Erläuterungen zur Tabelle:

Relative Atommasse:

• Die Bedeutung der relativen Atommassewird im Kapitel Das Atom erläutert.

• Für Atom- und Ionenradien gleichermaßen gilt:

• Tendenz der Radien im Periodensystem:

 

Kleiner in einer Periode. Größer in einer Gruppe.	Die Kernladung nimmt effektiv von Atom zu Atom zu, weil mit jedem neuen Elektron auch die Zahl der Protonen zunimmt, die die Elektronen anziehen. Elektronen der gleichen Schale können jedoch kaum die Kernladung abschirmen, sodass die 'Elektronenwolke' innerhalb einer Periode schrumpft.
Von einem Element zum nächsten kommt in der gleichen Gruppe jeweil eine neue Elektronenschale hinzu. Die effektive Kernladung wird außerdem von Schale zu Schale kleiner, weil diese von den inneren Schalen teilweise abgeschirmt wird.

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Diese Tendenz ist bei Nebengruppenelementen innerhalb einer Periode durchbrochen; schließlich werden die Elektronen hier einer inneren Schale hinzugefügt. Durch die größere Zahl an inneren Elektronen werden jedoch die äußeren Elektronen besser von der Kernladung abgeschirmt. Also werden die Radien teilweise sogar von links nach rechts größer.

• Für Ionenradien (der halbe Abstand zwischen den Kernen zweier Ionen) gilt:
 

Der Ionenradius für ein Kation, ein positiv geladenes Ion, ist immer kleiner als der (kovalente) Atomradius. Ein dreifach positives Kation ist kleiner als ein zweifach positiv geladenes, dieses wiederum kleiner als ein einfach positives Kation.	Zum einen kann der Atomkern die Elektronen stärker an sich ziehen, weil durch weniger Elektronen die Abstossung der Elektronen untereinander schwächer wird. Außerdem ist Elektronenabgabe meist mit dem Verlust einer gesamten Schale verbunden. Die (1.) L-Schale fasst z.B. beim Na+-Ion 2 Elektronen, die (2.) M-Schale 8 Elektronen, die (3.) N-Schale kein Elektron mehr.
Der Ionenradius für ein Anion, ein negativ geladenes Ion, ist immer größer als der (kovalente) Atomradius.	Die Abstossung der Elektronen untereinander verstärkt sich nämlich bei gleichbleibender Kernladung.

• Bei Atomradien (diese sind nicht in der Tabelle angegeben) unterscheidet man zwischen

 
• Kovalenzradius; das ist der halbe Abstand zweier miteinander gebundener Atomkerne.
• Van der Waals-Radius; das ist der halbe Abstand zweier dicht gepackter Moleküle, wenn zwischen den Molekülen nur die schwache Van der Waals-Anziehung wirkt. Van der Waals-Kräfte sind intermolekulare Kräfte zwischen Molekülen, die diese in Flüssigkeiten oder Feststoffen aneinander halten.

• Die Bestimmung von Radien ist schwierig, weil Atome keine fest definierte Oberfläche haben; lediglich die Elektronendichte nimmt mit zunehmenden Abstand ab. Man war daher lange Zeit auf indirekte Messungen (z.B. Röntgenbeugungsbilder von Kristallen) angewiesen.

• Die erste Ionisierungsenergie (IE oder IP) gibt an, wieviel Energie aufzuwenden ist, um einem Atom (im Grundzustand gegen die Anziehungskraft des Atomkerns) ein Elektron zu entreißen, also das am schwächsten gebundene Elektron.

• Tendenz der IE im Periodensystem:

 

Größer in einer Periode. Kleiner in einer Gruppe.	Die Wegnahme eines Elektrons wird immer schwieriger, da die Atome kleiner werden, die Kernladung hingegen effektiv zunimmt.
Die Wegnahme eines Elektrons wird immer leichter, da die Elektronen einer zunehmend außen liegenden Schale entstammen. Die Kernladung wird immer mehr durch die weiter innen liegenden Schalen kompensiert.

