Anorganische Chemie

· kleines Z

· Protonenzahl ≈ Neutronenzahl

· grosses Z

· Protonenzahl < Neutronenzahl

Isotopenzusammensetzung der natürlich vorkommenden Elemente

N_A = 6.022 · 10²³ mol^-1

1 mol = 6.022 · 10²³ Teilchen

· Die Elektronen haben nicht alle die gleiche Energie / verteilen sich auf diskrete Energieniveaus

· Die Energieniveaus sind charakterisiert durch vier sog. Quantenzahlen / ordnen sich in Schalen

· Hauptschalen (Hauptquantenzahl n): K (1), L (2), M (3), ...

· Unterschalen (Nebenquantenzahl l): s (0), p (1), d (2), f (3)

· Magnetquantenzahl m: diskrete Werte zwischen -l und +l

· Spinquantenzahl s: ± 1/2

Kein Elektron eines Atoms stimmt in allen vier Quantenzahlen mit einem anderen überein

2n²

bestimmte Besetzung der Energieniveaus eines Atoms

energetisch günstigste Elektronenkonfiguration

1. Niveaus haben mit steigendem Wert der Hauptquantenzahl höhere Energie (K < L < M < N)

2. Energiezunahme der Nebenquantenzahlen innerhalb einer Hauptquantenzahl mit steigendem l (s < p < d < f)

3. Magnetquantenzahl innerhalb einer Nebenquantenzahl ergeben energiegleiche (entartete) Niveaus

4. Die beiden Spinquantenzahlen innerhalb eines Niveaus mit einer Magnetquantenzahl sind energiegleich

5. Hund'sche Regel

Bei energetisch gleichwertigen (entarteten) Niveaus innerhalb einer Unterschale erfolgt zunächst die Besetzung mit je einem Elektron (gleiche Spinquantenzahl). Wenn alle Niveaus einfach besetzt sind, erfolgt sukzessive Doppelbesetzung (mit der anderen Spinquantenzahl).

Elektronen der äussersten Schale

Durch Zufuhr von Energie können Atome aus dem Grundzustand in einen angeregten Zustand überführt werden.

Fällt ein angeregter Zustand in den Grundzustand zurück, wird die (Licht-)Energie ∆E = h · f frei.

· Aufenthaltsbereich eines Elektrons zu einer bestimmten Wahrscheinlichkeit

· Grösse: bestimmt durch Hauptquantenzahl

· Form: bestimmt durch Nebenquantenzahl

· Orientierung: bestimmt durch Magnetquantenzahl

Ordnung der Elemente nach steigender Kernladungszahl und Zusammenfassung chemisch verwandter Elemente in Gruppen

s. Bild

s. Bild

Alkalimetalle

1 Valenzelektron

Erdalkalimetalle

2 Valenzelektronen

Erdmetalle

3 Valenzelektronen

Kohlenstoffgruppe

4 Valenzelektronen

Stickstoffgruppe

5 Valenzelektronen

Chalkogene

6 Valenzelektronen

Halogene

7 Valenzelektronen

Edelgase

8 Valenzelektronen

O (65%)

C (18%)

H (10%)

N (3%)

· von links nach rechts innerhalb der Periode abnehmend (mehr Protonen → grössere Coulombkraft)

· von oben nach unten innerhalb der Gruppen zunehmend (mehr Schalen → grösserer Radius)

· wie Atomradius

· innerhalb der Periode sind in der Regel die Anionenradien grösser als die Kationenradien

· von links nach rechts innerhalb der Perioden zunehmend (mehr Protonen → stärkere Coulombkraft)

· von oben nach unten innerhalb der Gruppen abnehmend (grösserer Radius → schwächere Coulombkraft)

· links unten bilden sich die stabilsten Kationen

· höchste Werte oben rechts (Bildung von stabilen Anionen)

· kleinste Werte unten links

· Elektronenaffinität ist besonders hoch, wenn durch das Hinzufügen eines Elektrons ein Schalenabschluss erreicht wird.

· Erdalkalimetalle haben niedrige Elektronenaffinität, weil es ungüstig ist, ein neues p-Orbital zu besetzen

Die bei der Elektronenaufnahme durch ein Atom oder Ion freiwerdende Energie in der Gasphase

· \(t_{1 / 2}\)= Zeit bis die Hälfte einer Anzahl von Atomen zerfallen ist

· kann stark variieren (Sekunden - Jahre)

· \(_2^4He^{2+}\) (Helium - Kern)

· \(v < {1 \over 10} c\)

· mässig eindringend, schädigend

· Z → Z - 2   /   A → A - 4

· \(_{-1}^{\space \space \space 0} e\) (Elektron)

· \(v < {9 \over 10}c\)

· mässig eindringend

· ein Neutron zerfällt in ein Elektron und in ein Proton

· Z → Z + 1   /   A → A