Bundesrealgymnasium Imst Chemie 2010

Bundesrealgymnasium Imst
Chemie 2010-11
Klasse 7
Periodensystem der Elemente
Dieses Skriptum dient der Unterstützung des Unterrichtes - es kann den Unterricht aber nicht ersetzen, da im
Unterricht der Lehrstoff detaillierter aufgearbeitet wird, als dies im Skriptum der Fall ist.
Ergänzungen zum Skriptum werden während des Unterrichts durchgeführt.
In diesem Skriptum sind nur wenige Diagramme und Zeichnungen enthalten. Die fehlenden Diagramme werden
im Unterricht erarbeitet.
Inhalt
3
Periodensystem der Elemente (PSE) ............................................................................ 17
3.1
Historische Entwicklung .......................................................................................... 17
3.2
Ordnungsprinzipien des Periodensystems ................................................................ 18
3.3
Aufbau des Periodensystems .................................................................................... 18
3.4
Periodizitäten der Eigenschaften .............................................................................. 19
3.4.1
Atomradien ......................................................................................................... 19
3.4.2
Ionisierungsenergie ............................................................................................ 20
3.4.3
Elektronegativität ............................................................................................... 21
3.4.4
Wertigkeit ........................................................................................................... 21
3.4.5
Metall- und Nichtmetalleigenschaften ............................................................... 21
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Klasse 7
3
PSE
Periodensystem der Elemente (PSE)
3.1 Historische Entwicklung
Mitte des 19. Jh. waren ca. 50 chemische Elemente bekannt und deren relative Atommassen
einigermaßen genau bestimmt. Man versucht aus diesen Atommassen Zusammenhänge
zwischen den einzelnen Elementen abzuleiten.
1816 formulierte J. W. Döbereiner seine Theorie der
Triaden von Elementen mit chemisch ähnlichen
Eigenschaften und stellte fest, dass das Atomgewicht des
mittleren Elements dem Mittel der beiden äußeren
entspricht. Beispiele für diese Triaden sind Ca-Sr-Ba oder
Cl-Br-I.
1850 führte M. von Pettenkofer für die Elemente
Stickstoff, Phosphor, Arsen und Antimon den Begriff eines
natürlichen Gruppe ein.
1866 stellte J. A. Newlands fest, dass sich bei der
Aufreihung der Elemente nach ihrer relativen Atommasse
die Eigenschaften nach jedem 7. Element in abgewndelter
Form wiederholen.
1869 erkannte D. I. Mendelejew, dass sich viele
Eigenschaften der Elemente periodisch mit der Atommasse
ändern und ordnete die Elemente in Gruppen mit ähnlichen
Eigenschaften. Dabei blieben aber Lücken in diesem
Periodensystem. Das veranlasste Mendelejew, Elemente
vorherzusagen, die zu dieser Zeit noch nicht entdeckt waren.
Er beschrieb dabei die zu erwartenden Eigenschaften der
Elemente Gallium, Scandium und Germanium mit
beeindruckender Genauigkeit.
Im gleichen Jahr entwickelte L. Meyer ein ähnliches
Periodensystem indem er physikalische Parameter der
Elemente, wie Dichte oder Atomvolumen anordnete.
Dr. K.-H. Offenbecher
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PSE
3.2 Ordnungsprinzipien des Periodensystems
Das Periodensystem der Elemente ist eine Anordnung der chemischen Elemente nach
steigender Kernladungszahl. Diese ist bei neutralen Atomen gleich der Zahl der Elektronen in
der Atomhülle. Die Anordnung der Elemente in waagrechte Perioden und senkrechte Gruppen
wiederspiegelt die Elektronenbesetzung der Atomorbitale nach dem Aufbauprinzip.
Das Periodensystem der Elemente (PSE) gibt
den Zusammenhang zwischen dem Aufbau der
Atome und den Eigenschaften der Elemente
wieder. Neben dem Symbol des Elements und
der Ordnungszahl sind oft noch weitere
Informationen angegeben, die sich direkt aus
dem Atombau ergeben.
