7. Atomstruktur und die Periodentafel Flashcards
7.1. Welchen für die Chemie wichtigen Unterschied gibt es zwischen den Elektronen in den abgeschlossenen Schalen und der nicht abgeschlossenen Schalen?
1
7.2. Erklären Sie die geringe Abnahme der Ionisationsenergie zwischen Stickstoff (1400kJ7mol) und Sauerstoff (1310 kJ/mol)!
1
7.3. Was versteht man unter Spektroskopie? Beispiel?
1
7.4. Welche Ähnlichkeiten bestehen zwischen den diagonalen Elementpaaren Lithium und Magnesium, bzw. Beryllium und Aluminium?
1
7.5. Diskutieren sie die Elektronenkonfiguration von Chrom und von Kupfer. Was ist daran ähnlich?
1
7.6. Geben Sie die Elektronenkonfiguration des Sulfid-Ions an? Nennen Sie 4 Teilchen die dieselbe Elektronenkonfiguration aufweisen!
1
7.7. Warum steht das Element Argon (Molmasse 39,95 g/mol) im Periodensystem vor dem Kalium (Molmasse 39,10g/mol)?
1
7.8. Wie viele Elektronen enthält eine Schale mit der Hauptquantenzahl n=5?
1
7.9. Was versteht man unter dem d-Block?
1
- Schreiben Sie die Elektronenkonfiguration er folgenden Ionen an:
a) Ca2+
b) Br-
c) Mn2+
d) Ti4+
e) Zn2+
- Schreiben Sie die Elektronenkonfiguration er folgenden Ionen an:
1
7.11. Was ist die Elektronenkonfiguration eines Elementes? Erklären Sie mit eigenen Worten!
1
7.12. Was ist eine Gruppe im PSE?
1
7.13. Welche Trends in den chemischen Eigenschaften sind im s- und im p-Block zu beobachten?
1
7.14. Was bedeutet 1s2 und 2s2? Was bedeuten die Zahlen und Buchstaben?
1
7.15. Hängt das Auftreten des fotoelektrischen Effektes mit der Lichtintensität zusammen? Diskussion!
1
7.16. Welche Anionen habe die Konfiguration: [Ne]3s23p6?
1
7.17. Geben sie jeweils 2 typische Metalle und zwei typische Nichtmetalle des p-Blockes an!
1
7.18. Nennen Sie typische Eigenschaften der Alkalimetalle!
1
7.19. Was ist der fotoelektrische Effekt?
1
7.20. Was bedeutet die Aussage, dass Energie gequantelt ist?
1
7.21. Wie ändern sich die Elektronegativitäten innerhalb einer Periode?
1
7.22. Wie ändern sich die Elektronegativitäten innerhalb einer Gruppe? Erklärung!
1
7.23. Wie unterscheidet sich die Geometrie (Wellenfunktion zum Quadrat) eines s und eines p Orbitals?
1
7.24. Ordnen Sie S2-, Cl- und F- in der Reihenfolge steigender Ionenradien!
1
7.25. Schreiben Sie die Elektronenkonfiguration der folgenden Ionen an:a) Ca2+ b) Br- c) Mn2+ ! Welche besitzen Edelgas- Elektronenkonfiguration?
1
7.26. Welcher Unterschied besteht zwischen der Bohr‘schen Theorie und den quantenmechanischen Vorstellungen?
1
7.27. Indium hat die elektronische Struktur [Kr]4d105s25p1. Was ergibt sich daraus für die Ausbildung der Indiumionen?
1
7.28. Welchen Effekt hat die Abschirmung eines p-Elektrons durch ein s-Elektron?
1
7.29. Warum hat Lithiumoxid einen niedrigeren Schmelzpunkt als Natriumchlorid und Kaliumchlorid?
1
7.30. Was ist der Grund für das Auftreten von inerten Elektronenpaaren?
1
7.31. Diskutieren Sie die Bedeutung des inerten Elektronenpaares anhand der Elemente der Gruppe III!
1
7.32. Erklären Sie die geringe Abnahme der Ionisationsenergie zwischen Stickstoff (1400
1
7.33. Warum ist die zweite Ionisierungsenergie immer höher als die erste? Warum ist bei den
Elementen der ersten Hauptgruppe die zweite Ionisierungsenergie wesentlich größer als
die erste und der Unterschied der1. und 2. Ionisierungsenergie bei den Elementen der
zweiten Hauptgruppe nicht so groß?
1
7.34. Erklären Sie die Hundsche Regel!
1
