ALLGEMEINE und ANORGANISCHE CHEMIE

Transcrição

Atome mit mehreren Elektronen
ALLGEMEINE und
ANORGANISCHE CHEMIE
Orbitalenergien
Das Aufbauprinzip des Periodensystems
Elektronenkonfiguration des Grundzustandes
Hauptgruppen und Nebengruppen
Monoatomare Ionen
(770.100; 2 Std)
Die Periodizität atomarer Eigenschaften
3. Einheit
Atomradius
Ionenradius
Ionisierungsenergie
Effekt inerter Elektronenpaare u. diagonale Beziehungen
Elektronenaffinität
Elektronenstruktur der Elemente, Periodizität
atomarer Eigenschaften,
Valenzelektronenkonfiguration und
chemische Reaktivität
Einfluß der Elektronenkonfiguration auf die
chemischen Eigenschaften
l=2
Orbitalenergien
d
Ein neutrales Atom der Ordnungszahl Z hat Z Elektronen.
n=3
l=1
p
l=0
s
l=1
p
l=0
s
Die Kenntnis der elektronischen Struktur der Atome ist ein Schlüssel
zum Verständnis des Aufbaus des Periodensystems, der periodischen
Eigenschaften der Elemente und der Fähigkeit von Elementen
chemische Bindungen auszubilden.
n=2
n=1
l=0
s
Orbitalschema
nur für das
Wasserstoffatom!
Der Kern von Mehrelektronen-Atomen (Z > 1) ist höher geladen
als jener des Wasserstoffatoms (Z = 1). Die höhere Kernladung
führt zu einer stärkeren Anziehung der Elektronen und zu einer
Erniedrigung ihrer Energie. Andererseits bewirken ElektronElektronabstoßungen wieder eine Anhebung des Energieniveaus.
Im Heliumatum, He, ist die Ladung des Kerns 2e (Z = 2).
Die Gesamtenergie des Heliumatoms setzt sich daher aus
folgenden drei Termen zusammen:
V = - (2e2 / 40r1) – (2e2 / 40r2) + (e2 / 40r12)
Anziehung
r1
r2
r12
0
e
Anziehung
Abstand des Elektrons 1 vom Kern
Abstand des Elektrons 2 vom Kern
Abstand zwischen den zwei Elektronen
Dielektrizitätskonstante des Vakuums
Elektrische Elementarladung
Abstoßung
Die Schrödinger-Gleichungen für Atome mit mehreren Elektronen sind
extrem kompliziert, weil alle Elektronen miteinander in
Wechselwirkung stehen. Selbst für das Heliumatom (Z = 2) lässt sich
kein mathematischer Ausdruck für die Orbitale und die Energien
angeben. Man ist auf Näherungen angewiesen.
Prinzipiell besetzen in Mehrelektronen-Atomen die Elektronen ähnliche
Orbitale wie im Wasserstoffatom. Jedoch sind aufgrund der höheren
Kernladung und der Wechselwirkung zwischen den Elektronen die
Energieniveaus der Orbitale innerhalb einer Schale nun unterschiedlich.
Wasserstoff:
Keine Elektron-Elektronabstoßung.
Erster angeregter Zustand:
n=2
2s- und 2p Orbitale haben idente Energie.
Mehrelektronen-Systeme: In Mehrelektronen-Atomen wird die
Energie der Elektronen durch die höhere Kernladung teilweise
erniedrigt, teilweise bewirkt die gegenseitige Abstoßung der
Elektronen untereinander aber eine Anhebung der Energieniveaus
bestimmter Orbitale. Als Konsequenz haben die Unterschalen einer
bestimmten Hauptquantenzahl in Mehrelektronen-Atomen nicht
mehr idente Energie!
n=2
2p-Orbitale sind energiereicher als 2s-Orbitale
n=3
3p-Orbitale sind energiereicher als 3s-Orbitale
3d-Orbitale sind energiereicher als 3p-Orbitale
1
Im Wasserstoffatom haben das 2s- und das 2p-Orbital idente
Energie. Man sagt die Orbitale sind entartet.
In Mehrelektronen-Atomen liegen die s-Elektronen immer
energetisch niedriger als die p-Elektronen in einer gegebenen
Schale. In jedem Mehrelektronen-Atom sind die Unterschalen nicht
entartet.
Qualitative Erklärung für die Aufspaltung der Orbitale bei
Mehrelektronensystemen:
Durch die Nachbarschaft von Elektronen wird ein Elektron vom
Kern teilweise abgeschirmt. Die effektive nukleare Anziehung wird
durch die Wechselwirkung mit benachbarten Elektronen geringer.
Folge: Anhebung des Energieniveaus.
s-Elektron hat hohe Aufenthaltswahrscheinlichkeit am Kern
(Durchdringung oder Penetration des Kerns). Dies gilt nicht für ein
p-Elektron. Daher ist ein p-Elektron effektiver abgeschirmt und
seine effektive nukleare Anziehung ist geringer. Ein s-Elektron ist
also stärker gebunden und hat daher eine geringere Energie.
Jedes Elektron erfährt durch benachbarte Elektronen eine
Coulomb‘sche Abstoßung und wird vom positiven Kern
abgeschirmt. Die effektive Kernladungszahl Zeff ist also geringer
als es der Ordnungszahl Z entspricht.
Zeff = Z – 
mit
 = Abschirmungskonstante
Wasserstoffatom: 0 und Zeff = Z = 1
Die effektive Kernladungszahl ist für s- und p-Elektronen
verschieden, weil sich ihre Wellenfunktionen unterscheiden.
Effektive Kernladungszahlen für Valenzelektronen
Radiale
Wahrscheinlichkeitsfunktion
1s
Dichtere Annäherung
an den Kern
2s
3s
2p
3s
3p
Radiale Wahrscheinlichkeitsfunktionen von 3s und 3p-Orbitalen.
Ein Elektron in einem s-Orbital (hier 3s) wird mit größerer
Wahrscheinlichkeit in der Nähe des Kerns gefunden als ein
Elektron in einem p-Orbital derselben Schale.
Die Folge von Durchdringung und Abschirmung ist,
dass in Mehrelektronen-Atomen die Energien der
Unterschalen innerhalb einer Hauptquantenzahl n im
allgemeinen vom s- zum f-Orbital ansteigen:
s<p<d<f
Die einzelnen Orbitale derselben Unterschale (wie die
drei p-Orbitale einer p-Unterschale) bleiben auch in
Mehrelektronen-Atomen entartet.
Ein s-Elektron erfährt eine geringere Abschirmung als ein pElektron und damit ein größeres Zeff. Durch Kombination der
Effekte von Abschirmung und Durchdringung ergibt sich für ein
s-Elektron eine engere Bindung an den Kern als für ein
p-Elektron der gleichen Schale.
Effekte der Penetration und Elektron-Elektron-Abstoßung
werden mit zunehmender Ordnungszahl komplizierter und
führen zu einer Abweichung des Orbitalschemas vor allem
wenn die Orbitale sehr ähnliche Energien haben wie z.B.
die 4s- und 3d-Orbitale.
Abweichung ab Z = 21 (Sc, Scandium).
Das 4s-Elektron hat eine viel geringere Energie als ein
4p- oder 4d-Elektron. Die Energie eines 4s-Elektrons
liegt auch bereits unter jener der 3d-Elektronen desselben
Atoms.
2
Das Aufbauprinzip des Periodensystems
Ausschließungsprinzip nach Pauli (Pauli-Verbot):
Gedächtnishilfe zur
näherungsweisen Bestimmung
der Reihenfolge, in der die
Orbitale besetzt werden.

Es dürfen keine zwei Elektronen in
einem Atom in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen. Wenn bei
zwei Elektronen n, l, und ml übereinstimmen, müssen sie sich im Wert ms
unterscheiden.

Zwei Elektronen innerhalb eines Orbitals
Wolfgang Pauli
haben die gleiche Wellenfunktion, d. h.
(1900-1958)
sie besetzen das gleiche Orbital (idente Werte für n, l, und
ml). Wegen ihres entgegengesetzten Spins heben sich
ihre magnetischen Eigenschaften auf. Die Elektronen
sind gepaart.

