Valenzelektronen und Atomeigenschaften

(1)

Timm Wilke

Georg-August-Universität Göttingen

Wintersemester 2014 / 2015

K APITEL 1 – A UFBAU DER M ATERIE

(2)

Valenzelektronen und Atomeigenschaften

 Valenzelektronen (Außenelektronen) bestimmen zu einem großen Teil die Eigenschaften und das Reaktionsverhalten eines Stoffes

 Elemente einer Hauptgruppe besitzen ähnliche Eigenschaften

Lithium Natrium Kalium

(3)

Reaktionsverhalten & Edelgaskonfiguration

 Elemente streben nach abgeschlossenen - das heißt vollen oder leeren - Schalen, der sogenannten (besonders stabilen) Edelgaskonfiguration

 Reaktion von Natrium (1 Valenzelektron) mit Chlor (7 Valenzelektronen) – Na → Na ⁺ + 1 e ^- | Cl + 1 e ^- → Cl ^-

– Gesamtreaktion: Na + Cl → NaCl

→ Durch das Streben nach Edelgaskonfiguration können Reaktionen

vorhergesagt werden.

(4)

Bohr‘sches Modell

 Bohr‘sches Modell: Aufbau und viele Eigenschaften erklärbar

 Problematisch: Aufenthalt der Elektronen auf „Bahnen“ messbar falsch

 Räumliche Gestalt der Moleküle nicht erklärbar

 Kreisbahnen gewähren keinen größtmöglichen Abstand

Das Orbitalmodell

 ist das zutreffendste Modell der Wirklichkeit (bis jetzt),

 erklärt die räumliche Gestalt von Molekülen und

 die chemische Bindung (Doppel-, Dreifachbindung etc.) deutlich einfacher.

(5)

Orbitale und Quantenzahlen

(6)

WH: Orbitalmodell und Quantenzahlen

 Hauptquantenzahl n: n = 1,2,3

– Beschreibt die Schale des Elektrons – Werte: n = 1,2,3, …

 Nebenquantenzahl l: l = n-1

– Beschreibt die Form des Orbitals. Werte: 0,1,2, … – l = 0 → s-Orbital

– l = 1 → p-Orbital – l = 2 → d-Orbital

 Pro Unterschale gibt es 2l + 1Orbitale

– 3s → 1 Orbital, 3p → 3 Orbitale, 3d → 5 Orbitale

(7)

WH: Orbitale

 Wiederholung: Die Nebenquantenzahl l wird durch n-1 bestimmt.

Nebenquantenzahl l

Bezeichnung der

Unterschale Anzahl der Orbitale Elektronen pro

Orbital (Pauli) Maximale Elektronenzahl

s 1 2 2

p 3 2 6

d 5 2 10

f 7 2 14

(8)

WH: Orbitale

 Merkregel: Je größer die Schale (n), desto mehr Elektronen beinhaltet sie .

Elektronenschale

Hauptquantenzahl n Maximale

Elektronenzahl Unterschalen Maximale Elektronenzahl

1 2 1 (s) 2

2 8 2 (s,p) (2+6 =) 8

3 18 3 (s,p,d) (2+6+10=)18

4 32 4 (s,p,d,f) (2+6+10+14=) 32

(9)

WH: Zusammenfassung

Elektronenschale

Hauptquantenzahl n

Nebenquantenzahl l (l = n-1)

Unterschalen (2l + 1)

Maximale Elektronenzahl

1 0 1 (s) 2

2 1 2 (s,p) (2+6 =) 8

3 2 3 (s,p,d) (2+6+10=)18

4 3 4 (s,p,d,f) (2+6+10+14=) 32

(10)

Wie werden Orbitale besetzt?

 Anders als bei Bohr: Festgelegte Reihenfolge (rote Pfeile)

 Für Interessierte: d-Orbitale

werden aus Stabilitätsgründen

erst nach den nächsthöheren s-

Orbitalen besetzt)

(11)

Wie werden Orbitale besetzt?

 Beispiel: Natrium. ( ₁₁ ²³ Na )

(12)

Wie werden Orbitale besetzt?

