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