Jedes Orbital im Energiediagramm kann daher maximal
zwei Elektronen aufnehmen.
Gepaarte Elektronen
in einem Orbital.
Spin entgegengesetzt:

Ungepaarte Elektronen
Spin parallel: 
Müssen immer
verschiedenen
Orbitalen angehören
n = 1: Die beiden Elemente der ersten Periode:
Wasserstoff (H) und Helium (He)
n = 2: Die beiden ersten Elemente der zweiten Periode:
Lithium (Li) und Beryllium (Be)
H:
1s1
Li:
1s2 2s1
He:
1s2
Be:
Für die chemischen Eigenschaften der Elemente ist die
Elektronenkonfiguration der Außenschale entscheidend.
Die Außenschale wird auch als Valenzschale bezeichnet.
Für n = 1 ist die Valenzschale mit 2 Elektronen vollständig besetzt.
Helium hat eine „abgeschlossene“ Schale.
1s2 2s2
3
Li:
1s2 2s1
Z = 5; Bor (B): 1s2 2s2 2p1
Lithium hat 1 Valenzelektron:[He]
Beryllium hat 2 Valenzelektronen:
Be:
Wie lautet die Elektronenkonfiguration für Z = 6 (Kohlenstoff)?
1s2 2s2
Es gilt die Hund‘sche Regel der maximalen Multiplizität:
Elektronen verteilen sich auf energiegleiche (entartete) Orbitale so,
dass eine maximale Zahl von ungepaarten Elektronen mit parallelem
Spin resultiert.
2s1
[He] 2s2
Im Verlauf chemischer Reaktionen können nur Valenzelektronen
abgegeben werden. Lithium kann daher nur als Li+ (oder Beryllium
als Be2+) vorliegen und nicht als Li2+ oder Li3+.
1s22s22p2
Erklärung ist kompliziert. Sie berücksichtigt die quantenmechanische
Eigenschaft der Spinkorrelation: Elektronen mit parallelem Spin
weichen einander aus, um sich gegenseitig weniger abzustoßen.
Z=6
Kohlenstoff
(C)
1s22s22p5
Z=7
Stickstoff
(N)
1s22s22p6
Fluor
(F)
1s22s22p3
1s22s22p4
Z=8
Sauerstoff
(O)
Z=9
Z = 10
Neon
(Ne)
Helium, He (1s2) und Neon, Ne (1s22s22p6) haben volle
Valenzschalen. Sie zählen zur Gruppe der Edelgase
(reaktionsträge Elemente).
Edelgase bilden jeweils die letzten Elemente einer Periode.
Beginn der 3. Periode (n = 3) mit Natrium (Na): 1s22s22p6 3s1
Z = 11
Z = 12 Magnesium (Mg)
1s22s22p6 3s2
oder [Ne] 3s2
Z = 13 Aluminium (Al)
1s22s22p6 3s2 3p1
oder [Ne] 3s2 3p1
Z = 14 Silicium (Si)
1s22s22p6 3s2 3p2
oder [Ne] 3s2 3p2
Z = 15 Phosphor (P)
1s22s22p6 3s2 3p3
oder [Ne] 3s2 3p3
4
Z = 16
Schwefel (S)
1s22s22p6 3s2 3p4
oder
[Ne] 3s2 3p4
Z = 17 Chlor (Cl)
1s22s22p6 3s2 3p5
oder [Ne] 3s2 3p5
Z = 18 Argon (Ar)
1s22s22p6 3s2 3p6
oder [Ne] 3s2 3p6
Argon hat wiederum eine gefüllte Valenzschale. Wie Helium und
Neon ist Argon ein farbloses, geruchloses und inertes (chemisch
träges) Edelgas.
Nun beginnt die 4. Periode (n = 4). Die “vierte Schale” wird
aufgefüllt. Erstes Element der vierten Periode: Z = 19; Kalium (K)
Bei den nächsten Elementen
werden die 3d-Orbitale besetzt,
beginnend mit Scandium, Sc
(Z = 21)
[Ar]3d14s2
Z = 19 Kalium (K)
1s22s22p6 3s2 3p6 4s1 oder [Ar] 4s1
Z = 20 Calcium (Ca) 1s22s22p6 3s2 3p6 4s2 oder [Ar] 4s2
In den fünf d-Orbitalen können 10 Elektronen untergebracht
werden. Existenz von zehn 3d-Übergangsmetallen in der
4. Periode:
Z = 21 Scandium,
Z = 23 Vanadium,
Z = 25 Mangan,
Z = 27 Cobalt
Z = 29 Kupfer
Z = 22 Titan,
Z = 24 Chrom,
Z = 26 Eisen
Z = 28 Nickel
Z = 30 Zink
In der Übergangsmetallreihe
(3d-Elemente) von Sc bis Zn ist
eine eindeutige Vorhersage der
Konfiguration des Grundzustandes
dieser Elemente nicht immer möglich,
da hier Elektron-Elektron-Abstoßungen
ähnlich groß wie die Energiedifferenzen
zwischen den 4s- und 3d-Orbitalen sind.
Durch die Besetzung nimmt die Energie der 3d-Orbitale ab, sodass
z.B. bei Gallium [Ar]3d104s24p1 die 3d-Elektronen als
Valenzelektronen keine Rolle mehr spielen.
Zink, Zn:
[Ar] 3d10 4s2
Obwohl es sich bei diesen 3d-Elektronen um äußere Elektronen
handelt, sind diese nicht an chemischen Bindungen beteiligt und
werden daher NICHT zu den Valenzelektronen gezählt.
Beim Element Ga betrachtet man nur die 4s und 4p Orbitale als
Valenzelektronen!
5
Anomale Elektronenkonfigurationen
Nach dem Zink, [Ar] 3d10 4s2,
werden die 4p-Orbitale
aufgefüllt, beginnend mit
Manche Elemente scheinen dem Aufbauprinzip des
Periodensystems nicht zu folgen.
Gallium, Ga (Z = 31)
Ga:
Die Elektronenkonfiguration von Chrom lautet z.B.
[Ar]3d54s1 (und nicht: [Ar]3d44s2).
[Ar]3d104s2 4p1
Germanium, Ge
Z = 32
Arsen, As
Z = 33
Selen, Se
Z = 34
Brom, Br
Z = 35
Krypton, Kr
Z = 36
Die Elektronenkonfiguration von Kupfer lautet z.B.
[Ar]3d104s1 (und nicht: [Ar]3d94s2)
Krypton [Ar]3d10 4s2 4p6
(gefüllte Valenzschale). Wie
Helium, Neon und Argon ist auch
Krypton ein farbloses, geruchloses
und inertes (chemisch träges)
Edelgas.
Dieses anomale Verhalten ist im Wesentlichen eine Folge
der nahe beieinander liegenden Energien der 3d- und 4sOrbitale. Es tritt häufig auf, wenn genügend Elektronen zur
Verfügung stehen, um genau alle Orbitale eines entarteten
Orbitalsatzes einfach zu besetzen (Cr) oder um eine
d-Unterschale vollständig aufzufüllen (Cu).
Beweis der Existenz des
Elektronenspins durch Otto
Stern und Walter Gerlach (1920).
Ein Strahl Silberatome wurde
im Vakuum durch ein
Magnetfeld geschickt und
detektiert.
Silber hat wie Cu eine anomale
Elektronenkonfiguration
Ag: [Kr]4d105s1
In der Periode 5 (n = 5) findet man die 4d-Übergangsmetalle
(Ytrium bis Cadmium). In den Perioden 6 und 7 (n = 6, n = 7)
beginnt die Besetzung der f-Orbitale. Dies führt zur Existenz der
Lanthanoiden (seltene Erden) und Actinoiden.
Die Zahl an ungepaarten Elektronen in einem
Atom, Ion oder Molekül kann mit magnetischen
Messungen festgestellt werden (Gouy Waage).
Bor hat z.B. ein ungepaartes Elektron:
Silber hat also ein ungepaartes
Elektron. Dieses eine ungepaarte Elektron (mit
zwei möglichen Spineinstellungen:  ½) war die
Ursache, dass der Atomstrahl im Magnetfeld
aufgespalten wurde.
Probe wird in Abwesenheit eines
Magnetfelds austariert
Diamagnetische Substanzen besitzen nur
gepaarte Elektronen.
B 1s22s22p1
Paramagnetische Substanzen besitzen
ungepaarte Elektronen [daneben natürlich
auch gepaarte Elektronen, z.B. besitzt Ag
(Z = 47) ein ungepaartes Elektron].
Diamagnetische Substanzen besitzen nur
gepaarte Elektronen.
Eine diamagnetische Substanz wird von
einem externen Magnetfeld schwach
abgestoßen. Ursache ist die magnetische
Induktion. Wenn eine Substanz in ein
Magnetfeld eingebracht wird, werden in
den Atomen elektrische Ströme induziert,
d.h. die Bewegung der Elektronen in den
Atomen wird beeinflußt. Nach der LenzRegel ist ein induziertes Magnetfeld
immer dem äußeren Magnetfeld
entgegengerichtet.
6
Probe wird in Abwesenheit eines
Magnetfelds austariert
Elektronenkonfiguration des Grundzustandes
Mit der Kenntnis der
Eine paramagnetische Substanz wird in
ein Magnetfeld hineingezogen. Die Stärke
des Magnetismus hängt von der Zahl der
ungepaarten Elektronen ab.
Ursache des Paramagnetismus ist der
Elektronenspin: Ausrichtung der
paramagnetischen Elektronen mit dem
Feld. Bei einer paramagnetischen Substanz
ist immer auch Diamagnetismus
vorhanden, der jedoch durch den stärkeren
Paramagnetismus überlagert wird.

Hierarchie der Orbitalenergien und des

Aufbauprinzips des Periodensystems (Pauliprinzip,
Hund‘sche Regel)
kann von jedem Element im Grundzustand die Elektronenkonfiguration angegeben werden.
Beispiel:
von Kohlenstoff (C) im
Grundzustand
Ein möglicher
angeregter Zustand für
Kohlenstoff wäre z.B.
1s22s12p3
Hauptgruppen und Nebengruppen
Entscheidend für die chemische Reaktivität ist die Zahl und
Natur der Valenzelektronen. Man unterscheidet s-Block-, pBlock-, d-Block- und f-Blockelemente, je nachdem welche
Unterschale gerade die letzten Elektronen aufnimmt.
Die Reihenfolge der Besetzung von Atomorbitalen entsprechend
dem Aufbauprinzip des Periodensystems
Ausnahmen:

Helium gehört zu den s-Blockelementen, wird aber aufgrund
seiner chemischen und physikalischen Eigenschaften zu
den Edelgasen (p- Blockelemente; Gruppe 18) gerechnet.
Helium hat eine vollständig gefüllte Valenzschale.
 Wasserstoff hat ein s-Elektron und gehört daher zur Gruppe 1.
Aufgrund der Tatsache, dass nur 1 Elektron zu einer gefüllten
Valenzschale (Edelgaskonfiguration) fehlt, könnte
Wasserstoff auch als Element der Gruppe 17 gelten.

