Sem 5 Flashcards
Warum steht das 2. Element des PSE nicht in der 2. Hauptgruppe?
Helium ist kein Metall sondern ein Gas, hat eine abgeschlossene s-Schale,
Edelgascharakter
Warum steht Ni trotz kleinerer Atommasse im PSE rechts neben Co?
Überlegung: Worauf basiert die Ordnung im PSE?
Ordnungssystem nach steigender Kernladungszahl und nicht nach steigender Atommasse
Wo im PSE findet man Metalle, Nichtmetalle und Halbmetalle? je 2 Beispiele.
- Metalle:
Lage: größtenteils links und in der Mitte des Periodensystems
z.B.:
- Natrium (Na): Alkalimetall in der 1. Hauptgruppe
- Eisen (Fe): Übergangsmetall in der 8. Nebengruppe - Nichtmetalle:
Lage: im rechten oberen Bereich des Periodensystems
z.B.:
- Sauerstoff (O): in der 6. Hauptgruppe
- Schwefel (S): in der 6. Hauptgruppe - Halbmetalle (Metalloide):
Lage: liegen entlang der sogenannten „Zickzacklinie“ oder Treppe, die Metalle von Nichtmetallen trennt.
z.B.:
- Silicium (Si): in der 4. Hauptgruppe
- Arsen (As): in der 5. Hauptgruppe
Nennen Sie wichtige Eigenschaften von Metallen.
- Elektrische Leitfähigkeit (Abnahme mit steigender Temperatur)
- Wärmeleitfähigkeit
- Glanz
- plastische Verformbarkeit
- hohe Schmelz- und Siedepunkte
- fester Aggregatzustand (Ausnahme Hg)
- Härte (Ausnahme einige Erdalkalimetalle)
Nennen Sie 2 Metalloxide und 2 Nichtmetalloxide.
Metalloxide: z.B. CaO , Al2O3
Nichtmetalloxide: z.B. SO2 , NO
Was entsteht bei der Reaktion eines Metall- bzw. Nichtmetalloxids mit Wasser? (je 2 Beispiele)
a) Metalloxid + Wasser → Base
Na2O + H2O → 2 NaOH
MgO + H2O → Mg(OH)2
b) Nichtmetalloxid + Wasser → Säure
SO2 + H2O → H2SO3
P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4
Wie und warum verändert sich der Atomradius
a) innerhalb der Gruppe und
b) innerhalb der Periode?
a) innerhalb der Gruppe: Radius wird größer
- jeweils neue Hauptquantenzahl (HQZ) ≙ neue Schale
→ Abschirmung der äußeren durch innere Elektronen
→ mit jeder neuen Schale sinkt die effektive Kernladung
→ Radius ↑
b) innerhalb der Periode: Radius wird kleiner
- HQZ bleibt die gleiche ≙ selbe Schale
→ Abschirmung durch innere Elektronen für jedes Elektron gleich
→ Anziehung wächst mit steigender Kernladungszahl
→ Radius ↓
Ordnen Sie jeweils folgende Atome nach steigenden Atomradien:
Na, Al, Si, Mg
Si < Al < Mg < Na
Ordnen Sie jeweils folgende Atome nach steigenden Atomradien:
O, Se, S, Te, F
F < O < S < Se < Te
Ordnen Sie jeweils folgende Atome nach steigenden Atomradien:
Sr, Ga, Ba, In, Ge
Ge < Ga < In < Sr < Ba
Wie und warum verändert sich der Atomradius bei Kationen im Vergleich zum neutralen Element?
1 Elektron fehlt
→ die Anziehung des Kerns auf die verbliebenen Elektronen wird größer
→ Radius wird kleiner
Wie und warum verändert sich der Atomradius bei Anionen im Vergleich zum neutralen Element?
1 Elektron mehr
→ die Anziehung des Kerns auf die Elektronen wird kleiner
→ Radius wird größer
Ionisierungsenergie - Def.
= Energie, die erforderlich ist, um aus einem Atom im Gaszustand ein Elektron zu entfernen
A(g) → A(g)^+ + e^-
vs Elektronenaffinität
= Energie, die abgegeben oder verbraucht wird, wenn ein Atom im Gaszustand ein Elektron aufnimmt
A(g) + e^- → A(g)^-
Elektronenaffinität - Def.
= Energie, die abgegeben oder verbraucht wird, wenn ein Atom im Gaszustand ein Elektron aufnimmt
A(g) + e^- → A(g)^-
vs Ionisierungsenergie
= Energie, die erforderlich ist, um aus einem Atom im Gaszustand ein Elektron zu entfernen
A(g) → A(g)^+ + e^-
Wie und warum verändert sich die 1. Ionisierungsenergie der Atome mit steigender Ordnungszahl
a) innerhalb der Gruppe und
b) innerhalb der Periode?
a) innerhalb der Gruppe:
- Ionisierungsenergie ↓; Radius ↑
→ Ursache: Anziehungskraft des Kerns auf die Valenzelektronen sinkt
→ weniger Ionisierungsenergie nötig, um e- zu entfernen
b) innerhalb der Periode
- kein stetiger Anstieg(; Radius ↓)
→ Ursache: Stabilität halb gefüllter oder voll besetzter Schalen (Folie 14/15 in Skript ansehen!)