Elektronenkonfiguration Natrium:

1s² 2s² 2p ⁶ 3s ¹

↑↓

↓

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

↑

(13)

Aufgaben

 Elektronenkonfiguration Natrium: 1s² 2s² 2p ⁶ 3s ¹

 Weitere Beispiele: Lithium ( ₃ ⁷ Li ), Kohlenstoff ( ¹² ₆ C ),

Sauerstoff ( ¹⁶ ₈ O ), Neon ( ₁₀ ²⁰ Ne ), Eisen ( ₂₆ ⁵⁶ Fe )

(14)

Lösung

 Lithium ( ₃ ⁷ Li ): 1s ² 2s ¹

 Kohlenstoff ( ¹² ₆ C ): 1s ² 2s ² 2p ²

 Sauerstoff ( ¹⁶ ₈ ^O ): 1s ² 2s ² 2p ⁴

 Neon ( ₁₀ ²⁰ Ne ): 1s ² 2s ² 2p ⁶

 Eisen ( ₂₆ ⁵⁶ Fe ): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ⁶

(15)

Zum Üben: Weitere Beispiele

 Beispiele:

H (Z=1): 1s ¹ He (Z=2): 1s ²

C (Z=6): 1s ² 2s ² 2p ² O (Z=8): 1s ² 2s ² 2p ⁴ Ne (Z=10): 1s ² 2s ² 2p ⁶ Na (Z=11): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ¹ Al (Z=13): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ¹ K (Z=19): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹

Ti (Z=22): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ²

(16)

Schreibweise

 Abkürzung bzw. Vereinfachung möglich durch Verwendung des letzten Edelgases.

– Ne (Z=10): 1s ² 2s ² 2p ⁶

– Na (Z=11): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s 1 oder [Ne] 3s ¹ – Mg (Z=12): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s 2 oder [Ne] 3s ²

– Ar (Z=18): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ oder [Ne] 3s ² 3p ⁶

– K (Z=19): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ oder [Ar] 4s ¹

(17)

Periodensystem – Haupt- und Nebengruppen

(18)

Hauptgruppen

Hauptgruppe Außenelektronen Bezeichnung

1. 1 Alkalimetalle

2. 2 Erdalkalimetalle

3. 3 Aluminium-Gruppe

4. 4 Kohlenstoff-/Silicium-Gruppe

5 5 Stickstoff-/Phosphor-Gruppe

6 6 Sauerstoff-/Schwefel-Gruppe („Erzbildner“)

7 7 Halogene („Salzbildner“)

8 8 Edelgase

(19)

Ionen, Ionisierung

 Ionen: Elektrisch geladene Atome oder Moleküle

 Ein oder mehrere Elektronen entfernt: Kationen

– Beispiele: Na ⁺ , Ca ²⁺

 Ein oder mehrere Elektronen hinzugefügt: Anionen

– Beispiele: Cl ^- , SO ₄ ^4-

(20)

Ionisierungsenergie

Ionisierungsenergie:

Energiebetrag der aufzuwenden ist, um ein Elektron aus dem jeweiligen Atom zu entfernen

Periodizität: Innerhalb einer Element-Gruppe nehmen die Ionisierungsenergien ab, innerhalb einer Periode nehmen sie von links nach rechts zu.

Das erste gepaarte Elektron ist etwas leichter zu entfernen, als das letzte ungepaarte.

Ausnahmen:

Das „erste“ p-Elektron ist etwas

leichter zu entfernen als das „zweite“ s-Elektron.

(21)

Erklärung: Ausnahmen

 Erklärung: Pauli-Prinzip. Halb oder ganz besetzte Orbitale sind besonders stabil.

 Volles 2s-Orbital → günstig. 2p-Elektron daher leicht zu entfernen.

 Halbbesetztes 2p-Orbital → günstig. 2p-Elektron daher leicht zu entfernen.

↑↓

↑↓ ↑

↑↓

↑↓ ↑↓ ↑ ↑

(22)

Periodizität:

Elemente der gleichen Hauptgruppe weisen ähnliche Ionisierungs- energien auf (bspw.

Lithium, Natrium, Kalium).

(23)

Die chemische Bindung

(24)

Die chemische Bindung

 Elektrostatische Wechselwirkungen zwischen Atomen

 Bindungen mit geeigneten Partnern günstiger, stabiler

– Erinnerung: Streben nach Edelgaskonfiguration

 Arten chemischer Bindungen

– Kovalente Bindungen – Ionenbindungen

– Metallische Bindungen

– Schwache Bindungen

(25)

Kovalente Bindung

 Atome „teilen“ sich Valenzelektronen

 Orbitale überlappen, Valenzelektronen befinden sich zwischen den beiden Kernen

 Einzel-, Doppel-, Dreifach-

bindungen möglich – abhängig

von der Oktettregel

(26)

Kovalente Bindung

 Beispiel: Chlor besitzt 7 Valenzelektronen und fehlt eines für die Edelgaskonfiguration. Daher teilen sich zwei Chloratome ein Elektronenpaar.

