Energieniveaus von Atomen. Struktur der Energieniveaus

Je näher die Elektronenhülle eines Atoms am Atomkern liegt, desto stärker werden die Elektronen vom Atomkern angezogen und desto größer ist ihre Bindungsenergie an den Atomkern. Daher ist es zweckmäßig, die Anordnung der Elektronenhüllen anhand der Energieniveaus und Unterniveaus sowie der Verteilung der Elektronen darüber zu charakterisieren. Die Anzahl der elektronischen Energieniveaus ist gleich der Periodenzahl, in dem sich dieses Element befindet. Die Summe der Elektronenzahlen auf den Energieniveaus entspricht der Ordnungszahl des Elements.

Die elektronische Struktur eines Atoms ist in Abb. dargestellt. 1.9 in Form eines Diagramms der Verteilung der Elektronen über Energieniveaus und Unterniveaus. Das Diagramm besteht aus Elektronenzellen, die als Quadrate dargestellt sind. Jede Zelle symbolisiert ein Elektronenorbital, das zwei Elektronen mit entgegengesetzten Spins aufnehmen kann, angezeigt durch Auf- und Abwärtspfeile.

Reis. 1.9.

Das Elektronendiagramm eines Atoms wird in der Reihenfolge aufgebaut Erhöhung der Energieniveauzahl. In die gleiche Richtung Die Elektronenenergie nimmt zu Und die Energie seiner Verbindung mit dem Kern nimmt ab. Zur Verdeutlichung können Sie sich vorstellen, dass sich der Atomkern am „unteren“ Rand des Diagramms befindet. Die Anzahl der Elektronen in einem Atom eines Elements ist gleich der Anzahl der Protonen im Kern, d. h. die Ordnungszahl eines Elements im Periodensystem.

Das erste Energieniveau besteht nur aus einem Orbital, das durch das Symbol gekennzeichnet ist S. Dieses Orbital ist mit Elektronen aus Wasserstoff und Helium gefüllt. Wasserstoff hat ein Elektron und Wasserstoff ist einwertig. Helium hat zwei gepaarte Elektronen mit entgegengesetzten Spins, Helium hat eine Wertigkeit von Null und geht keine Verbindungen mit anderen Elementen ein. Energie chemische Reaktion nicht aus, um ein Heliumatom anzuregen und ein Elektron auf die zweite Ebene zu übertragen.

Das zweite Energieniveau besteht aus einem "-Unterniveau und einem /. (-Unterniveau, das über drei Orbitale (Zellen) verfügt. Lithium sendet ein drittes Elektron auf das 2"-Unterniveau. Ein ungepaartes Elektron bestimmt die Monovalenz von Lithium. Beryllium füllt das gleiches Unterniveau mit einem zweiten Elektron, also im nicht angeregten Zustand hat Beryllium zwei gepaarte Elektronen. Allerdings reicht eine kleine Anregungsenergie aus, um ein Elektron auf das ^-Unterniveau zu übertragen, was Beryllium zweiwertig macht.

In ähnlicher Weise erfolgt die weitere Auffüllung der 2p-Unterebene. Sauerstoff in Verbindungen ist zweiwertig. Sauerstoff weist keine höheren Wertigkeiten auf, da es nicht möglich ist, Elektronen der zweiten Ebene zu paaren und auf die dritte Energieebene zu übertragen.

Im Gegensatz zu Sauerstoff kann Schwefel, der sich unter Sauerstoff in derselben Untergruppe befindet, in seinen Verbindungen die Wertigkeiten 2, 4 und 6 aufweisen, da die Möglichkeit besteht, Elektronen der dritten Ebene zu paaren und sie in die ^-Unterebene zu verschieben. Beachten Sie, dass auch andere Wertigkeitszustände von Schwefel möglich sind.

Elemente, deren S-Unterebene gefüllt ist, werden „-Elemente“ genannt. Die Reihenfolge ist ähnlich aufgebaut R- Elemente. Elemente S- und p-Unterebenen sind in den Hauptuntergruppen enthalten. Elemente von Seitenuntergruppen sind ^-Elemente (fälschlicherweise Übergangselemente genannt).

Es ist zweckmäßig, Untergruppen durch Elektronensymbole zu bezeichnen, dank derer beispielsweise die in der Untergruppe enthaltenen Elemente gebildet wurden S"-Untergruppe (Wasserstoff, Lithium, Natrium usw.) oder //-Untergruppe (Sauerstoff, Schwefel usw.).