Im Periodensystem sind die Elemente fortlaufend nach ihrer
Ordnungszahl angeführt.

Chemisch einander ähnliche Elemente stehen jeweils in
einer Spalte untereinander. Diese senkrechten Spalten
heißen GRUPPEN.

Eine waagrechte Reihe heißt PERIODE. Perioden sind
unterschiedlich lang.
7

Erste Periode: 2 Elemente (n = 1: zwei 1s-Elemente)
Periode 6:
Zwei 6s-Elemente, sechs 6p-Elemente
 Zweite und dritte Periode: Je 8 Elemente
n = 2: zwei 2s-Elemente und sechs 2p-Elemente
n = 3: zwei 3s-Elemente und sechs 3p-Elemente
 Vierte und fünfte Periode: je 18 Elemente
n = 4: zwei 4s-Elemente, sechs 4p-Elemente, zehn 3d-Elemente
n = 5: zwei 5s-Elemente, sechs 5p-Elemente, zehn 4d-Elemente
32 Elemente
Zehn 5d-Elemente
Sieben 4f-Orbitale: 14 Elemente (ab Z = 57, Lanthan, La)
Lanthanoide (seltene Erden): Z = 57 – 70
Lanthanoide sind sich untereinander sehr ähnlich und treten in der Natur gemeinsam
auf. Viele Jahre war es fast unmöglich, diese Elemente voneinander zu trennen.
IA
IA
1
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
Periode 7:
32 Elemente
Zwei 7s-Elemente, sechs 7p-Elemente
Zur Nummerierung der Gruppen sind mehrere Systeme üblich.
Zehn 6d-Elemente
IUPAC (International union for pure and applied chemistry):
Gruppennummerierung von 1-18.
Sieben 5f-Orbitale: 14 Elemente
(ab Z = 89, Actinium, Ac) Actinoide: Z = 89 – 102
Actinoide, von denen Uran (U) und Plutonium (Pu) die bekanntesten sind, sind
radioaktiv und die Mehrzahl von ihnen kommt nicht natürlich vor.
Nachteil: Der direkte Zusammenhang zwischen der Gruppennummer und den chemischen Eigenschaften (Konfiguration der
Valenzelektronen) ist nicht immer klar erkennbar.
Alternative Nomenklatur:
Man unterscheidet HAUPTGRUPPEN
(s- und p-Blockelemente) von
NEBENGRUPPEN
(d- und f-Blockelemente)
IA
IA
1
Die Hauptgruppennummer gibt Information über die Zahl der
Valenzelektronen (ähnliche chemische Eigenschaften innerhalb
einer Gruppe!):
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
s-Blockelemente (Gruppe IA-IIA):
1-2 Valenzelektronen
p-Blockelemente (Gruppe IIIA -VIIIA):
3-8 Valenzelektronen
Hauptgruppen: IA, IIA, IIIA ........VIIA, VIIIA (oder 0) oder 1A, 2A ......8A
Nebengruppen (Übergangselemente): IB, IIB, IIIB, IVB usw. Oder 1B, 2B ..... 8B
8
Elektronenkonfiguration der Außenschalen der Elemente der ersten
drei Perioden
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIIIA
1H
2He
1s1
1s2
3Li
4Be
2s1
2s2
11Na
12Mg
3s1
3s2
5B
2s22p1
13Al
6C
7N
2s22p2
2s22p3
14Si
15P
8O
2s22p4
16S
3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4
Namen für einige Gruppen des Periodensystems
Name
Hauptgruppennummer
IUPAC-Nummer
Edelgase
VIIIA (oder 0)
18
10Ne
Alkalimetalle
IA
1
2s22p5
2s22p6
Erdalkalimetalle
IIA
2
Pnictide
VA
15
17Cl
18Ar
Chalkogene
VIA
16
3s23p5
3s23p6
Halogene
VIIA
17
9F
Einteilung des Periodensystems in Gruppen. Elemente einer
Gruppe haben ähnliche chemische Eigenschaften.
Gruppe 17 (Halogene): Fluor, Chlor, Brom, Iod, Astat
Halogene sind reaktive, gefärbte
Elemente mit bei Raumtemperatur und
Normaldruck unterschiedlichen
Aggregatzuständen.
Übungsbeispiel: Welche elektronische Struktur hat das
Natriumatom und das Calciumatom im Grundzustand.
Antwort:
(a)
Natrium ist das erste Element der 3. Periode (Z = 11)
1s22s22p63s1 bzw. [Ne]3s1
(b)
Calcium (Z = 20) ist das zweite Element der 4. Periode
Chlor
Iod (s)
(g) Brom
(l)
Übungsbeispiel: Wie lautet die Elektronenkonfiguration von
Titan und Blei im Grundzustand?
Antwort:
(a) Titan (Z = 22) ist Element der 4. Periode (n = 4): [Ar]3d24s2
(b) Blei (Z = 82) ist Element 6. Periode (n = 6): [Xe] 4f145d106s26p2
1s22s22p63s23p64s2 bzw. [Ar]4s2
9
Übungsbeispiel: Bestimmen Sie, ob die folgenden Elektronenkonfigurationen den Grundzustand oder einen angeregten Zustand
des gegebenen Atoms repräsentieren!
a) Kohlenstoff, C:
b) Stickstoff, N:
c) Beryllium, Be:
d) Sauerstoff, O:


1s
2s


1s
2s


b) 5, 0, -1, +1/2

c) 4, 4, -1, +1/2
2p


1s
2s
2p


 
1s
2s
2p
Antworten:
a) Angeregter Zustand
c) Angeregter Zustand
a) 4, 2, -1, +1/2
2p

Übungsbeispiel: Identifizieren Sie in den folgenden
Kombinationen der vier Quantenzahlen n, l, ml und ms jene
Kombination, die nicht existieren kann und begründen Sie das!

Antworten:

a) Möglich
b) Nicht möglich: wenn l = 0, dann ml = 0
b) Angeregter Zustand
d) Grundzustand
c) Nicht möglich: wenn n = 4, dann l = 0, 1, 2, 3
Übungsbeispiel: Die Elemente Ga, Ge, As, Se und Br liegen alle
in derselben Periode des Periodensystems. Geben Sie die
Elektronenkonfiguration des Grundzustands an und sagen Sie
vorher wieviel ungepaarte Elektronen das jeweilige Element hat.
Übungsbeispiel: Geben Sie die Elektronenkonfiguration der
Valenzschale von a) Alkalimetallen, b) Gruppe 13 Elementen und
Gruppe 9 Übergangsmetallen an.
Antworten:
a) Alkalimetalle: ns1
Die angegeben Elemente gehören
zur 4. Periode (n = 4)
b) Gruppe 13 Elemente:
Ga
[Ar]3d104s24p1
1 ungepaartes Elektron
Antworten:
ns2(n-1)d10np1
c) Gruppe 9 Übergangs-
Ge
[Ar]3d104s24p2
2 ungepaarte Elektronen
[Ar]3d104s24p4
Se
[Ar]3d104s24p3
As
metalle
ns2 (n-1)d7
[Ar]3d104s24p5
Br
1 ungepaartes Elektron
Übungsbeispiel: Welche der folgenden Übergänge sind im
normalen elektronischen Emissionsspektrum eines Atoms
erlaubt? (a) 2s  1s, (b) 2p  1s, (c) 3d  2p, (d) 5d  2s und
5p  3s ?
Lösung: Die für das Wasserstoffatom aufgestellten
Auswahlregeln gelten auch für Mehrelektronensysteme:
Übungsbeispiel: Wie viele Elektronen können jeweils die folgenden
Unterschalen besetzen: (a) 1s, (b) 3p, (c) 3d und (d) 6g
Lösung:
Entscheidend ist die Magnetquantenzahl ml
(a) ml = 0
1 Orbital
2 Elektronen
(b) ml = -1, 0, 1
3 Orbitale
6 Elektronen
(a) Nicht erlaubt, da l = 0
(c) ml = -2, -1, 0, 1, 2
5 Orbitale
10 Elektronen
(b) Erlaubt
(d) l = 4, daher ml = -4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4
l =  1
ml = 0
(c) Erlaubt
oder
ml =  1
9 Orbitale
18 Elektronen
(d) Nicht erlaubt, da l > 1
(e) Erlaubt
10
Monoatomare Ionen
In chemischen Reaktionen werden Valenzelektronen von beteiligten
Atomen neu verteilt.
Verliert ein Atom ein Elektron, entsteht ein Kation. Erhält ein Atom
ein Elektron, entsteht ein Anion.
11 e-
9 e10 e-
10 e-
Mit Hilfe des Periodensystems kann vorhergesagt werden, ob im
Laufe einer chemischen Reaktion ein Atom eher Elektronen
abgibt (und zum Kation wird) oder Elektronen aufnimmt (und
dadurch zum Anion wird).
Prinzipiell bilden
Elemente, die im
Periodensystem rechts
stehen (Nichtmetalle)
eher Anionen
(Triebkraft ist wieder
die Ausbildung einer
vollbesetzten
Valenzschale =
des benachbarten
Edelgases).
Prinzipiell bilden Elemente, die im Periodensystem links stehen
(Metalle) eher Kationen (Triebkraft ist die Ausbildung einer
vollbesetzten Valenzschale = Elektronenkonfiguration des
benachbarten Edelgases).
Übungsbeispiel: Welche Ionen werden von Iod und Aluminium
bevorzugt gebildet?
Antwort:
(a)
Iod ist Element der 5. Periode; Z = 53
Gruppenummer: 17 bzw. VIIA (Halogene)
Lösung:
Günstigste Elektronenkonfiguration ist die des [Xe]
Man schreibt die Elektronenkonfiguration des Elements
an und entfernt dann die
Elektronen der äußersten Unterschale:
d.h. Iod wird als I- (Iodid) vorliegen.
(b)
Übungsbeispiel: Geben Sie die
(a) des Cu2+-Ions und
(b) des S2--Ions an.
Aluminium ist Element der 3. Periode; Z = 13
Gruppennummer: 13 bzw. IIIA (Borgruppe)
Günstigste Elektronenkonfiguration ist die des [Ne]
d.h. Aluminium wird als Al3+ vorliegen.
(a) Cu:
Cu2+:
(b) S:
S2-:
[Ar]3d104s1
[Ar]3d9
[Ne]3s23p4
[Ne]3s23p6
11
Übungsbeispiel: Geben Sie die wahrscheinlichste Oxidationszahl
für die folgenden Elemente an: (a) Alkalimetalle; (b) Sauerstoff (in
Verbindungen), (c) Aluminium (so wie es in der Natur gefunden
wird), (d) Halogene.
Oxidation heißt, dass dem Element ein oder mehrere Elektronen
entzogen wurden. Reduktion heißt, dass auf das Element ein oder
mehrere Elektronen übertragen wurden. Die Oxidationszahl gibt
Auskunft über die Anzahl dieser entzogenen oder übertragenen
Elektronen!
Lösung:
Übungsbeispiel: Was ist (bzw. wäre theoretisch) die maximale
Oxidationszahl für folgende Elemente:
(a) Osmium
(b) Bor
(c) Wolfram
(d) Chlor
Lösung:
Entspricht der Zahl der Valenzelektronen. Siehe Periodensystem.
(a) +1
(a) Os: [Xe]5d66s2
+8
(b) -2
(b) B: [He]2s22p1
+3
(c) +3
(c) W:
[Xe]5d46s2
+6
(d) -1
(d) Cl: [Ne]3s23p5
+7
Atomradius
Atomradius
Ionenradius
Ionisierungsenergie
Atomradien sind in der Chemie sehr wichtig, denn wieviele
Bindungen ein Element eingehen kann, wird auch durch die Größe
seiner Atome festgelegt. Weiterhin hängen Größe und Form der
Moleküle von den Radien der Atome ab, aus denen sie bestehen. In
biologischen Systemen sind Größe und Form der Moleküle für
deren Funktion entscheidend!
Einfluß der Elektronenkonfiguration auf die
chemischen Eigenschaften
2r
Elektronenwolken (Orbitale) sind diffus. Der
Atomradius ist daher definiert als der halbe
Abstand, den zwei Atomkerne in einer
chemischen Verbindung haben.
Beispiele: Im metallischen Kupfer (Cu) beträgt der Abstand zwischen den
Atomkernen 256 pm (2,56 Å). Der Atomradius von Cu ist daher 128 pm (1,28 Å).
Im Cl2 Molekül beträgt der Abstand zwischen den Kernen 198 pm (1,98 Å), der
Radius des Chloratoms ist daher 99 pm (0,99 Å).
Prinzipielle kann man die Atomgröße auf verschiedene Arten
definieren:
Wenn z.B. Edelgas-Atome in der Gasphase sich befinden, so werden
ihre Elektronenwolken auch durch Kollisionen nur wenig beeinflußt.
Die kleinsten Abstände zwischen den Kernen während solcher
Kollisionen bestimmen die scheinbaren Radien der Edelgas-Atome.
Dieser Radius heißt auch Nichtbindungsradius.
2. Periode
3. Periode
4. Periode
Im Cl2 Molekül beträgt der Abstand zwischen den Kernen 198 pm
(1,98 Å), der Radius des Chloratoms ist daher 99 pm (0.99 Å). Die
anziehende Wirkung (hier kovalente Bindung) bringt die Chloratome
näher als in einer nichtbindenden Kollision. Der Abstand heißt daher
Bindungsradius.
Raumerfüllende Modelle von Molekülen benutzen Bindungsradien
(auch van der Waals-Radien genannt), um die Größe der Atome im
Molekülverband darzustellen. Bindungsradien heißen auch
Kovalenzradien.
Atomradien nehmen entlang einer Periode ab und nehmen innerhalb
einer Gruppe zu.
12

Innerhalb einer Gruppe (steigende Hauptquantenzahl n)
nimmt der Abstand der Valenzschale vom Kern zu.