 Beide Atome besitzen somit Edelgaskonfiguration.

(27)

Aufgaben

 Warum kommt Brom in Reinform nur molekular vor (als Br ₂ d.h. als Molekül aus zwei Bromatomen)?

 Wasserstoff und Lithium besitzen beide ein

Valenzelektron. Kommen sie ebenfalls molekular vor?

 Sauerstoff kommt ebenfalls molekular vor – wie

könnte das erklärt werden?

(28)

Elektronegativität

 Bindungselektronen befinden sich bei identischen Atomen genau in der Mitte zwischen den Kernen

 Bei verschiedenen Atomen verschiebt sich das

bindende Elektronenpaar und das Ladungszentrum

(29)

Rechtliches

 Abbildungsnachweis:

Folie 20:

http://www.chemgapedia.de/vsengine/media/vsc/de/ch/2/oc/physikalische_grundlagen/chemische_bindung/hybridisie rung/sp3/ethan.gif

http://www.br-online.de/bildung/databrd/chv8.htm/chv8b01.jpg

http://ruby.chemie.uni-freiburg.de/Vorlesung/Gif_bilder/Metalle/dreieck_bunt.png

Folie 25:

http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_4/vlu/ionenb.vlu/Page/vsc/de/ch/11/aac /vorlesung/kap_4/kap4_4/kap44_3.vscml.html

Folie 26:

Dr. Ingo Schnell, http://docschnell.org

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Die Angaben zu den Stoffen und Experimentieranleitungen wurden jedoch sorgfältig und nach bestem Gewissen erstellt und sind in jedem Falle zu beachten,.

(30)

Valenzelektronen und Atomeigenschaften

Timm Wilke

Georg-August-Universität Göttingen

K APITEL 1 – A UFBAU DER M ATERIE

Valenzelektronen und Atomeigenschaften

 Valenzelektronen (Außenelektronen) bestimmen zu einem großen Teil die Eigenschaften und das Reaktionsverhalten eines Stoffes

 Elemente einer Hauptgruppe besitzen ähnliche Eigenschaften

Lithium Natrium Kalium

Reaktionsverhalten & Edelgaskonfiguration

 Elemente streben nach abgeschlossenen - das heißt vollen oder leeren - Schalen, der sogenannten (besonders stabilen) Edelgaskonfiguration

 Reaktion von Natrium (1 Valenzelektron) mit Chlor (7 Valenzelektronen) – Na → Na + + 1 e - | Cl + 1 e - → Cl -

– Gesamtreaktion: Na + Cl → NaCl

→ Durch das Streben nach Edelgaskonfiguration können Reaktionen

vorhergesagt werden.

Bohr‘sches Modell

 Bohr‘sches Modell: Aufbau und viele Eigenschaften erklärbar

 Problematisch: Aufenthalt der Elektronen auf „Bahnen“ messbar falsch

 Räumliche Gestalt der Moleküle nicht erklärbar

 Kreisbahnen gewähren keinen größtmöglichen Abstand

Das Orbitalmodell

 ist das zutreffendste Modell der Wirklichkeit (bis jetzt),

 erklärt die räumliche Gestalt von Molekülen und

 die chemische Bindung (Doppel-, Dreifachbindung etc.) deutlich einfacher.

Orbitale und Quantenzahlen

WH: Orbitalmodell und Quantenzahlen

 Hauptquantenzahl n: n = 1,2,3

– Beschreibt die Schale des Elektrons – Werte: n = 1,2,3, …

 Nebenquantenzahl l: l = n-1

– Beschreibt die Form des Orbitals. Werte: 0,1,2, … – l = 0 → s-Orbital

– l = 1 → p-Orbital – l = 2 → d-Orbital

 Pro Unterschale gibt es 2l + 1Orbitale

– 3s → 1 Orbital, 3p → 3 Orbitale, 3d → 5 Orbitale

WH: Orbitale

 Wiederholung: Die Nebenquantenzahl l wird durch n-1 bestimmt.

