📑 Inhaltsverzeichnis
Das Periodensystem ordnet die Elemente nach steigender Ordnungszahl. Betrachtet man physikalische und chemische Eigenschaften über das Periodensystem hinweg, zeigen sich regelmäßige periodische Trends, die sich durch den Atombau und die Elektronenkonfiguration erklären lassen.
Atomradius
Der Atomradius beschreibt die Größe eines Atoms. Er nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts ab, weil die Kernladung steigt, während die Schalenzahl gleich bleibt. Die stärkere Anziehung zieht die Elektronenhülle enger zusammen.
Innerhalb einer Gruppe von oben nach unten nimmt der Atomradius zu, da jede neue Periode eine weitere Schale hinzufügt. Die äußeren Elektronen sind weiter vom Kern entfernt, trotz der steigenden Kernladung.
| Element | Atomradius / pm |
|---|---|
| Li | 152 |
| Na | 186 |
| K | 227 |
| F | 71 |
| Cl | 99 |
| Br | 114 |
Fluor hat den kleinsten, Francium den größten Atomradius aller Elemente.
Ionisierungsenergie
Die Ionisierungsenergie $IE$ ist die Energie, die nötig ist, um ein Elektron aus einem gasförmigen Atom zu entfernen:
$$\ce{M(g) -> M+(g) + $e^-$} \quad \Delta H = IE_1$$Sie steigt innerhalb einer Periode von links nach rechts, da die steigende Kernladung die Elektronen stärker bindet. In einer Gruppe nimmt sie von oben nach unten ab, weil die äußeren Elektronen weiter vom Kern entfernt und besser abgeschirmt sind.
Eine Ausnahme zeigt sich zwischen Gruppe 2 und 13: Die $IE$ von Bor ist niedriger als die von Beryllium, weil das p-Elektron in Bor energiereicher und leichter zu entfernen ist als ein s-Elektron. Ebenso sinkt die $IE$ zwischen Gruppe 15 und 16 (Stickstoff → Sauerstoff), da die Elektronenabstoßung in einem bereits paarweise besetzten p-Orbital die Entfernung erleichtert.
Die zweite Ionisierungsenergie $IE_2$ ist stets größer als $IE_1$, da das Elektron aus einem positiv geladenen Ion entfernt wird.
Elektronegativität
Die Elektronegativität $EN$ (nach Pauling) gibt an, wie stark ein Atom in einer chemischen Bindung die Bindungselektronen anzieht. Sie steigt innerhalb einer Periode nach rechts und sinkt innerhalb einer Gruppe nach unten.
Fluor ($EN = 4{,}0$) ist das elektronegativste Element, Caesium ($EN = 0{,}7$) und Francium das am wenigsten elektronegative. Die Differenz der Elektronegativitäten $\Delta EN$ zweier Bindungspartner bestimmt den Bindungscharakter:
- $\Delta EN < 0{,}5$: unpolare kovalente Bindung
- $0{,}5 \leq \Delta EN \leq 1{,}7$: polare kovalente Bindung
- $\Delta EN > 1{,}7$: Ionenbindung
Beispiel: $\Delta EN(\ce{H2O}) = 3{,}5 - 2{,}1 = 1{,}4$ → polare Atombindung. $\Delta EN(\ce{NaCl}) = 3{,}2 - 0{,}9 = 2{,}3$ → Ionenbindung.
Elektronenaffinität
Die Elektronenaffinität $EA$ ist die Energie, die freigesetzt wird, wenn ein gasförmiges Atom ein Elektron aufnimmt:
$$\ce{M(g) + $e^-$ -> M-(g)} \quad \Delta H = EA$$Eine hohe Elektronenaffinität bedeutet, dass ein Atom gern ein Elektron aufnimmt. Halogene haben die höchsten $EA$-Werte, da sie durch die Aufnahme eines Elektrons die Edelgaskonfiguration erreichen. Edelgase haben negative $EA$-Werte, da das zusätzliche Elektron in eine neue, höhere Schale eingebaut werden müsste.
Übungen
Ordne die Elemente $\ce{Mg}$, $\ce{Ar}$, $\ce{Na}$, $\ce{Si}$, $\ce{Cl}$ nach steigendem Atomradius und begründe deine Reihenfolge mit der Kernladung und dem Schalenaufbau.
Erkläre, warum die erste Ionisierungsenergie von Sauerstoff niedriger ist als die von Stickstoff, obwohl Sauerstoff eine höhere Kernladung besitzt.
Berechne $\Delta EN$ für $\ce{HF}$, $\ce{CCl4}$ und $\ce{LiBr}$ mit folgenden EN-Werten: $EN_\ce{H}=2{,}1$, $EN_\ce{F}=4{,}0$, $EN_\ce{C}=2{,}5$, $EN_\ce{Cl}=3{,}2$, $EN_\ce{Li}=1{,}0$, $EN_\ce{Br}=3{,}0$. Handelt es sich jeweils um eine unpolare Atombindung, polare Atombindung oder Ionenbindung?
Die erste Ionisierungsenergie von Natrium beträgt $496\,\text{kJ/mol}$, die zweite $4562\,\text{kJ/mol}$. Erkläre den großen Unterschied zwischen $IE_1$ und $IE_2$.
Ordne die Elemente $\ce{F}$, $\ce{I}$, $\ce{Cl}$, $\ce{Br}$ nach steigender Elektronegativität. Wie lässt sich der Trend innerhalb der Gruppe 17 begründen?
Verwandte Themen
- Elektronenkonfiguration — Grundlagen der Orbitalbesetzung
- Chemische Bindungen — Atombindung, Ionenbindung, Metallbindung
- Atome und Moleküle — Atombau und Periodensystem
Zusammenfassung
Alle periodischen Trends lassen sich aus der steigenden Kernladung und dem Schalenaufbau der Atome ableiten: Der Atomradius nimmt in Perioden ab und in Gruppen zu. Die Ionisierungsenergie und Elektronegativität nehmen in Perioden zu und in Gruppen ab. Die Elektronenaffinität ist bei Halogenen am höchsten. Diese Trends erklären die chemischen Eigenschaften der Elemente und die Art der Bindungen, die sie eingehen.