Abb. 3-1: Angaben, die normalerweise in allen
Periodensystemen zu finden sind
3.3 Aufbau des Periodensystems
Die Elemente sind im PSE nach steigender Anzahl der
Protonen im Kern geordnet. Diese Protonenzahl wird
als Kernladungszahl oder Ordnungszahl bezeichnet.
Diese Zahl entspricht der Anzahl der Elektronen in der
Schale.
Die waagrechten Zeilen werden als Perioden
bezeichnet. Elemente einer Periode weisen die gleiche
Zahl an Elektronenschalen auf. Die Nummer der
Periode (1-7) gibt die Anzahl der Elektronenschalen
wieder
Senkrechte Spalten werden als Gruppe bezeichnet. Die
Elemente einer Gruppe haben dieselbe Anzahl an
Außenelektronen (Valenzelektronen).
Abb. 3-2: Prinzipielle Einteilung des PSE in
Gruppen und Perioden
Entsprechend dem Aufbauprinzip werden die Orbitale ihrer energetischen Stellung nach
nacheinander aufgefüllt. Das spiegelt sich auch im Periodensystem wieder. Die Elemente, die
auf ihrer Valenzschale nur s-Orbitale
s
auffüllen, werden zu den s--Block Elementen
zusammengefasst. Diese haben das niedrigste Energieniveau und stehen im PSE ganz links.
links
Das energetisch nächst höhere Niveau ist das p-Orbital.
p Orbital. Diese Elemente werden als p-Block
Elemente zusammengefasst und finden sich im rechten Bereich des PSE
1s
2s
3s
s4s
5s Bl
6s oc 4f
7s k 5f
s
Lanthanoide
Actinoide
f-Block
3d
4d
5d
6d
d-Block
2p
3p
4p
5p
6p
7p
p-Block
Abb. 3-3: Langform des PSE. Die farblichen Einheiten entsprechen jeweils den Orbitalen, die besetzt werden.
Die Zahlen geben die Nummer der Periode und somit die Anzahl der besetzten Schalen an. In den meisten
Darstellungen des PSE finden sich die Lanthanoide und die Actinoide unterhalb des eigentlichen PSE.
Dr. K.-H. Offenbecher
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PSE
Niels Bohr hat die Elektronenschalen seines Modells mit Buchstaben von K bis Q bezeichnet.
Im PSE entsprechen diese Schalen
Schalen den Perioden und werden mit Zahlen von 1 bis 7
gekennzeichnet. Diese Zahlen werden im wellenmechanischen Atommodell mit der
Hauptquantenzahl gleichgesetzt.
Für die Bezeichnung der Spalten kommen zwei Benennungsmöglichkeiten zur Anwendung:
Nach einer älteren Einteilung werden die ss und p-Block
Block Elemente zu acht Hauptgruppen
zusammengefasst. Die d-Block
Block Elemente werden als Nebengruppen bezeichnet.
Nach einer neueren Konvention durch die UIPAC werden s-,
s p- und d-Blöcke
Blöcke durchgezählt.
Dadurch entstehen 18 Gruppen, die der maximalen Anzahl der Elektronen in diesen Orbitalen
entsprechen. In beiden Fällen werden die Lanthanoide und Actinoide gesondert aufgeführt.
Abb. 3-4: Einteilung des PSE in HauptHaupt und Nebengruppen bzw. in Gruppen entsprechend der UIPAC.
Ausgehend von ihren chemischen Eigenschaften
Eigenschaften werden die Elemente in drei
Elementfamilien
amilien eingeteilt: Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle (vergl. Abb. 3-4).
Die Hauptgruppen tragen eigene Namen von denen aber normalerweise nur die Alkalimetalle,
Erdalkalimetalle, Halogene und Edelgase verwendet werden.