Innerhalb einer Periode (gleichbleibende Hauptquantenzahl n
aber steigende Ordnungszahl Z) nimmt die Zahl an
Elektronen zwar zu, diese müssen sich aber innerhalb einer
Schale (n) bzw. Unterschale (l) verteilen. Sie schirmen sich
daher nur gering ab. Da aber gleichzeitig innerhalb einer
Periode die Protonenzahl steigt, steigt die effektive
Kernladung und daher die Anziehung der Elektronen.
300
300
pm
pm
200
200
3d
4d
100
100
Innerhalb der 3d- und 4d-Übergangsmetalle ist dieser Trend nicht so klar
erkennbar bzw. sogar gegenläufig (4d). Die Ähnlichkeit der Atomradien der
Übergangsmetalle (d-Blockelemente) ist der Hauptgrund für ihre hervorragende
Mischbarkeit zu verschiedensten Legierungen (darunter viele Stahlsorten).
300
pm
Im allgemeinen nimmt der Atomradius aufgrund
der zunehmenden Hauptquantenzahl n der
Elektronen der äußeren Schale zu, wenn man in
einer Gruppe abwärts geht. Sobald man aber über
die Elemente der Gruppe 3 hinausgeht, haben die
Elemente der zweiten (n = 5) und dritten
Übergangsreihe (n = 6) nahezu die gleichen
Atomradien. Zum Beispiel hat in Gruppe 5 Tantal
fast den gleichen Radius wie Niob.
Ionenradius
200
rAnion + rKation
100
Dieser Effekt hat seinen Ursprung in der Lanthanoidenreihe, den
Elementen mit der Ordnungszahl 57-70. Die Auffüllung der 4f-Orbitale
durch die Lanthanoidenelemente erzeugt eine ständige Zunahme der
effektiven Kernladung, die eine Größenkontraktion erzeugt, die man
Lanthanoidenkontraktion nennt. Folglich haben die Übergangsmetalle
der zweiten (n = 5) und dritten (n = 6) Reihe in jeder Gruppe etwa die
gleichen Radien und in der Folge ähnliche chemische Eigenschaften (z.B.
Zr und Hf).
Der Abstand zwischen Kernen eines
benachbarten Kations und eines
Anions entspricht der Summe der
beiden Ionenradien.
In der Praxis ordnet man z.B. dem
Oxidion (O2-) 140 pm (1,4 Å) zu und
kalkuliert den Radius des Kations.
z.B. MgO : Abstand zwischen den Kernen ist 212 pm (2,12 Å), der
Ionenradius von Mg2+ ist daher 72 pm (0,72 Å).
13
Kationen sind kleiner als die zugehörigen
Atome. Ursache: Verlust der äußersten
Elektronen (=Valenzelektronen)
Na+, F- und Mg2+ sind
isoelektronisch.
z.B.:
Sie haben idente
Elektronenkonfiguration [He]2s22p6,
entspricht jener des Edelgases Neon,
Ne.
Li
1s22s1 Atomradius 157 pm
Li+
1s2
Ionenradius
58 pm
Anionen sind größer als die zugehörigen
Atome. Ursache: Vergrößerte Abstoßung,
weil mehr Elektronen in einer
Unterschale Platz finden müssen.
O
1s22s22p4
Atomradius 66 pm
O2-
1s22s22p6
Ionenradius 140 pm
Mg2+ :
kleinster Radius
(72 pm), da höchste
Protonenzahl (Z = 12).
F- :
größter Radius
(133 pm), da geringste
Protonenzahl (Z = 9).
Na+:
Radius = 102 pm
(Z = 11)
Die Radien von Kationen und Anionen nehmen innerhalb der Periode
ab und innerhalb einer Gruppe zu.
Begründung: siehe Atomradien.
Ionisierungsenergie
Bei der Ausbildung einer chemischen Bindung werden
Valenzelektronen zwischen Bindungspartnern „verschoben“.
Die Kenntnis der zur Entfernung von Valenzelektronen nötigen
Energie (Ionisierungsenergie) ist daher für das Verständnis
chemischer Eigenschaften bedeutend. Bezugszustand ist das jeweilige
Atom (Ion) in der Gasphase (g).
Die Ionisierungsenergien eines Elements sind entscheidend für seine
Fähigkeit, Bindungen einzugehen (Bindungsbildung ist die Folge der
Übertragung von Elektronen von einem Atom auf ein anderes).
Beispiel:
Erste Ionisierungsenergie (Ei1):
Cu(g) 
Cu+(g)
+
e-(g)
Ei1 = 785 kJ/mol
Zweite Ionisierungsenergie (Ei2):
Cu+(g)  Cu2+(g) + e-(g)
Ei2 = 1955 kJ/mol
Je größer die
Ionisierungsenergie ist,
umso schwieriger ist es
dem Atom in einer
chemischen Reaktion das
Elektron zu entziehen.
Die erste Ionisierungenergie nimmt innerhalb einer Gruppe ab und
innerhalb einer Periode zu.
14
Die erste Ionisierungsenergie nimmt innerhalb einer
Gruppe ab, entlang einer Periode jedoch zu.
Sie ist links unten (Cs) im Periodensystem am
geringsten, rechts oben (F) am höchsten.
Elemente mit geringer Ionisierungsenergie bilden leicht
Kationen und leiten den elektrischen Strom (Metalle),
Elemente mit hoher Ionisierungsenergie bilden nur unter
extremen Bedingungen Kationen und leiten den
elektrischen Strom nicht (Nichtmetalle).
Die zweite Ionisierungsenergie ist immer
höher als die erste.
Vergleiche Gruppe 1 (Alkalimetalle) und
Gruppe 2 (Erdalkalimetalle).
Gruppe 1:
ns1
Ei2 extrem hoch (das
2. Elektron müsste aus
einer Edelgaskonfiguration
stammen)
Gruppe 2:
ns2
Ei2 geringer,
zweiwertige Ionen
sind üblich
Elemente mit geringer Ionisierungsenergie (s-Block, d-Block und fBlockelemente und die im Periodensystem links stehenden pBlockelemente) haben metallischen Charakter.
Charakterisierung eines Metalls als Ansammlung von Kationen mit
umgebenden Elektronen. Details zur Metallbindung unter Chemische
Bindung II (Einheit 5).
Metalle
Die Hauptgruppennummer im Periodensystem steht in Beziehung
zur Ladung der Ionen der entsprechenden Elemente.
IA: +1, IIA: +2, IIIA: +3 usw.
und
Innerhalb einer Gruppe besteht jedoch die Tendenz (vor allem bei
höheren Ordnungszahlen), dass
die bevorzugte Ladung um
zwei Einheiten unter der
Gruppennummer liegt.
Nichtmetalle
z.B.: Gruppe IIIA (13): ns2np1
Al bildet Al3+ Ionen,
Indium, In, dagegen
sowohl In3+ als auch In+.
Gruppe IVA (14): ns2np2
Sn4+, jedoch Pb2+
15
Ursache:
Diagonale Beziehungen:
Mit zunehmender Ordnungszahl Z (bzw.
Hauptquantenzahl n) sinkt das Niveau
der s-Elektronen (hohe Penetration,
geringe Abschirmung), d.h. sie sind
relativ fest an den Kern gebunden
(inertes Elektronenpaar) und die
Ionisierungsenergie ist ungünstig hoch.
Gruppe IIIA:
ns2p1 (+3  +1)
Gruppe IVA:
ns2p2 (+4  +2)
Gruppe VA:
ns2p3 (+5  +3)
Nachbarn in Hauptgruppen haben
oft ähnliche chemische
Eigenschaften.
Ursache: Ähnliche Atomradien
und ähnliche
Ionisierungsenergien.
Der Effekt des inerten Elektronenpaares gilt erst in höheren
Perioden. Zinn kann z.B. in zwei Oxidationsstufen vorliegen,
wobei aber Sn2+ instabil ist und (z.B. durch Erhitzen in Luft)
in Sn4+ umgewandelt wird. Pb2+ dagegen ist stabil.
B
Beispiel für diagonale
Beziehung:
Bor (B) und Silicium (Si):
Metalloide (Halbmetalle)
Glänzende Festkörper mit hohen
Schmelzpunkten und ähnlicher
chemischer Reaktivität.
Si
Metalloide (Halbmetalle) stehen im Periodensystem zwischen
Metallen und Nichtmetallen. Metalloide sind Beispiele für
Elemente mit ausgeprägten diagonalen Beziehungen.
Die Elektronenaffinität (Eea) ist jene Energie, die frei wird, wenn
ein Atom in der Gasphase ein Elektron aufnimmt.
Eea = E(X) - E(X-)
Hohe (positive) Elektronenaffinität bedeutet, dass bei der
Anionenbildung viel Energie frei wird. Die Bildung des Anions ist
begünstigt.
Negative Elektronenaffinität: Zur Anionenbildung muss Energie
investiert werden (ungünstig).
Hohe (positive) Elektronenaffinitäten findet man im Periodensystem
oben rechts (in der Nähe des Sauerstoffs, Schwefels und der
Halogene). Begründung: Das aufgenommene Elektron kann die
p-Schale auffüllen und erfährt eine hohe Kernladung.
16
Gruppe 17:
Halogene
Erste Elektronenaffinität
ist hoch. Halogene (X)
bilden daher X(z.B. F-, Cl-, Br-), also
sog. Halogenide.
1
Zweite Elektronenaffinität
ist negativ, es gibt z.B.
keine F2- Anionen.
Gruppe 16:
Chalkogene
Erste Elektronenaffinität relativ hoch. Zweite Elektronenaffinität
zwar negativ, kann jedoch im Zuge einer chemischen Reaktion
erbracht werden.
Hohe Elektronenaffinität findet man im Periodensystem vor allem in den Gruppen
16 und 17. Je positiver und höher die Elektronenaffinität ist, desto leichter nimmt das
entsprechende Atom oder Ion ein zusätzliches Elektron in seine Unterschale auf.
Sauerstoff bildet daher O2- (Oxid-Ion).
Schwefel bildet daher S2- (Sulfid-Ion).
Einfluß der Elektronenkonfiguration auf die chemischen
Eigenschaften
