Atomstruktur & Periodensystem

Atomstruktur & Elektronenkonfiguration

Quantenzahlen

• n: Hauptquantenzahl (Energieniveaus 1 bis 7)
• l: Nebenquantenzahl (Unterniveaus: s, p, d, f)
• m: Magnetquantenzahl (-l bis +l, z.B. für l=1: -1, 0, +1)
• s: Spinquantenzahl (+1/2 oder -1/2)

Regeln für die Elektronenkonfiguration

1. Aufbauprinzip (Prinzip der geringsten Energie): Elektronen besetzen zuerst die Orbitale mit der niedrigsten Energie.
2. Methoden zur Bestimmung der Energieniveaus:
   • Diagonalenregel
   • n + l Regel
3. Pauli-Prinzip: Kein Elektron in einem Atom kann in allen vier Quantenzahlen mit einem anderen Elektron übereinstimmen. Maximal zwei Elektronen pro Orbital mit entgegengesetztem Spin.
4. Hund'sche Regel (Regel der maximalen Multiplizität): Bei energiegleichen Orbitalen (z.B. p-Orbitale: p_x, p_y, p_z) werden diese zuerst einzeln mit Elektronen gleichen Spins besetzt, bevor Doppelbesetzungen erfolgen.

Weitere Begriffe

• Elektronenkonfiguration: Gibt die Verteilung der Elektronen auf die verschiedenen Energieniveaus und Orbitale an.
• Edelgase: Erfüllen die Oktettregel (8 Außenelektronen), Ausnahme: Helium (Duettregel: 2 Außenelektronen).
• Ausnahmen: Einige Elemente (z.B. mit d⁴ oder d⁹ Konfigurationen) zeigen Abweichungen von den Regeln, um stabilere Konfigurationen (d⁵ oder d¹⁰) zu erreichen.
• Valenzelektronen: Elektronen der äußersten Schale (und ggf. teilweise gefüllte d-Orbitale der vorherigen Schale). Sie bestimmen die chemischen Eigenschaften.
• Differenzierungselektron: Das Elektron, das zuletzt zur Elektronenkonfiguration hinzugefügt wird.

Periodensystem der Elemente (PSE)

Eigenschaften und Einteilung

• Metalle: Links und im Zentrum des PSE. Gute Leiter für Wärme und Elektrizität, glänzend, duktil (verformbar).
• Nichtmetalle: Rechts oben im PSE (plus Wasserstoff). Schlechte Leiter, oft gasförmig oder spröde Feststoffe, nicht glänzend.
• Metalloide (Halbmetalle): Zwischen Metalle und Nichtmetallen. Zeigen Eigenschaften von beiden Gruppen.

Gruppen und Perioden

• Gruppen (18 Spalten): Elemente in derselben Gruppe haben ähnliche chemische Eigenschaften, da sie die gleiche Anzahl an Valenzelektronen besitzen.
  • Hauptgruppen (A-Gruppen): s- und p-Block-Elemente.
  • Nebengruppen (B-Gruppen): d-Block-Elemente (Übergangsmetalle).
• Perioden (7 Zeilen): Die Elemente einer Periode haben die gleiche Anzahl an Elektronenschalen (Energieniveaus).

Entwicklungsgeschichte

• 1860-1870: Entwicklung des Periodensystems.
• Dmitri Mendelejew und Lothar Meyer (1869): Ordnung der Elemente nach steigender Atommasse.
• Mendelejews Postulate (1869, Russische Chemische Gesellschaft):
  1. Elemente, nach Atommasse geordnet, zeigen eine Periodizität der Eigenschaften.
  2. Chemisch ähnliche Elemente haben ähnliche Atommassen.
  3. Die Anordnung nach Atomgewicht entspricht der Wertigkeit.
  4. Häufige Elemente haben kleine Atommassen und ausgeprägte Eigenschaften.
  5. Die Atommasse bestimmt die Eigenschaften eines Elements.
  6. Atommassen können korrigiert werden, wenn man benachbarte Elemente kennt.
  7. Vorhersage fehlender Elemente (Lücken im PSE).
• Fehler/Probleme in Mendelejews erstem PSE:
  • Kein fester Platz für Wasserstoff.
  • Mehrere Wertigkeiten für einige Elemente.
  • Lanthanide wurden als eine Gruppe behandelt.
  • Einige Elemente waren nicht streng nach steigender Atommasse geordnet.

Hauptgruppen (Beispiele)

• 1A (1): Alkalimetalle
• 2A (2): Erdalkalimetalle
• 3A (13): Borgruppe (Erdmetalle)
• 4A (14): Kohlenstoffgruppe
• 5A (15): Stickstoffgruppe
• 6A (16): Chalkogene (Sauerstoffgruppe)
• 7A (17): Halogene
• 8A (18): Edelgase