Nebenquantenzahl l

Bezeichnung der

Unterschale Anzahl der Orbitale Elektronen pro

Orbital (Pauli) Maximale Elektronenzahl

s 1 2 2

p 3 2 6

d 5 2 10

f 7 2 14

WH: Orbitale

 Merkregel: Je größer die Schale (n), desto mehr Elektronen beinhaltet sie .

Elektronenschale

Hauptquantenzahl n Maximale

Elektronenzahl Unterschalen Maximale Elektronenzahl

1 2 1 (s) 2

2 8 2 (s,p) (2+6 =) 8

3 18 3 (s,p,d) (2+6+10=)18

4 32 4 (s,p,d,f) (2+6+10+14=) 32

WH: Zusammenfassung

Elektronenschale

Hauptquantenzahl n

Nebenquantenzahl l (l = n-1)

Unterschalen (2l + 1)

Maximale Elektronenzahl

1 0 1 (s) 2

2 1 2 (s,p) (2+6 =) 8

3 2 3 (s,p,d) (2+6+10=)18

4 3 4 (s,p,d,f) (2+6+10+14=) 32

Wie werden Orbitale besetzt?

 Anders als bei Bohr: Festgelegte Reihenfolge (rote Pfeile)

 Für Interessierte: d-Orbitale

werden aus Stabilitätsgründen

erst nach den nächsthöheren s-

Orbitalen besetzt)

Wie werden Orbitale besetzt?

 Beispiel: Natrium. ( 11 23 Na )

Wie werden Orbitale besetzt?

Elektronenkonfiguration Natrium:

1s² 2s² 2p 6 3s 1

↓

Aufgaben

 Elektronenkonfiguration Natrium: 1s² 2s² 2p 6 3s 1

 Weitere Beispiele: Lithium ( 3 7 Li ), Kohlenstoff ( 12 6 C ),

Sauerstoff ( 16 8 O ), Neon ( 10 20 Ne ), Eisen ( 26 56 Fe )

Lösung

 Lithium ( 3 7 Li ): 1s 2 2s 1

 Kohlenstoff ( 12 6 C ): 1s 2 2s 2 2p 2

 Reaktion von Natrium (1 Valenzelektron) mit Chlor (7 Valenzelektronen) – Na → Na ⁺ + 1 e ^- | Cl + 1 e ^- → Cl ^-

 Beispiel: Natrium. ( ₁₁ ²³ Na )

1s² 2s² 2p ⁶ 3s ¹

 Elektronenkonfiguration Natrium: 1s² 2s² 2p ⁶ 3s ¹

 Weitere Beispiele: Lithium ( ₃ ⁷ Li ), Kohlenstoff ( ¹² ₆ C ),

Sauerstoff ( ¹⁶ ₈ O ), Neon ( ₁₀ ²⁰ Ne ), Eisen ( ₂₆ ⁵⁶ Fe )

 Lithium ( ₃ ⁷ Li ): 1s ² 2s ¹

 Kohlenstoff ( ¹² ₆ C ): 1s ² 2s ² 2p ²

 Sauerstoff ( ¹⁶ ₈ ^O ): 1s ² 2s ² 2p ⁴

 Neon ( ₁₀ ²⁰ Ne ): 1s ² 2s ² 2p ⁶

 Eisen ( ₂₆ ⁵⁶ Fe ): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ⁶

H (Z=1): 1s ¹ He (Z=2): 1s ²

C (Z=6): 1s ² 2s ² 2p ² O (Z=8): 1s ² 2s ² 2p ⁴ Ne (Z=10): 1s ² 2s ² 2p ⁶ Na (Z=11): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ¹ Al (Z=13): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ¹ K (Z=19): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹

Ti (Z=22): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ²

– Ne (Z=10): 1s ² 2s ² 2p ⁶

– Na (Z=11): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s 1 oder [Ne] 3s ¹ – Mg (Z=12): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s 2 oder [Ne] 3s ²

– Ar (Z=18): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ oder [Ne] 3s ² 3p ⁶

– K (Z=19): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ oder [Ar] 4s ¹

– Beispiele: Na ⁺ , Ca ²⁺

– Beispiele: Cl ^- , SO ₄ ^4-

 Warum kommt Brom in Reinform nur molekular vor (als Br ₂ d.h. als Molekül aus zwei Bromatomen)?