Metalle
Metalle
Metalle tendieren zu niedrigen Ionisierungsenergien und damit zur
Bildung von positiven Ionen (Kationen). s-Blockelemente (Gruppen
1 und 2) bilden daher leicht Kationen der Form Li+, Na+, K+
(Gruppe 1) bzw. Mg2+, Ca2+ und Ba2+ (Gruppe 2).
und
Demzufolge werden Metalle leicht oxidiert (verlieren Elektronen),
wenn sie chemische Reaktionen eingehen. Metalle werden von einer
Vielzahl gebräuchlicher Substanzen, einschließlich O2 und Säuren,
oxidiert.
Nichtmetalle
Verbindungen von Metallen mit Nichtmetallen neigen dazu, ionische
Substanzen zu sein. Beispiele: Metalloxide und Metallhalogenide
sind ionische Festkörper.
Metalle
Nichtmetalle
gute elektrische Leiter
schlechte elektrische Leiter
hämmerbar, verformbar
nicht verformbar
Die Reaktion zwischen Nickelmetall und Sauerstoff ergibt
Nickeloxid, einen ionischen Feststoff aus Ni2+ und O2--Ionen:
dehnbar
nicht dehnbar
2 Ni(s) + O2(g)  2 NiO(s) Nickeloxid
glänzend
nicht glänzend
fest (Ausnahme: Hg)
fest, flüssig, gasförmig
Oxide sind aufgrund der großen Fülle von Sauerstoff in unserer
Umwelt sehr wichtig.
hoher Schmelzpunkt
niedriger Schmelzpunkt
gute Wärmeleiter
schlechte Wärmeleiter
reagieren mit Säuren
reagieren nicht mit Säuren
Metalloxid + Wasser  Metallhydroxid (Base)
bilden basische Oxide
bilden saure Oxide
Na2O(s) + H2O(l)  2 NaOH(aq)
Natriumhydroxid (Natronlauge)
bilden Kationen
bilden Anionen
CaO(s) + H2O(l)  Ca(OH)2 (aq)
Calciumhydroxid
bilden ionische Halogenide
bilden kovalente Halogenide
Beispiele für typische Reaktionen von Metallen:
Die meisten Metalloxide sind basisch. Diejenigen, die sich im Wasser
lösen, reagieren so, dass sie Metallhydroxide bilden:
17
Metalloxide zeigen ihre Reaktivität auch dadurch, dass sie mit
Säuren unter Bildung eines Salzes und Wasser reagieren:
Metalloxid + Säure  Salz und Wasser
NiO(s) + 2 HCl(aq)  NiCl2(aq) + H2O(l)
Nickeloxid + Salzsäure  Nickelchlorid + Wasser
Im Gegensatz dazu geben Nichtmetalloxide beim Lösen in Wasser
saure Lösungen und reagieren mit Basen zu Salzen:
Nichtmetalloxid + Wasser  Säure
SO2(g) + H2O(l)  H2SO3(aq) Schwefelige Säure
Nichtmetalloxid + Base  Salz und Wasser
SO2(g) + 2 NaOH(aq)  Na2SO3(aq) + H2O(l)
Schwefeldioxid + Natronlauge  Natriumsulfit + Wasser
Alkalielemente (ns1)
Alkalimetalle (Gruppe 1 oder IA: Li, Na, K, Rb, Cs) sind weiche
metallische Feststoffe mit einem charakteristischen silbrigen,
metallischen Glanz und hoher thermischer und elektrischer
Leitfähigkeit. Der Name „
Alkali“ bedeutet „Asche“
(arabisch), da viele
Verbindungen von
Natrium (Na) und Kalium
(K) früher aus Holzasche
isoliert wurden.
Sie sind aufgrund ihrer
hohen Reaktivität z.B. in
Paraffinöl aufzubewahren.
Alkalimetalle kommen in der Natur nur als Verbindungen vor. Da
die Ionisierungsenergien innerhalb einer Gruppe abnehmen, ist Cs
am reaktivsten (gibt am leichtesten sein Valenzelektron ab).
Eigenschaften der Alkalimetalle
Dichte Atom- Ei1
(g/cm3) radius (kJ/mol)
Die Metalle verbinden sich sofort mit den meisten Nichtmetallen.
Zum Beispiel reagieren sie mit Wasserstoff zu Hydriden, MH und
mit Schwefel zu Sulfiden, M2S(s):
Element
Elektronen
Schmelzkonfiguration punkt (°C)
Litium
[He]2s1
181
0,53
1,34 Ǻ
520
Natrium
[Ne]3s1
98
0,97
1,54 Ǻ
496
2 M(s) + H2(g)  2MH(s)
Kalium
[Ar]4s1
63
0,86
1,96 Ǻ
419
Rubidium
[Kr]5s1
39
1,53
2,11 Ǻ
403
Das Hydrid-Ion, H- (1 Proton, 2 Elektronen), entspricht einem
Wasserstoffatom, das ein zusätzliches Elektron (vom Alkalimetall)
aufgenommen hat.
Cäsium
[Xe]6s1
28
1,88
2,25 Ǻ
376
M = Li, Na, K …
2 M(s) + S(s)  M2S(s)
z.B.: Natrium + Schwefel  Natriumsulfid
2 Na(s) + S(s)  Na2S(s)
Alkalimetalle reagieren heftig mit Wasser und bilden dabei
Wasserstoffgas, H2(g), und eine Lösung eines
Alkalimetallhydroxids, MOH(aq). Diese Reaktionen sind äußerst
heftig, da sich das Wasserstoffgas sofort entzündet (Feuer,
Explosion):
2 M(s) + 2 H2O(l)  2 MOH(aq) + H2(g)
z.B.:
2 Na(s) + 2 H2O(l)  2 NaOH(aq) + H2(g)
Als typische Metalle geben Alkalimetall-Oxide in Wasser
basische Lösungen bzw. reagieren mit Säuren [z.B. Salzsäure,
HCl(aq)] zu Salzen:
z.B.: Na2O(s) + H2O  2 NaOH(aq)
z.B.: Na2O(s) + 2 HCl(aq)  2 NaCl(aq) + H2O
Erdalkalielemente (ns2)
Wie die Alkalimetalle sind die Elemente der Gruppe 2 oder IIA
(Be, Mg, Ca, Sr, Ba) bei Zimmertemperatur alle Feststoffe und
besitzen ebenfalls typische metallische Eigenschaften. Verglichen
mit Alkalimetallen sind die Erdalkalimetalle härter und dichter und
sie schmelzen bei höheren Temperaturen. Die ersten
Ionisierungsenergien sind niedrig, aber nicht so niedrig wie die der
Alkalimetalle. Folglich sind sie weniger reaktiv.
Die Reaktivität nimmt aber wieder innerhalb der Gruppe zu
(abnehmende Ionisierungsenergie!). Beryllium (Be) und
Magnesium (Mg) sind also die unreaktivsten Erdalkalielemente.
Die Tendenz der zunehmenden Reaktivität innerhalb einer Gruppe
kann am Verhalten in Gegenwart von Wasser gezeigt werden.
Beryllium (Be) reagiert nicht mit Wasser oder Wasserdampf, auch
dann nicht, wenn es rotglühend erhitzt wird.
18
Magnesium reagiert nicht mit flüssigem Wasser, aber mit Dampf zu
Magnesiumoxid, MgO(s) und Wasserstoff, H2(g):
Mg(s) + H2O(g)  MgO(s) + H2(g)
Ca(s) + 2 H2O(l)  Ca(OH)2(aq) + H2(g)
Generell reagieren Erdalkalimetalle so, dass sie die äußeren zwei
s-Elektronen verlieren und 2+-Ionen bilden. Zum Beispiel reagiert
Magnesium mit Chlor zu MgCl2(s) bereits bei Zimmertemperatur
oder verbrennt mit blendend hellem Glanz in Luft zu MgO(s):
Eigenschaften der Erdalkalimetalle
Element
Elektronen
Dichte Atom- Ei1
Beryllium
[He]2s2
1287
1,85
0,90 Ǻ
899
Magnesium
[Ne]3s2
650
1,74
1,30 Ǻ
738
Calcium
[Ar]4s2
842
1,55
1,74 Ǻ
590
Strontium
[Kr]5s2
777
2,63
1,92 Ǻ
549
Barium
[Xe]6s2
727
3,51
1,98 Ǻ
503
Fe
Cr
Übergangsmetalle
(d-Blockelemente)
Innerhalb einer Periode (z.B. 3d-Elemente) unterscheiden sich
Übergangsmetalle hauptsächlich in der Zahl der d-Elektronen.
Ihre chemischen und physikalischen Eigenschaften sind sehr
ähnlich (siehe Ionisierungsenergien, Atomradien usw.).
Da 3d-Orbitale eine niedrigere Energie
haben als 4s-Orbitale, werden bei einer
Oxidation (=Elektronenenzug unter
Ausbildung eines Kations) zuerst die
4s-Elektronen abgegeben.
Mn
Cu
Co
Als typische Metalle geben Erdalkalimetall-Oxide in Wasser
basische Lösungen bzw. reagieren mit Säuren [z.B. Salzsäure,
HCl(aq)] zu Salzen:
z.B.: CaO(s) + H2O  Ca(OH)2(aq)
z.B.: CaO(s) + 2 HCl(aq)  2 CaCl2(aq) + H2O
Ihre Eigenschaften liegen zwischen jenen der s-Block- und der pBlockelemente (Name!, engl. „transition metals“).
Ti
V
2 Mg(s) + O2(g)  2 MgO(s)
In Gegenwart von O2 wird Magnesiummetall durch eine dünne
Oberflächenschicht von wasserunlöslichem MgO(s) vor vielen
Chemikalien geschützt. Damit kann Magnesium, obwohl es so
reaktiv ist, in Leichtmetalllegierungen wie z.B. Autofelgen,
verwendet werden.
Calcium, Strontium und Barium reagieren bereits bei
Zimmertemperatur mit Wasser, wenngleich langsamer als die
Alkalimetalle:
Sc
Mg(s) + Cl2(g)  MgCl2(s)
Die d-Elektronen haben sehr ähnliche
Energie, meist sind daher bei
Übergangsmetallen mehrere
Oxidationszustände möglich:
Zn
Ni
z.B.
Fe2+, Fe3+ oder Cu+
und Cu2+
Vergleich K und Cu:
K:
[Ar]4s1
nur K+
3d-Übergangsmetalle: 10 Elemente (Z = 21 bis Z = 30)
Cu:
[Ar]3d104s1
Cu+, Cu2+
Eigenschaften im Übergang von s-Block zu den p-Blockelementen.
Viele d-Blockelemente formen Kationen, meist sind mehrere
Oxidationszustände möglich.
Die 2. Ionisierungsenergie um K2+ zu
bilden ist viel zu hoch ( 3000 kJ/mol),
während zur Bildung von Cu2+ nur ein
weiteres d-Elektron entfernt werden muss.
19
Linksstehende p-Blockelemente
haben noch metallischen Charakter
(geringe Ionisierungsenergien):
Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb und Bi.
Übergangsbereich: Metalloide