3.4
Periodizitäten der Eigenschaften
Eigenschaft
3.4.1 Atomradien
Die Größe der Atome ändert sich im PSE gesetzmäßig. Innerhalb einer Gruppe werden die
Atome von oben nach unten größer, da die Zahl der Elektronenschalen zunimmt. Innerhalb
einer Periode werden die Atome von der I. zur VII. Hauptgruppe kleiner,
kleiner, weil die elektrischen
Anziehungskräfte zwischen dem Atomkern und den Elektronen der Hülle nach dem
coulombschen Gesetz größer werden.
Dr. K.-H. Offenbecher
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PSE
Kovalenzradius
250
86
Actinide
Kovalenzradius [pm]
200
Lanthanid
s-Block
p-Block
d-Block
f-Block
150
54
36
18
2
100
10
50
0
1
6
11 16 21 26 31 36 41 46 51 56 61 66 71 76 81 86 91 96 101 106 111
Elementnummer
Abb. 3-5: Atomradien (Kovalenzradien) der Elemente.
Die Größe von Atomen und Ionen ist für die Anordnung der Teilchen im Atom- oder
Ionengitter von großer Bedeutung und hat daher einen unmittelbaren Einfluss auf die
physikalischen und chemischen Eigenschaften der Elemente.
3.4.2 Ionisierungsenergie
Die Ionisierungsenergie ist diejenige Energie, die zur Abspaltung eines Elektrons aus einem
neutralen Atom nötig ist.
erste Ionisierungsenergie
30
Ionisierungsenergie
25
2
s-Block
p-Block
d-Block
f-Block
10
20
18
36
15
54
86
10
Lanthanid
Actinide
5
0
1
6
11 16 21 26 31 36 41 46 51 56 61 66 71 76 81 86 91 96 101 106 111
Elementnummer
Abb. 3-6: Vergleich der ersten Ionisierungsenergien. Diese ist am niedrigsten bei den Elementen der ersten
Hauptgruppe und am höchsten bei den Edelgasen.
Dr. K.-H. Offenbecher
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PSE
3.4.3 Elektronegativität
Die Elektronegativität EN ist definiert als ein Maß für die Eigenschaft eines Atoms, in einer
Verbindung das Elektronenpaar der Atombindung an sich heranzuziehen. Dabei besteht ein
direkter Zusammenhang mit dem Atomradius. Je kleiner der Radius desto größer ist die EN.
Für das PSE bedeutet dass, das die EN innerhalb einer Periode von links nach rechts zunimmt
und innerhalb einer Gruppe von oben nach unten abnimmt.
Elektronegativität
4,5
4
Actinide
Elektronegativität
3,5
Lanthanid
3
2,5
s-Block
p-Block
d-Block
f-Block
2
1,5
1
0,5
0
1
6
11 16 21 26 31 36 41 46 51 56 61 66 71 76 81 86 91 96 101 106 111
Elementnummer
Abb. 3-7: Vergleich der Elektronegativitäten.
3.4.4 Wertigkeit
Die stöchiometrische Wertigkeit ist die Zahl der Wasserstoffatome, die ein Element binden
oder in einer Verbindung ersetzen kann. Sie entspricht bei den Metallen der Zahl der
Valenzelektronen und bei den Nichtmetallen der Zahl von Elektronen, die zur
Edelgaskonfiguration fehlen.
4
C
3
B
N
2
Be
O
1
Li
F
Abb. 3-8: Stöchiometrische Wertigkeit der Elemente der zweiten Periode bezüglich Wasserstoff.
Im Falle von Redoxreaktionen kommt die Oxidationszahl zur Anwendung. Diese kann als der
allgemeinere Fall der Wertigkeit angesehen werden.
3.4.5 Metall- und Nichtmetalleigenschaften
Typische Eigenschaften der Metalle sind an das Vorhandensein von Valenzelektronen
gebunden, die relativ leicht abgegeben werden können. Nichtmetalle weisen keinerlei
Tendenz zur Elektronenabgabe auf.
