AlCh 1 2. Atombau und PSE
Chemietechniker ILS 2.1 bis 2.2.1
Chemietechniker ILS 2.1 bis 2.2.1
Kartei Details
| Karten | 46 |
|---|---|
| Lernende | 15 |
| Sprache | Deutsch |
| Kategorie | Chemie |
| Stufe | Andere |
| Erstellt / Aktualisiert | 28.10.2013 / 28.12.2019 |
| Weblink |
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Die Magnetquantenzahl ml bestimmt die ??? des Orbitals.
räumliche Orientierung
So liegt das px-Orbital in der x-Achse des kartesischen Systems, py- und pz-Orbital entsprechend auf y- bzw. z-Achse
Atomorbitalschema und Besetzungsregeln
Mit Hilfe des AO-Schemas sind wir nun in der Lage, die Frage zu beantworten, welche der unendlich vielen Orbitale, über die jedes Atom verfügt, mit Elektronen besetzt sind. Ein unentbehrliches Hilfsmittel für die Ermittlung der Elektronenkonfiguration sind die sogenannten Besetzungsregeln
1. Aufbauprinzip:
Die Auffüllung von Orbitalen mit Elektronen erfolgt nach
steigender Energie, also in unserem AO-Schema von unten nach oben
2. Pauli-Prinzip
Ein Orbital kann maximal zwei Elektronen mit antiparallelem (entgegengesetztem) Spin aufnehmen. Man nennt solche Elektronen auch spinkompensiert
3. Hundsche Regel:
Energiegleiche (entartete) Orbitale werden zunächst einzeln und spinparallel besetzt.
Bei HG-Elementen sind nur die Elektronen der äußersten Hauptschale ???.
Valenzelektronen.
d-Elemente und f-Elemente gemeinsam heißen
Nebengruppenelemente
(NG-Elemente).
Bei allen Übergangselementen auch der noch folgenden höheren Perioden sind die beiden s-Elektronen der äußersten sowie alle d-Elektronen der
zweitäußersten Hauptschale ???
Valenzelektronen
Sind die (n – 2) f-Niveaus gefüllt, werden erst die (n – 1) d-Orbitale und dann die
np-Orbitale besetzt (n – Hauptquantenzahl der äußersten Hauptschale).
Die energetische Abfolge der Atomorbitale lautet also:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d1 < 4f < 5d2–10 < 6p < 7s < 6d1 < 5f < 6d2–10 < 7p
Bringt man die 116 bis jetzt bekannten Elemente in eine Anordnung, bei der Elemente gleicher Valenzkonfiguration übereinander und die gleicher Hauptquantenzahl der Valenzschale nebeneinander stehen, so erhält man das
PSE
Aufbau des PSE
Es wurde deutlich, dass das PSE aus acht Gruppen und sieben Perioden besteht.
Die Hauptgruppen werden meist als a-Gruppen (Ia bis VIIIa) bezeichnet. Sie
haben folgende Namen
Gruppe Valenzelektronenkonfiguration
Name
Ia ns1 Alkalimetalle
IIa ns2 Erdalkalimetalle
IIIa ns2p1 Erdmetalle
IVa ns2p2 Kohlenstoffgruppe
Va ns2p3 Stickstoffgruppe
VIa ns2p5 Chalkogene (Erzbildner)
VIIa ns2p5 Halogene (Salzbildner)
VIIIa ns2p6 Edelgase
Wir hatten oben gesehen, dass auf die Erdalkalimetalle ab der 4.Periode die zehn
Übergangs- oder d-Elemente folgen (IIIb–IIb-Gruppen). Im Gegensatz zu den
Hauptgruppen beginnen die b-Gruppen nicht mit der Ib-, sondern der IIIb-
Gruppe. Grund ist die Anzahl der Valenzelektronen. Die Alkalimetalle bilden die
Gruppe Ia, da sie über ein Valenzelektron (ns1) verfügen. Die IIIb-Elemente Scandium
(4s23d1) und seine Homologen (untereinanderstehende) besitzen aber drei
Valenzelektronen (ns2(n – 1)d1).
Um die 10 d-Elemente in acht Gruppen zu gliedern, wurden in der VIIIb-Gruppe
jeweils drei chemisch ähnliche Elemente zusammengefasst: Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd
sowie Os-Ir-Pt
Die inneren Übergangselemente bilden eine Reihe von je 14 Elementen, die nicht
in ein 8er-Schema gepresst werden können. Auch von den chemischen Eigenschaften
her würde dies keinen Sinn machen, da sich die Actiniden und vor allem die
Lanthaniden untereinander chemisch äußerst ähnlich sind. Die f-Elemente werden
daher ausgegliedert. Symbolhaft finden Sie im PSE hinter La und Ac einen
dicken Strich für die Position der f-Elemente
LA- Lanthaniden- innere Übergangselemente 4f Elemente
Ac-Actiniden 5f Elemente
Wieviele Protonen Neutronen und Elektronen besitzen
das 5827Co2+ Ion und das 5927Co3+ Ion
27p +31n +25e
27p + 32n + 24e
5827Co2+ Ion
Wie heissen die Grössen die sich hinter 58 und 27 verbergen ?
58 = MZ = Massezahl ( Protonen+Neutronen )
27 = KZ = Protonenzahl
Haben die verschiedenen Nuklide eines Elementes gleiche chemische
bzw. physikalische Eigenschaften? Begründung
Isotope eines Elementes besitzen gleiche chemische Eigenschaften, da ihre Elektronenkonfiguration identisch ist. Die physikalischen Eigenschaften
sind unterschiedlich z. B. die Masse.
Warum finden sich in der 1. Periode zwei, in der 2. Periode acht und in
der dritten Periode ebenfalls acht Elemente?
1. Periode: Auffüllung 1s mit 2 Elektronen → 2 Elemente
2. Periode: Auffüllung von 2s und drei 2p → 8 Elemente
3. Periode: nach Auffüllung von 3s und 3p (8 Elemente) wird nicht 3d,
sondern 4s besetzt; die folgenden Elemente gehören damit in
die 4. Periode
Warum beginnen die d-Elementreihen in der 3. und nicht wie die
Hauptgruppenperioden in der 1. Nebengruppe?
Die Elemente der 3. NG verfügen über drei Valenzelektronen
ns2(n – 1)d1
Warum sind alle NG-Elemente Metalle?
Die NG-Elemente folgen auf die Erdalkalimetalle und haben wie sie in
der äußersten Schale ns2. Die Unterschiede in den inneren Schalen
haben geringeren Einfluss.
Warum befinden sich die 3d-Elemente in der 4. Periode?
Weil vor Auffüllung von 3d bereits 4s besetzt wurde
Warum enthalten die 6. und 7. Periode jeweils 10 d-, aber 14 f-Elemente?
Weil die d-Unterschale 5, die f-Unterschale 7 Orbitale besitzt.
Wie heißen und lauten die drei Regeln zur Besetzung von Orbitalen?
Pauli-Prinzip: ein Orbital kann maximal 2 Elektronen mit antiparallelem Spin aufnehmen.
Hundsche Regel: Energiegleiche Orbitale werden zunächst einzeln und spinparallel besetzt.
Aufbau-Prinzip: Orbitale werden nach steigender Energie besetzt.
Welche Bedeutung haben die drei besprochenen Quantenzahlen für die
Eigenschaften eines Orbitals?
n bestimmt Größe und Energie, l bestimmt Form und Energie,
ml bestimmt die räumliche Orientierung.
