A + e - TU Dresden

Fakultät Mathematik und Naturwissenschaften, Anorganische Chemie Professur AC I
Seminar zum Brückenkurs Chemie 2015
Atombau, Periodensystem der Elemente
Dr. Jürgen Getzschmann
Dresden, 21.09.2015
Fakultät Mathematik und Naturwissenschaften, Anorganische Chemie Professur AC I
1. Aufbau des Atomkerns und radioaktiver Zerfall
-
-
Erläutern Sie den Aufbau der Atomkerne (Elementarteilchen, Massendefekt....)!
Informieren Sie sich über die Symbolik bei der Kennzeichnung von Atomkernen und vervollständigen Sie
folgende Angaben: 32S, 56Fe, 31 ... 238
92 ...
Erklären Sie die Begriffe Isotope, Isobare, Isotone und ordnen Sie die nachstehenden Beispiele zu:
1
4
7
12
3
13
3
2
7
1H
1H
2 He
3 Li
6C
2 He
6C
1H
4 Be
Magnesium kommt in der Natur als Isotopengemisch vor: 78,99 % 24Mg (Ar = 23,98504),
10 % 25Mg (Ar = 24,98584) und 11,01 % 26Mg (Ar = 25,98259).
a) Welche relative und welche absolute Atommasse hat natürliches Magnesium?
b) Berechnen Sie den Zahlenwert der atomaren Masseneinheit u in g!
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Folie 2
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1. Quantenzahlen und Orbitale
2.
-
Was sind Orbitale und Quantenzahlen? Welche Werte können die Quantenzahlen annehmen?
Welche Werte hat die Bahndrehimpulsquantenzahl l für folgende Elektronenniveaus: 2p, 5f, 3s, 4d?
Stellen Sie für die Hauptquantenzahl n = 4 in einer Tabelle alle möglichen Werte von l, m und s zusammen!
Wie viele Elektronen eines Atoms können folgende Quantenzahlen gemeinsam haben:
a) n=2, l=1, b) n=4, l=2, m=-2, c) n=2, d) n=3, l=2, m=+1?
Welche der nachstehenden Sätze von Quantenzahlen (n, l, m, s) können für ein Elektron in einem Atom nicht
vorkommen (Begründung angeben!):
(4,2,-1,1/2), (5,0,-1,1/2), (4,4,-1,-1/2), (3,2,-2,1/2)?
Welche Vorstellungen verknüpfen Sie mit den Begriffen 3s-Orbital, 2p-Orbital und 3d-Orbital?
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Folie 3
Orbitale
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Folie 4
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1. Elektronenkonfigurationen von Atomen und Ionen
3.
-
Erstellen Sie sich in Vorbereitung auf das Seminar ein allgemeines Energieniveauschema der Elemente mit
n=1 bis n=6 mit allen möglichen “Unterniveaus”!
Geben Sie die Elektronenkonfigurationen für die Elemente Ti, Cr, Cu, Gd und für die Ionen Sc3+, Fe3+, Mn2+,
Ti3+, La3+ und Yb3+ an!
Warum ist für die Lanthaniden die Oxidationsstufe 3+ die bevorzugte Oxidationsstufe? Erklären Sie die
davon abweichende relativ leichte Darstellbarkeit von Eu2+- und Tb4+-Verbindungen!
Formulieren Sie für die folgende Ionen die Konfiguration der Außenelektronen: Na+, Be2+, Cl-, S2- und N3-.
Welche Gemeinsamkeit liegt vor?
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Folie 5
Energie
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Q
5f
P
7s
O
6p
5d
4f
6s
5p
N
4d
5s
M
4p
3d
4s
3p
3s
2s
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1s
2p
K
L
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Folie 6
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1. Elektronenkonfigurationen von Atomen und Ionen
3.
-
Erstellen Sie sich in Vorbereitung auf das Seminar ein allgemeines Energieniveauschema der Elemente mit
n=1 bis n=6 mit allen möglichen “Unterniveaus”!
Geben Sie die Elektronenkonfigurationen für die Elemente Ti, Cr, Cu, Gd und für die Ionen Sc3+, Fe3+, Mn2+,
Ti3+, La3+ und Yb3+ an!
Warum ist für die Lanthaniden die Oxidationsstufe 3+ die bevorzugte Oxidationsstufe? Erklären Sie die
davon abweichende relativ leichte Darstellbarkeit von Eu2+- und Tb4+-Verbindungen!
Formulieren Sie für die folgende Ionen die Konfiguration der Außenelektronen: Na+, Be2+, Cl-, S2- und N3-.
Welche Gemeinsamkeit liegt vor?
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Folie 7
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4. Periodische Änderung von Eigenschaften
−
Erkennen Sie in den folgenden Paaren das jeweilige Atom oder Ion mit dem größeren
Radius: Cl oder S, Cl- oder S2-, Na oder Mg, Mg2+ oder Al3+! (Verallgemeinern Sie Ihre
Erkenntnisse!)