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Diese Tendenz wird in drei Fällen abgeschwächt oder durchbrochen: Erstens, bei Nebengruppenelementen werden innere Schalen vor den äußeren aufgefüllt, daher ist der Anstieg der IE innerhalb einer Periode abgeschwächt. Zweitens, in der fünften Hauptgruppe (z.B. Stickstoff, Phosphor) ist die äußere p-Unterschale halbbesetzt, was energetisch ein günstiger Zustand ist. Die IE dieser Elemente ist daher jeweils höher als die der sechsten Hauptgruppe (z.B. Sauerstoff, Schwefel). Drittens, bei Beryllium, Magnesium, Zink, Cadmium und Quecksilber sind die s- (und gegebenenfalls die d-Unterschalen) voll besetzt. Die IE dieser Elemente ist daher höher als die der dritten Hauptgruppe (z.B. Bor, Aluminium). Zur Verdeutlichung hilft ein Blick in das Periodensystem.

• Energien im atomaren Bereich werden übrigens in Elektronenvolt (eV) angegeben (1 eV = 1,6022*10^-19 Joule). Das ist diejenige (kinetische) Energie, die ein Elektron aufweist, nachdem es durch die Spannung (oder das elektrische Potential) von einem Volt beschleunigt wurde.
• Manchmal wird auch statt der Einheit Elektronenvolt pro Atom die Einheit Joule für ein Mol Atome angegeben: Wenn für ein Atom 1 eV aufgewendet werden muss, muss 96,487 kJ für 1 Mol Atome aufgewendet werden. Joule ist eine physikalische Größe für Energie. 1 Joule muss aufgewendet werden, um gegen die Erdanziehung die Masse von 102 g (entspricht der Kraft von 1 Newton) einen Meter zu versetzen.
• Neben der ersten Ionisierungsenergie (IE) gibt es auch die Elektronenaffinität. Diese beschreibt das Gegenteil der IE, nämlich das Bestreben der Atome, Elektronen aufzunehmen. Die erste Elektronenaffinität ist diejenige Energie, die frei wird, wenn ein Elektron von einem Atom aufgenommen wird.
 
• Von links nach rechts wird die Elektronenaffinität in der Tendenz größer. Größer heisst wegen der freiwerdenden Energie energetisch negativer (Ausnahme: Edelgase nehmen wegen ihrer vollbesetzten Hauptschale nur unter Energiezufuhr weitere Elektronen auf. Das gleiche gilt übrigens auch für die zweite Hauptgruppe wegen ihrer vollbesetzten s-Unterschale).
• Fluor hat mit -328 kJ/mol (das negative Vorzeichen steht für freiwerdende Energie) bei Aufnahme eines Elektrons die höchste Elektronenaffinität aller Elemente. Das in der gleichen Periode stehende Lithium hat nur eine Elektronenaffinität von -60 kJ/mol.

• Die Elektronegativität (EN) ist das Maß für die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen in einem Molekül an sich zu ziehen. Sie ist keine physikalisch meßbare Größe, ist also nur als relative (und qualitative) Bezugsgröße zum Vergleich verschiedener Elemente zu sehen.
• Dem elektronnegativsten Element Fluor hat Linus Pauling (1901-1994) willkürlich den Wert 4,0 zugewiesen; alle anderen Elemente bewegen sich im Bereich zwischen 0,7 und 4,0. Je elektronegativer ein Element ist, je höher also der Wert der Elektronegativität, desto eher wird er Elektronen an sich binden. In der Verbindung Wasser beispielsweise zieht der Sauerstoff (höherer EN-Wert: 3,4) die Elektronen des Wasserstoffes (niedrigerer EN-Wert: 2,2) eher an sich als umgekehrt.
 
• Tendenz der EN-Werte im Periodensystem:

 

In einer Periode größer In einer Gruppe kleiner.

• Je größer die Differenz zwischen zwei EN-Werten ist, desto polarer ist eine Bindung.
• Bei hoher EN-Differenz (größer als 1,8) liegt eine Ionenverbindung vor,
• bei kleiner EN-Differenz (größer als 0,5) eine kovalente Bindung oder eine schwach polare Atombindung,
• bei sehr kleiner EN-Differenz (0,0 bis 0,5) eine unpolare Atombindung oder bei Metallen eine Metallbindung vor.
• Diese Zahlen sind lediglich Richtwerte.
• Mehr zu verschiedenen Bindungsarten unter:
  [Chemieplanet> Stoffe > Was sind Stoffe]
• Die Elektronegativität erhält man mathematisch aus der Summe von IE und EA und einem Proportionalitätsfaktor.

• Mehr zu diesem Thema unter:
  [Chemieplanet > Reaktionen > Redoxreaktionen> Oxidationsstufen]

Definitionen und Tabellen zu den Elementen