Die Nebengruppenelemente sind alle Metalle (Übergangsmetalle). Dort erfolgt die Besetzung
der d-Orbitale, weshalb diese Elemente alle 2 Elektronen im s-Orbital haben. Aus diesem
Grund sind die chemischen Eigenschaften der Elemente des d-Blocks ähnlich.
Dr. K.-H. Offenbecher
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PSE
Aufgaben
1. Welche Ladung werden folgende Elemente in einer Verbindung bevorzugt annehmen:
Mg, Al, F, O, Fe, Rb?
2. Geben Sie bei den folgenden Elementpaaren an, welches Atom jeweils größer ist: Na,
Al; N, F; Sr, Mg; Cl, Br; Na, Li!
3. Erklären Sie, wie sich die Elektronegativität innerhalb derselben Periode bzw.
innerhalb derselben Gruppe ändert.
4. Ordnen Sie folgende Elemente nach zunehmender erster Ionisierungsenergie: Al, Cl,
Na, Ne!
5. Beschreiben Sie die Elektronenverteilung für folgende Elemente: Ca, S, Si!
6. Warum ist Aluminium metallischer als Bor?
7. Das Ordnungsprinzip im PSE ist:
die Neutronenzahl
die Protonenzahl
die Atommasse
die Reaktionsfähigkeit der Atome
8. Das Kennzeichen der Elemente derselben Hauptgruppe im PSE ist:
zunehmende Reaktionsfähigkeit
zunehmende Elektronenzahl auf der vorletzten Schale
gleiche Elektronenzahl auf der äußersten Schale
gleicher Aggregatszustand bei Zimmertemperatur
9. Warum wissen wir sicher, dass nicht eine ganze Elementgruppe im PSE unentdeckt
geblieben ist?
10. Diskutieren Sie, warum Mendelejew die Eigenschaften des Elements Germanium, das
noch nicht entdeckt worden war, mit überraschender Genauigkeit voraus sagen
konnte!
11. Warum ist die EN des Bors dem Silizium ähnlicher als der des Aluminiums? Welches
Element der dritten Periode hat die gleiche EN wie Beryllium und warum?
12. Geben Sie die Anordnung der Valenzelektronen folgender Elemente mithilfe des PSE
in Kästchenschreibweise an: Mg, Cl, Sb!
13. Geben Sie mithilfe des PSE die Atome an, die folgende Elektronenverteilung in der
Valenzschale besitzen: 5s²5p²; 5s²5p5; 3d54s2
14. Sagen Sie aufgrund der Gesetzmäßigkeiten des PSE für das Element 114 voraus! Ist es
ein Haupt- oder Nebengruppenelement? Wie ist die Orbitalbesetzung der letzten und
vorletzen Schale? Ist es ein Metall oder ein Nichtmetall? Mit welchen Elementen
besteht Ähnlichkeit?
15. Welches neutrale Atom, welches negativ geladene Ion und welche zwei positiven
Ionen haben dieselbe Anordnung von Elektronen wie das Chlorid-Ion?
16. Suchen Sie aus dem PSE Abweichungen von der Anordnung nach steigender
Atommasse und diskutieren Sie darüber!
17. Zwischen welchen Elementgruppen sind die größten Unterschiede im chemischen
Verhalten zu erwarten und warum?
18. Nennen Sie drei Eigenschaften, durch die sich Metalle und Nichtmetalle
unterscheiden!
19. Bei welchen Elementen wird die 4f-Schale aufgefüllt? In welcher Periode stehen sie?
20. Die Elektronenkonfiguration eines Elements lautet [Kr]5s²4d105p5. In welcher Gruppe
und in welcher Periode steht es? Ist es ein Metall oder ein Nichtmetall? Um welches
Element handelt es sich?
21. O hat eine höhere Elektronegativität als P. Warum?
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