−
Warum ist die Ionisierungsenergie I2 für Na größer als I2 für Mg, obwohl I1 für Na
kleiner als I1 für Mg ist?
−
Suchen Sie für ausgewählte Elemente des PSE (H, Mg, S, Br, Pb, Tl, F, Mn, Ti, Fe, Cu,
Au) nach Beispielen für Verbindungen mit dem jeweiligen Element in der höchsten und
niedrigsten bekannten Oxidationsstufe! (Verallgemeinern Sie Ihre Erkenntnisse!)
−
Erklären Sie auf der Grundlage Ihrer Kenntnisse zur periodischen Änderung von
Eigenschaften der Elemente folgende Tatsachen:
•
Zunahme der Reaktivität der Elemente der 1. Hauptgruppe von oben nach unten
•
Pb4+ ist ein stärkeres Oxidationsmittel als C4+ (z. B. im CO2)
•
Zunahme der Siedepunkte der Edelgase vom He zum Xe
•
Li+ ähnelt im chemischen Verhalten dem Mg2+-Ion
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Folie 8
Ionisierungsenergie
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...Mindestenergie in eV, die benötigt wird, um aus
einem Atom ein Elektron zu entfernen: A  A+ + e-
I
III
1
H
2
Li
3
Na Mg Al
4
K
5
Rb Sr
6
7
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II
IV V
I nimmt ab
I nimmt zu
Be B C N
Si
P
Ca Ga Ge As
VI
VII VIII
He
O
F
S
Cl Ar
Ne
Se Br Kr
In
Sn Sb
Te I
Cs Ba Tl
Pb Bi
Po At Rn
Fr
Xe
Ra
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Folie 9
Elektronenaffinität
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...Energiebetrag in eV, der für die Anlagerung eines Elektrons an ein
Atom frei wird bzw. aufgewendet werden muss
A + e- → A -
A + e-  A- + Elektronenaffinität (EA)
EA nimmt zu
I II III IV V VI VII VIII
1 H
EA nimmt ab He
2 Li Be B C N O F Ne
3 NaMgAl Si P S Cl Ar
4 K Ca Ga Ge As Se Br Kr
5 RbSr In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra
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Folie 10
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I
II
III
H
2
Li
3
Na Mg Al
4
K
5
Rb Sr
6
7
I nimmt ab
1
IV V
VI
VII VIII
He
Be IBnimmt
C zu
N
Si
P
Ca Ga Ge As
O
F
S
Cl Ar
Ne
Se Br Kr
In
Sn Sb
Te I
Cs Ba Tl
Pb Bi
Po At Rn
Fr
Ra
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Xe
Elektronenaffinität
I II III IV V VI VII VIII
1 H
EA nimmt ab He
2 Li Be B C N O F Ne
3 NaMgAl Si P S Cl Ar
4 K Ca Ga Ge As Se Br Kr
5 RbSr In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra
EA nimmt zu
Ionisierungsenergie
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Folie 11
Eigenschaftsänderungen im PSE
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Eigenschaft
Änderungen innerhalb einer
Hauptgruppe ↓
Periode →
Atomradius
Metallcharakter
Elektronegativität
Elektronenaffinität
(Betrag)
Ionisierungsenergie
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Folie 12
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−
Erkennen Sie in den folgenden Paaren das jeweilige Atom oder Ion mit dem größeren
Radius: Cl oder S, Cl- oder S2-, Na oder Mg, Mg2+ oder Al3+! (Verallgemeinern Sie Ihre
Erkenntnisse!)
−
Warum ist die Ionisierungsenergie I2 für Na größer als I2 für Mg, obwohl I1 für Na
kleiner als I1 für Mg ist?
−
Suchen Sie für ausgewählte Elemente des PSE (H, Mg, S, Br, Pb, Tl, F, Mn, Ti, Fe, Cu,
Au) nach Beispielen für Verbindungen mit dem jeweiligen Element in der höchsten und
niedrigsten bekannten Oxidationsstufe! (Verallgemeinern Sie Ihre Erkenntnisse!)
−
Erklären Sie auf der Grundlage Ihrer Kenntnisse zur periodischen Änderung von
Eigenschaften der Elemente folgende Tatsachen:
•
Zunahme der Reaktivität der Elemente der 1. Hauptgruppe von oben nach unten
•
Pb4+ ist ein stärkeres Oxidationsmittel als C4+ (z. B. im CO2)
•
Zunahme der Siedepunkte der Edelgase vom He zum Xe
•
Li+ ähnelt im chemischen Verhalten dem Mg2+-Ion
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Vielen Dank für Ihre
Aufmerksamkeit!!
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