrons aus dem
Atom- oder Molekülverband benötigte Energiemenge.
Es gibt erste, zweite, dritte und höhere Ionisierungsenergien!
16
Die erste Ionisierungsenergie IE1
Die Ionisierungsenergien spiegeln die Strukturierung der
Elektronenhülle in Schalen und Unterschalen und auch die
erhöhte Stabilität halbbesetzter Unterschalen unmittelbar wider 17
Die erste Ionisierungsenergie IE1
Neon Ne
Fluor F
Sauerstoff O
Stickstoff N
Kohlenstoff C
Bor B
Beryllium Be
Lithium Li
Element 2s Ionisierungsenergie 2p
18
Bildung höhergeladener Ionen – Beispiel Kohlenstoff
Die Ionisierungsenergien spiegeln die Strukturierung der
Elektronenhülle in Schalen und Unterschalen und auch die
erhöhte Stabilität halbbesetzter Unterschalen unmittelbar wieder
19
Die Elektronenaffinität ist die Energie, die bei der
Anlagerung von Elektronen an gasförmige Atome
freigesetzt wird.
El (g) + e– El– (g) H = - E [eV]
Definitionsgemäß trägt die Elektronenaffinität ein
negatives Vorzeichen!
Die Elektronenaffinität - Definition
20
Die Elektronenaffinität (in kJ mol-1)
Je negativer die Elektronenaffinität, desto größer ist die
Anziehung des Elektrons durch das Atom.
Eine Elektronenaffinität > 0 zeigt an, dass das negative Ion eine
höhere Energie hat als das getrennte Atom und Elektron. 21
D = Dissoziationsenergie, IE = Ionisierungsenergie, EA = Elektronenaffinität
Die Elektronegativität
Elektronegativitäten beziehen sich immer auf gebundene Atome,
Elektronenaffinitäten auf freie Atome.
Die Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms die
Elektronen einer (Atom-)Bindung anzuziehen.
Die Elektronegativität ist eine aus empirischen Daten berechnete Größe.
Pauling: (DAB)1/2 = k |A - B|
Mulliken:
)(2
1EAIE 207.0)(168.0 EAIE
Allred/Rochow: EN ist proportional zu F, der
elektrostatischen Anziehungskraft.
2
2
r
ZeF
eff
22
Die Elektronegativität
23
Periodische Wiederholungen bei der Elektronenbesetzung
bewirken gleiche Elektronenanordnungen (Elektronenkon-
figurationen) in der Valenzschale
Die Elektronenkonfiguration der Valenzschale bestimmt
das chemische Verhalten der Elemente
Reaktionen der Elemente
24
Periodische Eigenschaften der Elemente
1
1.0079
H
3
Li 6.941
19
39.098
K 23
50.942
V
73
180.95
Ta
21
44.956
Sc
55
132.91
Cs
4
9.0122
Be
20
40.078
Ca
183.84
W
22
47.867
Ti
72
178.49
Hf 56
137.33
Ba
12
24.305 Mg
38
87.62 Sr
106
263.12 Sg*
40
91.224 Zr
104
261.11 Rf*
88
226.03 Ra*
11
22.990 Na
37
85.468 Rb
41
92.906 Nb
105
262.11 Db*
39
88.906 Y
87
223.02 Fr*
57
138.91
La 59
140.91
Pr 58
140.12
Ce 60
144.24
Nd
90
232.04
Th* 92
238.03
U* 89
227.03
Ac* 91
231.04
Pa*
2 M + 2 H2O 2 MOH + H2
Alkalimetalle, M = Li, Na, K, Rb, Cs
MO + H2O M(OH)2
Erdalkalimetalle,
M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba
Valenzelektronenkonfiguration
Ionisierungsenergie
Elektronenaffinität
25
He Helium 1s2
Ne Neon [He] 2s2 2p6
Ar Argon [Ne] 3s2 3p6
Kr Krypton [Ar] 3d10 4s2 4p6
Xe Xenon [Kr] 4d10 5s2 5p6
abgeschlossene Valenzschale (s2 p6)
ist energetisch sehr stabil reaktionsträge Elemente
charakteristische Atomemissionen
Edelgase (Gruppe 18)
Neon
26
Li Lithium [He]2s1
Na Natrium [Ne]3s1
K Kalium [Ar]4s1
Rb Rubidium [Kr]5s1
Cs Caesium [Xe]6s1
Konfiguration s1 in der Valenzschale (1 Elektron zu viel)
leichte Abgabe des Elektrons (Bildung von Kationen M+)
(kleine Ionisierungsenergien)
große Reaktionsfähigkeit
Alkalimetalle (Gruppe 1)
Natrium
27
Be Beryllium [He]2s2
Mg Magnesium [Ne]3s2
Ca Calcium [Ar]4s2
Sr Strontium [Kr]5s2
Ba Barium [Xe]6s2
Konfiguration s2 in der Valenzschale (2 Elektronen zuviel)
leichte Abgabe der Elektronen, Bildung von
Kationen M2+
große Reaktionsfähigkeit
Erdalkalimetalle (Gruppe 2)
28
C Kohlenstoff [He]2s22p2
Si Silicium [Ne]3s23p2
Ge Germanium [Ar]3d104s24p2
Sn Zinn [Kr]4d105s25p2
Pb Blei [Xe]5d106s26p2
Kohlenstoffgruppe (Gruppe 14)
Konfiguration s2p2 in der Valenzschale
C max. 4-bindig,
andere max. 6-bindig
C Nichtmetall
Si, Ge Halbmetall
Sn, Pb Metalle Silizium
29
N Stickstoff [He]2s22p3
P Phosphor [Ne]3s23p3
As Arsen [Ar]3d104s24p3
Sb Antimon [Kr]4d105s25p3
Bi Bismut [Xe]5d106s26p3
Stickstoffgruppe (Gruppe 15)
Konfiguration s2p3 in der Valenzschale (3 ungepaarte
p-Elektronen)
N max. 4-bindig, andere max. 5-bindig
30
O Sauerstoff [He]2s22p4
S Schwefel [Ne]3s23p4
Se Selen [Ar]3d104s24p4
Te Tellur [Kr]4d105s25p4
Po Polonium [Xe]5d106s26p4
Chalkogene (Erzbildner, Gruppe 16)
Konfiguration s2p4 in der Valenzschale (2p Elektronen sind
ungepaart, zwei gepaart, es fehlen zwei zum erreichen
der Edelgaskonfiguration)
Bildung von El2- Ionen
O max. 4-bindig, andere max. 6-bindig 31
F Fluor [He]2s22p5
Cl Chlor [Ne]3s23p5
Br Brom [Ar]3d104s24p5
I Iod [Kr]4d105s25p5
At Astat [Xe]5d106s26p5
Halogene (= Salzbildner, Gruppe 17)
Konfiguration s2p5 in der Valenzschale
leichte Aufnahme von einem Elektron
(hohe Elektronenaffinität), Bildung von Hal- Ionen
große Reaktionsfähigkeit
32
Iod
Brom
Wichtige Begriffe:
Nomenklatur im PSE Gruppen 1 – 18
Unterscheidung Metalle – Halbmetalle – Nichtmetalle
Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität, Elektronegativität
Trends im PSE: - Atom- und Ionenradien
- Ionisierungsenergie
- Elektronenaffinität
- Elektronegativität
Bezeichnung der Gruppen der s- und p-Blockelemente
33