Nenne Bsp. bei welchen Elementen die Stabilität voller oder halb besetzter Schalen Auswirkung auf die Besetzung der Orbitale hat.
Vergleichen Sie die 1. Ionisierungsenergie folgender Elemente (< oder >): Na und K
Na > K
- Ionisierungsenergie ↓ innerhalb der Gruppe und kein stetiger Anstieg innerhalb der Periode
Vergleichen Sie die 1. Ionisierungsenergie folgender Elemente (< oder >): P und S
P > S
weil ein Elektron aus der stabilieren halb besetzten p-Schale von P zu entfernen mehr Energie erfordert als das 4. Elektron der p-Schale im S
- Ionisierungsenergie ↓ innerhalb der Gruppe und kein stetiger Anstieg innerhalb der Periode
Vergleichen Sie die 1. Ionisierungsenergie folgender Elemente (< oder >): Mg und Al
Mg > Al
- Ionisierungsenergie ↓ innerhalb der Gruppe und kein stetiger Anstieg innerhalb der Periode
Vergleichen Sie die 1. Ionisierungsenergie folgender Elemente (< oder >): Ne und Na
Ne > Na
- Ionisierungsenergie ↓ innerhalb der Gruppe und kein stetiger Anstieg innerhalb der Periode
Warum ist der Unterschied zwischen 2. und 1. Ionisierungsenergie bei Kalium (ca. 7mal) größer als bei Calcium (ca. 2mal)?
E-konfiguration K+ : [Ar]
→ Bei K+ müsste die stabile Edelgaskonfiguration zerstört werden, um zum K2+ zu kommen.
E-konfiguration Ca+ : [Ar]4s 1
→ Das Elektron aus 4s zu entfernen erfordert weniger Energie.
Vergleichen Sie die 1. Ionisierungsenergie folgender Elemente (< oder >): F und Cl
F > Cl
- Ionisierungsenergie ↓ innerhalb der Gruppe und kein stetiger Anstieg innerhalb der Periode
Welche Gemeinsamkeit in der Elektronenkonfiguration haben die Elemente
der 7. Hauptgruppe (17. Gruppe) und was folgt daraus?
Valenzelektronen → s² p⁵
ähnliche chemische Eigenschaften
Elektronegativität - Def.
= Maß für das Bestreben eines Atoms in einer Bindung das gemeinsame Elektronenpaar anzuziehen
→ ΔEN = Maß für die Polarität der Bindung
a) nach Pauling: EN basiert auf der Betrachtung der Dissoziationsenergien
b) nach Mulliken: EN als Mittelwert der Ionisierunsenergie und Elektronenaffinität
c) nach Allred-Rochow: EN proportional der
elektrostatischen Anziehungskraft
Welche Art Elemente hat eine geringe Elektronegativität?
Elemente mit
a) großem Atomradius:
- äußere Elektronen weiter vom Kern entfernt → geringere Anziehung der Elektronen
b) geringer Kernladung:
- weniger Protonen im Kern → geringere Anziehung der Elektronen
i.d.R. Metalle, insbesondere die Alkali- und Erdalkalimetalle
ΔEN als Maß für die Polarität der Bindung - Nenne die ΔEN, den ionischen Bindungsanteil und Bsp. für eine
a) unpolare Atombindung
b) polare Atombindung
c) stark polare Atombindung
d) Ionenbindung
a) unpolare Atombindung
- ΔEN: <0,2
- ion. BA: <1%
- Bsp.: N2, O3, S8
b) polare Atombindung
- ΔEN: 0,2-1,5
- ion. BA: 1-43%
- Bsp.: CO2, NH3
c) stark polare Atombindung
- ΔEN: 1,5-2,0
- ion. BA: 43-63%
- Bsp.: AlCl3, SiO2
d) Ionenbindung
- ΔEN: >2,0
- ion. BA: > 63%
- Bsp.: NaF, CaO
Wozu führen unterschiedliche Elektronegativitäten von Atomen in ähnlichen Verbindungen bei Reaktionen? Nenne ein Beispiel.
- zu unterschiedlichen Reaktionsabläufen
- z.B. bei der Hydrolyse von Stickstoff-Halogen-Verbindungen:
δ+ δ-
N F₃ + 2 H₂O → HNO₂ + 3 HF
δ- δ+
N Cl₃ + 3 H₂O → 3 HOCl + NH₃
Wie und warum verändert sich die Elektronegativität der Atome mit steigender Ordnungszahl innerhalb der Gruppe?
Sie nimmt gewöhnlich ab, da die Abschirmung durch die inneren Elektronen zunimmt.
Markieren Sie die Polaritäten folgender kovalenter Bindungen: C – H
-δ +δ
C – H
Markieren Sie die Polaritäten folgender kovalenter Bindungen: B – H
+δ -δ
B – H
Markieren Sie die Polaritäten folgender kovalenter Bindungen: N - O
+δ -δ
N - O
Markieren Sie die Polaritäten folgender kovalenter Bindungen: I – Cl
+δ -δ
I – Cl
Markieren Sie die Polaritäten folgender kovalenter Bindungen: N – C
-δ +δ
N – C