(B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po)
Nichtmetalle unterscheiden sich sehr stark in ihrer
Erscheinungsform. Sie schimmern nicht und sind im Allgemeinen
schlechte Wärme- und Stromleiter. Ihre Schmelzpunkte liegen im
Allgemeinen unter denen der Metalle (Ausnahme Diamant:
Schmelzpunkt = 3570°C).
Si
Pb
Ge
Elemente der Gruppe 14 (Nichtmetalle, Metalloide und Metalle)
Metalle
und
Nichtmetalle
Te
S
Nichtmetalle
Unter gewöhnlichen Bedingungen existieren sieben Nichtmetalle als
zweiatomige Moleküle. Fünf davon sind Gase (H2, N2, O2, F2 und
Cl2), eines ist eine Flüssigkeit (Br2) und eines ist ein flüchtiger
Feststoff (I2).
Sn
C
(Graphit)
Einfluß der Elektronenkonfiguration auf die chemischen
Eigenschaften
Se
Die anderen Nichtmetalle sind Feststoffe, die entweder hart (z.B.
Diamant) oder weich (Schwefel) sein können.
Metalle
Nichtmetalle
gute elektrische Leiter
schlechte elektrische Leiter
hämmerbar, verformbar
nicht verformbar
dehnbar
nicht dehnbar
glänzend
nicht glänzend
fest (Ausnahme: Hg)
fest, flüssig, gasförmig
hoher Schmelzpunkt
niedriger Schmelzpunkt
gute Wärmeleiter
schlechte Wärmeleiter
reagieren mit Säuren
reagieren nicht mit Säuren
bilden basische Oxide
bilden saure Oxide
bilden Kationen
bilden Anionen
bilden ionische Halogenide
bilden kovalente Halogenide
Aufgrund ihrer Elektronenaffinitäten tendieren Nichtmetalle dazu,
Elektronen aufzunehmen, wenn sie mit Metallen reagieren. Zum
Beispiel ergibt die Reaktion von Aluminium mit Brom
Aluminiumbromid, AlBr3, eine ionische Verbindung, die das
Aluminium-Ion, Al3+, und das Bromid-Ion, Br-, enthält:
2 Al(s) + 3 Br2(l)  2 AlBr3(s)
O2
Elemente der Gruppe 16
Rechts im Periodensystem stehende p-Blockelemente haben hohe
Ionisierungsenergien, jedoch hohe Elektronenaffinitäten. Sie bilden
untereinander kovalente Verbindungen bzw. in ionischen
Verbindungen (mit Metallen) Anionen.
Ein Nichtmetall wird üblicherweise genug Elektronen aufnehmen,
um seine äußerste besetzte p-Schale aufzufüllen und so eine
Edelgaskonfiguration zu erlangen. Zum Beispiel nimmt das BromAtom ein Elektron auf, um seine 4p-Unterschale zu füllen:
Br ([Ar]4s23d104p5)  Br- ([Ar]4s23d104p6) = [Kr]
Brom  Bromid
20
Die meisten Nichtmetalloxide reagieren in Wasser sauer.
Diejenigen, die sich in Wasser lösen, reagieren in der Art, dass sie
Säuren bilden:
P4O10(s) + 6 H2O(l)  4 H3PO4(aq)
Phosphorsäure
Nichtmetalloxid + Wasser  Säure
Die Reaktion von Kohlendioxid mit Wasser erklärt den Säuregehalt
von kohlensäurehaltigem Wasser und, in gewissem Umfang, auch
von Regenwasser. Es entsteht Kohlensäure, H2CO3(aq).
CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(aq)
Wie Säuren lösen sich die meisten Nichtmetalloxide in basischen
Lösungen unter Bildung von Salz plus Wasser:
Nichtmetalloxid + Base  Salz und Wasser
CO2(g) + 2 NaOH(aq)  Na2CO3(aq) + H2O(l)
Da Schwefel in Erdöl und Kohle vorhanden ist, entsteht bei deren
Verbrennung Schwefeldioxid, SO2(g), und Schwefeltrioxid, SO3(g).
Diese Substanzen lösen sich in Wasser und erzeugen den sauren
Regen:
SO2(g) + H2O(l)  H2SO3(aq)
Schwefelige Säure
SO3(g) + H2O(l)  H2SO4(aq)
Schwefelsäure
Chalkogene (ns2np4)
Eigenschaften der Chalokogene
Sauerstoffgruppe (Chalkogene, Gruppe 16 oder VIA:
O, S, Se, Te, Po)
Element
Elektronen
In der Gruppe 16 (Chalkogene: „Gesteinsbildner“) gibt es einen
Wechsel von nichtmetallischem zu metallischem Charakter.
Sauerstoff, Schwefel und Selen sind typische Nichtmetalle. Tellur hat
einige metallische Eigenschaften und wird als Halbmetall eingestuft.
Polonium, das radioaktiv und sehr selten ist, ist ein Metall.
Sauerstoff
[He]2s22p4
-218
Schwefel
[Ne]3s23p4
Selen
[Ar]3d104s24p4
Tellur
[Kr]4d105s25p4
Sauerstoff ist bei Zimmertemperatur ein farbloses Gas, alle anderen
Chalkogene sind Feststoffe. Sauerstoff kann in zwei molekularen
Formen vorkommen, als O2 (Disauerstoff oder molekularer Sauerstoff)
und O3 (Ozon). Die beiden Formen von Sauerstoff sind Beispiele für
Allotrope.
Polonium
O2 und O3 sind Allotrope. Allotrope sind verschiedene Formen
desselben Elements im gleichen Zustand (in diesem Fall sind beide
Formen Gase).
Etwa 21% trockener Luft besteht aus O2-Molekülen.
Ozon, das giftig ist und einen stechenden Geruch hat, kommt in
sehr kleinen Mengen in der oberen Atmosphäre und in
verschmutzter Luft vor. Es entsteht aus O2 z.B. durch elektrische
Entladungen (Blitze):
3 O2(g)  2 O3(g)
Sauerstoff hat eine starke Tendenz, Elektronen von anderen
Elementen anzuziehen (sie zu oxidieren). Sauerstoff in Verbindung
mit einem Metall ist fast immer als Oxid-Ion, O2-, vorhanden.
Dieses Ion hat Edelgaskonfiguration und ist daher stabil:
2 Mg(s) + O2(g)  2 MgO(s) Magnesiumoxid
Dichte Atom- Ei1
1,43
0,73 Ǻ
1314
115
1,96
1,02 Ǻ
1000
221
4,82
1,16 Ǻ
941
450
6,24
1,35 Ǻ
[Xe]4f145d106s26p4 254
9,20
-
869
812
Nach Sauerstoff ist Schwefel das wichtigste Mitglied der Gruppe
16. Dieses Element existiert auch in verschiedenen allotropen
Formen, die häufigste und stabilste ist der gelbe Feststoff mit der
Summenformel S8 (Achterring). Obwohl Schwefel üblicherweise
als S8(s) vorliegt, schreibt man in chemischen Gleichungen einfach
S(s).
Wie Sauerstoff hat auch Schwefel eine Tendenz zur Aufnahme von
Elektronen von anderen Elementen unter Bildung von Sulfiden, S2-.
Sie haben wieder Edelgaszustand und sind stabil:
2 Na(s) + S(s)  Na2S(s) Natriumsulfid
Tatsächlich kommt der meiste Schwefel in der Natur in
Metallsulfiden vor.
Wenn Schwefel verbrennt, ist das Hauptprodukt Schwefeldioxid:
S(s) + O2(g)  SO2(g)
21
Halogene (ns2np5)
Eigenschaften der Halogene
Halogene (Gruppe 17 oder VIIA: F, Cl, Br, I, As)
Halogene: griech.: halos und gennao: „Salzbildner“.
Alle Halogene sind typische Nichtmetalle.
Fluor und Chlor sind bei Zimmertemperatur Gase, Brom ist eine
Flüssigkeit und Iod ist ein Feststoff. Jedes Element besteht aus
zweiatomigen Molekülen F2 (blassgelb), Cl2 (gelbgrün), Br2
(rötlichbraun) und I2 (gräulichschwarz, bildet leicht violetten
Dampf).
Halogene haben hohe Elektronenaffinitäten und ihre chemischen
Eigenschaften sind geprägt von der Tendenz Halogenid-Ionen, X-,
zu bilden: F-, Fluorid-Ion; Cl-, Chlorid-Ion; Br-, Bromid-Ion; I-,
Iodid-Ion. Dabei erhalten sie von anderen Elementen Elektronen.
Fluor und Chlor sind reaktiver als Brom und Iod. Fluor entzieht fast
allen Substanzen, mit denen es in Berührung kommt Elektronen,
einschließlich Wasser:
2 H2O(l) + 2 F2(g)  4 HF(aq) + O2(g)
SiO2(s) + 2 F2(g)  SiF4(g) + O2(g)
Der Umgang mit Fluor im Labor ist daher schwierig und gefährlich.
Chlor ist das industriell wichtigste Halogen. Mit Wasser reagiert es
langsamer als Fluor unter Bildung von Salzsäure, HCl(aq), und
hypochloriger Säure, HOCl(aq):
Cl2(g) + H2O(l)  HCl(aq) + HOCl(aq)
Die Halogene reagieren direkt mit den meisten Metallen unter
Bildung von ionischen Halogeniden. Mit Wasserstoff reagieren sie
zu gasförmischen Wasserstoffhalogenid-Verbindungen, HX(g):
H2(g) + X2(g)  2 HX(g)
Eigenschaften der Edelgase
Elektronen
Fluor
[He]2s22p5
-220
1,69
0,71 Ǻ
1681
Chlor
[Ne]3s23p5
-102
3,21
0,99 Ǻ
1251
Brom
[Ar]3d104s24p5
-7,3
3,12
1,14 Ǻ
1140
Iod
[Kr]4d105s25p5
114
4,94
1,33 Ǻ
1008
Astat
radioaktiv und extrem selten
Dichte Atom- Ei1
Typische Nichtmetalle: Schmelz- und Siedepunkte nehmen mit
steigender Ordnungszahl zu.
Edelgase (ns2np6)
Edelgase (Gruppe 18 oder VIIIA oder 0):
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Edelgase besitzen vollständig gefüllte s- und p-Orbitale. Sie haben
hohe Ionisierungsenergien. Sie sind daher außergewöhnlich unreaktiv
(inert, „Inertgase“).
Xenon (Ionisierungsenergie nicht mehr so extrem hoch: Abnahme in
der Gruppe!) kann mit der Fluorverbindung PtF6 zu XeF2, XeF4 und
XeF6 reagieren.
Krypton ist schon viel weniger reaktiv. Nur eine einzige stabile
