Besetzung der Orbitale mit n = 1 – 4

1474f

1054d

634p

32214s

1053d

633p

18213s

632p

8212s

2211s

(2n2)2(2l + 1)(2l + 1)

Elektronen pro Schale

Elektronen in der Unterschale

Zahl der Orbitale

Unterschalen

Elektronenkonfiguration

Pauli-Prinzip

In einem Atom keine Elektronen in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen.

1s: 1, 0, 0, +1/2 und 1,0,0, -1/2

1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

4p

E

Hund‘sche Regel

Maximale Multiplizität – Verteilung der Elektronen entartete Orbitale mit parallelem Spin

Aufbauprinzip - Energieniveaus

s < p < d < f

px = py = pz

dxy = dxz = dyz = dx2-y2 = dz2

Elektronenkonfiguration

1s22s22p6? ?? ?? ?? ?? ?10Ne

1s22s22p5?? ?? ?? ?? ?9F

1s22s22p4??? ?? ?? ?8O

1s22s22p3???? ?? ?7N

1s22s22p2??? ?? ?6C

1s22s22p1?? ?? ?5B

1s22s2? ?? ?4Be

1s22s1?? ?3Li

1s2? ?2He

1s1?1H

2p2s1s

KonfigurationOrbitaldiagramm

Kästchenmodell1s22s22p5

pzpypx2s1s

?? ?? ?? ?? ?

Magnetismus

Diamagnetismus - Paramagnetismus

Elektronenstruktur der Elemente

18Ar3s23p6

17Cl3s23p5

16S3s23p4

15P3s23p3

14Si3s23p2

13Al3s23p1

12Mg3s2

11Na3s1

10Ne2s22p6

9F2s22p5

8O2s22p4

7N2s22p3

6C2s22p2

5B2s22p1

4Be2s2

3Li2s1

2He1s2

1H1s1

0VIIAVIAVAIVAIIIAIIAIA

Außenschalen der Perioden 1-3

Valenzschale – Valenzelektronen – Periode - Hauptgruppe

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 < p < d < fpx – py – pzdxy – dxz – dyz – dx2-y2 – dz

2

1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

4p

E

5s

4d

6d7s

6p5d6s

5p4d5s

4p3d4s

3p3s

2p2s

1s1s

5f

4f

Periodensystem

Periodensystem

4. Periode

Kalium K Z = 19 1s22s22p63s23p64s1

Calcium Ca Z = 20

Scandium Sc Z = 21 1s22s22p63s23p63d14s2

Zink Zn Z = 30

Gallium Ga Z = 31 1s22s22p63s23p63d104s24p1

Krypton Kr Z = 36

5. Periode

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

Periodensystem

6. Periode

Cäsium Cs Z = 55

Barium Ba Z = 56

Lanthan La Z = 57 ...... 4d104f05s25p65d16s2

Cer Ce Z = 58 ...... 4d104f25s25p65d06s2

Ytterbium Yb Z = 70 ......

Luthetium Lu Z = 71 ...... 4d104f145s25p65d16s2

Hafnium Hf Z = 72 ......

Quecksilber Hg Z = 80 ......

Thallium Tl Z = 81 ......

Radon Rn Z = 86 ......

Kurzschreibweise:

Li [He]2s1 Fe [Ar]3d64s2

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+ Mg2+ Al3+ 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

77154C-CDiamant

99 + 77C-Cl

99198Cl-ClChlor

KovalenzradiusAtomabstandBindungVerbindung

Kovalenzradien (pm)

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.

I133200

Te137205

Sb141200

Sn140

In144

Br114185

Se117190

As121185

Ge122

Ga126

Cl99175

S103180

P110180

Si117

Al125

F64147

O66152

N70155

C77170

B82

H32120

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?

95,366 + 32 = 98O-H

142,777 + 66 = 143C-O

109,632 + 77 = 109C-H

GefundenBerechnetBindung

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-

Verlust der äußeren Schale

Abstoßung der Elektronen wird geringer

Atomkern zieht Elektronen stärker an

F + e- F-

Kein Verlust der äußeren Schale

Abstoßung der Elektronen nimmt zu

Atomkern zieht Elektronen weniger an

Ionenradien

135Ba2+167Cs+

118Sr2+152Rb+

62Ga3+100Ca2+138K+

54Al3+72Mg2+102Na+

45Be2+76Li+

Ionenradien (pm) einiger Elemente bei KZ 6 und basierend auf r(O2-) = 140 pm

r(Fe) = 117 pm

r(Fe2+) = 75 pm

r(Fe3+) = 60 pm

Ionenradien

220I-221Te2-

196Br-198Se2-

181Cl-184S2-

133F-140O2-146N3-

Ionenradien (pm) einiger Anionen für KZ 6 basierend auf r(O2-) = 140 pm

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

Rn(+41)

At-270

Po-183

Bi-91

Pb-35

Tl-29

Ba(+52)

Cs-45

Xe(+41)

I-295

Te-190

Sb-101

Sn-121

In-29

Sr(+168)

Rb-47

Kr(+39)

Br-325

Se-195

As-77

Ge-116

Ga-29

Ca(+156)

K-48

Ar(+35)

Cl-349

S-200

P-72

Si-134

Al-43

Mg(+230)

Na-53

Ne(+29)

F-328

O-141

N0

C-122

B-27

Be(+240)

Li-60

He(+21)

H-73

Elektronenaffinitäten (kJ/mol) für die Aufnahme von 1 Elektron. Werte in Klammern sind berechnet

Elektronenaffinität

2. Elektronenaffinitäten (kJ/mol) für die Aufnahme von 2 Elektronen.

S+332

O+704

? H = +704 kJ/molO(g) + 2 e- O2-(g)Gesamtvorgang

? H = +845 kJ/molO-(g) + e- O2-(g)

? H = -141 kJ/molO(g) + e- O-(g)

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

+11575+2744+1816+577IIIAAl

+10545+7731+1450+738IIAMg

+9541+6913+4563+496IANa

viertedrittezweiteErsteGruppeMetall

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

2EAIP ?

??

HCl ? ? = 0,9

NaCl ? ? = 2,1 Na+ + Cl-

H Cl

?? ??

Elektronegativität

Ba0,9

Cs0,7

I2,4

Te2,1

Sr1,0

Rb0,8

Br2,8

Se2,4

Ca1,0

K0,8

Cl3,0

S2,5

P2,1

Si1,8

Al1,5

Mg1,2

Na0,9

F4,0

O3,5

N3,0

C2,5

B2,0

Be1,5

Li1,0

H2,1

H2,1

Pauling

Elektronegativität

Basenbildende Elemente

Amphotere Elemente

Säurebildende Elemente

Metallischer und nichtmetallischer Charakter

Elektronegativität – Ionisierungspotential – Elektronenaffinität

Oxide – Basenanhydride – Säureanhydride

Amphoterie