Verbindung ist bekannt: KrF2.
Argon extrem unreaktiv. Erste nur bei sehr niedrigen Temperaturen
stabile Verbindung im Jahre 2000 hergestellt: HArF.
Übungsbeispiel: Welches Element in den folgenden Serien hat
die höchste Ionisierungsenergie?
Element
Elektronen
Helium
1s2
-272
0,18
0,32
2372
(b) Cadmium, Rhodium, Molybden;
Neon
[He]2s22p6
-249
0,90
0,69 Ǻ
2081
(c) Kalium, Calcium, Germanium
Argon
[Ne]3s23p6
-189
1,78
0,97 Ǻ
1521
Krypton
[Ar]3d104s24p6
-157
3,75
1,10 Ǻ
1351
Antwort:
Xenon
[Kr]4d105s25p6
-112
5,90
1,30 Ǻ
1170
a) Phosphor
Radon
[Xe]4f145d106s26p6
-71
9,73
1,45 Ǻ
1037
b) Cadmium
Radon, Rn, ist radioaktiv.
Dichte Atom- Ei1
Element
(a) Phosphor, Arsen, Antimon;
c) Germanium
22
Übungsbeispiel: Finden sie eine Erklärung für die Änderung der
Atomradien der Übergangsmetalle in Periode 4.
Übungsbeispiel: Ordnen Sie die folgenden Anionen nach
ansteigendem Ionenradius:
Atomradien der 3dÜbergangsmetalle
nehmen anfänglich
ab, und sind dann
ähnlich bzw. nehmen
wieder leicht zu.
Te2-, O2-, Se2-, S2-
Antwort:
Antwort:
O2- < S2- < Se2- < Te2-
Der Haupttrend entspricht jenem im Periodensystem, d.h.
abnehmender Radius mit steigender Ordnungszahl innerhalb
einer Periode (Anstieg der effektiven Kernladung). Ausnahmen
sind Cu und Zn (verstärkte Elektron-Elektron-Abstoßung).
Übungsbeispiel: Welches Element hat die höchste
Elektronenaffinität?
Sauerstoff, Stickstoff, Fluor, Chlor
Übungsbeispiel:
Was bedingt den generellen Anstieg des Atomradius der Elemente
der Gruppe VA von oben nach unten?
Antwort:
Antwort: Chlor
Weitere typische Prüfungsfragen:
Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen enthalten
Sauerstoff-16, Eisen-56, Uran-236.
Benennen Sie drei physikalische Eigenschaften die für Metalle
und Nichtmetalle typisch sind!
Die drei Quantenzahlen für ein Elektron in einem
Wasserstoffatom eines bestimmten Zustandes seien n = 4, l = 2
und ml = -1. In welchem Orbital findet man das Elektron?
Wie lautet die Elektronenkonfiguration von Stickstoff?
Die allgemeine Zunahme der Radien mit zunehmender
Ordnungszahl bei den Elementen der Gruppe VA tritt auf, da
zusätzliche Schalen von Elektronen hinzugefügt werden (mit einer
korrespondierenden Zunahme der Kernladung). Die kernnahen
Elektronen schirmen in jedem Fall die äußersten Elektronen vom
Kern ab, so dass die effektive Kernladung sich nicht großartig
ändert, wenn man zu höheren Ordnungszahlen geht. Allerdings
nimmt die Hauptquantenzahl n, des äußersten Elektrons stetig zu,
mit einem korrespondierenden Anstieg des Orbitalradius.
Erklären Sie die folgenden Begriffe und beschreiben Sie
deren Änderung entlang einer Periode bzw. innerhalb
einer Gruppe im Periodensystem: Ionisierungsenergie
und Elektronenaffinität.
Identifizieren Sie das Isotop
(a) mit 78 Neutronen, 52 Protonen und 52 Elektronen;
(b) 108 Neutronen, 73 Protonen, und 73 Elektronen
(c) 32 Neutronen, 28 Protonen und 28 Elektronen.
Berechnen Sie die Masse der Protonen in einem 1000 kg
Automobil unter der Annahme, dass das Auto nur aus
56Fe besteht. Die Masse eines Protons ist 1,673  10-27 kg,
eines Elektrons 9,109  10-31 kg und eines Neutrons
1,675  10-27 kg.
23
Die molare Masse von Boratomen in einer natürlichen
Probe ist 10,81 g/mol ! Die Probe besteht aus 10B (molare
Masse 10,013 g/mol) und 11B (molare Masse 11,093 g/mol).
Wie groß ist die Häufigkeit (in %) dieser beiden Isotope?
Für die Nuklearindustrie ist die Extraktion von 6Li aber nicht
7Li aus natürlichen Proben notwendig. Als Konsequenz dieser
Extraktion ist die molare Masse von kommerziell erhältlichen
Lithiumproben erhöht. Derzeit liegen die Häufigkeiten der
beiden Isotope bei 7,42% (6Li) und 92,58% (7Li). Die
Atommassen betragen 9,988  10-24 g bzw. 1,165  10-23 g.
Welches Element der angegebenen Auswahl hat die
höchste Ionisierungsenergie:
Berechnen Sie die aktuelle molare Masse einer natürlichen
Lithiumprobe.
Phosphor, Arsen, Antimon
Wie wird sich die molare Masse ändern, wenn in naher
Zukunft die Häufigkeit von 6Li auf 5,67% reduziert wird.
Cadmium, Rhodium, Molybdän
Kalium, Calcium, Gallium
Wieviele Orbitale sind bei folgenden Werten für die
Nebenquantenzahl l zu erwarten?
0, 2, 3.
Wie lautet die Haupt- und Nebenquantenzahl für die
folgenden Orbitale? 5s, 2p, 3d.
Welche Elemente haben die folgende
Elektronenkonfiguration im Grundzustand?
[Kr]4d85s2
[Ne]3s23p3
[Ar]4s2
Welche Elektronenkonfiguration im Grundzustand haben
folgende Spezies?
Sb3+, Sn2+, As.
Können folgende Kombinationen von Quantenzahlen
existieren? Und wenn nicht, warum nicht?
n = 4, l = 2, mi = -1 und ms = ½
n = 4, l = 4, mi = -1 und ms = ½
Was versteht man unter dem Effekt der inerten
Elektronenpaare? Zwei Beispiele!
Was ist die Elektronenaffinität und wie ändert sie sich im
Periodensystem?
Wie ändern sich Atomradius und Ionenradius im
Periodensystem?
Beschreiben Sie 2 typische Reaktionen für Alkalimetalle!
Beschreiben Sie 2 typische Reaktionen für Halogene!
Welche Eigenschaften haben die Atome von Mn-55, Fe-56
und Ni-58 gemeinsam und worin unterscheiden sie sich?
Betrachten Sie die subatomaren Teilchen.
Die Elemente Ga, Ge, As und Br liegen in derselben Periode
des Periodensystems. Geben Sie die Elektronenkonfiguration
des jeweiligen Grundzustandes an und geben sie an wieviele
ungepaarte Elektronen die Elemente haben.
Die Elemente Be, B, C, O, und F liegen in derselben Periode
des Periodensystems. Geben Sie die Elektronenkonfiguration
des jeweiligen Grundzustandes an und geben sie an wieviele
ungepaarte Elektronen die Elemente haben.
Um welches ION handelt es sich?
9 Protonen, 10 Neutronen, 10 Elektronen
Entscheiden Sie mit Hilfe des Periodensystems, welche der
folgenden Oxide in wässriger Lösung Säuren bzw. Basen
bilden: P4O10, Na2O, CO2, MgO, SO2, NO2. Begründen Sie
ihre Entscheidung!
Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen hat das
Wassermolekül?
Wie groß ist der Anteil an Neutronen an der Masse eines
menschlichen Körpers unter der Annahme, dass dieser nur
aus Wasser besteht? Weitere Vereinfachung: Nur Protonen
und Neutronen tragen wesentlich zur Masse bei!
24
Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen enthalten:
40Ca, 40Ca2+, 9Be2+, 32S2-.
Beantworten Sie (unter Zuhilfenahme des Periodensystems),
ob die folgenden Oxide in Wasser saure oder basische
Lösungen ergeben. Benennen Sie die Oxide!
CaO, SO3, N2O5, Tl2O, P4O10, CO2. Begründen Sie ihre
Auswahl!
Welche M2+-Ionen (M steht für Metall) haben folgende
Elektronenkonfiguration im Grundzustand?
[Ar]3d8, [Ar]3d10, [Kr]4d5, [Kr]4d3
Nennen Sie zwei typische Reaktionen für
Erdalkalielemente!
Nennen Sie zwei typische Reaktionen für Chalokogene?
Was sind Allotrope? Definition und Beispiele!
Wie reagieren Metalloxide und wie Nichtmetalloxide mit
Wasser. Führen Sie jeweils ein Beispiel in Form einer
vollständigen Reaktionsgleichung an!
Wie lautet die Elektronenkonfiguration von Ca2+ und K+?
Formulieren sie die Reaktionan a) von einem Alkalimetall
mit Wasserstoff zu einem Hydrid, und b) von Schwefel mit
einem Erdalkalimetall. Wie heißt die entstehende
Verbindung?
Formulieren Sie die Reaktionen zwischen SO2(g) und
SO3(g) mit Wasser! Wie heißen die entstehenden
Verbindungen?
Wie lautet die Reaktion zwischen Wasser und Fluorgas,
F2(g)? Schreiben Sie die Reaktion vollständig an! Wie heißt
das Reaktionsprodukt?
Wie reagiert Ca(s) und CaO(s) mit Wasser? Genen Sie die
vollständigen Reaktionsgleichungen an!
Formulieren sie die Reaktion zwischen CO2(g) und
Natronlauge, NaOH(aq)!
Welche Verbindungen entstehen beim Einleiten von
Chlorgas, Cl2(g), in Wasser? Wie heißen die
Reaktionsprodukte? Schreiben Sie die vollständige
Reaktion an!
25

ALLGEMEINE und ANORGANISCHE CHEMIE

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