Wenn das Periodensystem so aufgebaut ist, dass die Periodenzahlen von unten nach oben zunehmen und in jede Elektronenzelle zunächst ein und dann zwei Elektronen eingebracht werden, erhält man ein Periodensystem mit langen Perioden, das in Form eines Verteilungsdiagramms ähnelt von Elektronen über Energieniveaus und Unterniveaus hinweg.

Elektronische Energieniveaus

IN modernes KonzeptÜber das Orbitalmodell des Atoms können Elektronen in einem Atom nur bestimmte Energiemengen besitzen und sich nur sprunghaft von einem Energieniveau zum anderen bewegen. Der Unterschied zwischen den Energieniveaus bestimmt die Frequenz des beim Übergang freigesetzten oder absorbierten Lichtquants. Jedes Wertepaar der Hauptquantenzahl n und der Orbitalquantenzahl l entspricht einem bestimmten Energieniveau, das ein Elektron besitzen kann.

Molekulare Energieniveaus

Intranukleare Energieniveaus

Der Begriff entstand aus der Erforschung der Radioaktivität. Strahlung wird in drei Teile unterteilt: Alphastrahlen, Betastrahlen und Gammastrahlen. Untersuchungen haben gezeigt, dass Alphastrahlung aus Helium-4-Kernen besteht (siehe Alphateilchen), Betastrahlung ein Strom sich schnell bewegender Elektronen ist und Gammastrahlung elektromagnetischer Natur ist. Da die Energie von Übergängen zwischen verschiedenen elektronischen Niveaus für die Entstehung von Gammastrahlen nicht ausreicht, wurde klar, dass ihre Quelle im Atomkern gesucht werden muss, das heißt, der Atomkern selbst kann bei Übergängen zwischen ihnen unterschiedliche Energieniveaus haben Gammastrahlen werden ausgesendet. Gammastrahlen erweiterten das Spektrum bekannter elektromagnetischer Wellen, und alle Wellen, die kürzer als 10−3 nm sind, werden Gammastrahlen genannt.

siehe auch

Wikimedia-Stiftung. 2010.

Sehen Sie, was „Energieniveau“ in anderen Wörterbüchern ist:

ENERGIEBENE, eine feste Energiemenge, die ein Atomkern, ein ELEKTRON, ein Atom oder ein Molekül besitzt. Beispielsweise ändert sich die Energie der Elektronen im Inneren eines Atoms nicht kontinuierlich. Es wird in einer diskreten Reihe von Bedeutungen ausgedrückt, die... ... Wissenschaftliches und technisches Enzyklopädisches Wörterbuch

Energielevel- - [A.S. Goldberg. Englisch-Russisches Energiewörterbuch. 2006] Energiethemen im Allgemeinen EN EnergieniveauZustand ...

Energielevel- ist eine streng definierte Energie, die ein bestimmtes Elektron in einem Atom entsprechend seiner Entfernung vom Kern charakterisiert. Je näher ein Elektron am Kern ist, desto weniger Energie hat es. allgemeine Chemie: Lehrbuch / A. V. Zholnin ... Chemische Begriffe

Energielevel- Energiesparstatus T sritis chemija apibrėžtis Energijos vertė, kurią gali turėti kvantinė sistema stacionariojoje būsenoje. atitikmenys: engl. Energieniveau rus. Energielevel; Energielevel... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Energielevel- energijos lygmuo statusas T sritis fizika atitikmenys: engl. Energieniveau vok. Energieniveau, n rus. Energieniveau, m; Energieniveau, m pranc. niveau d'énergie, m; niveau énergétique, m … Fizikos terminų žodynas

Energielevel- Energie-Status-Status T-Sritis Standardisierung und Metrologie-Apibrėžtis Energijos Vertė, Kurią Gali Turėti Kvantinė Nuostoviosios Būsenos Sistema. atitikmenys: engl. Energieniveau vok. Energieniveau, n rus. Energieniveau, m pranc.… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas

Siehe Energieniveaus... Große sowjetische Enzyklopädie

Energielevel- Mögliche Bedeutung Gesamtenergie konservatives Quantensystem. Ansonsten: Eigenwert eines Hamiltonoperators unabhängig von der Zeit... Polytechnisches terminologisches Erklärungswörterbuch

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Energieniveau der Mechanisierung (Automatisierung) technologischer Geräte- Energieniveau der Mechanisierung (Automatisierung) STO ΩP Das Verhältnis der nutzbaren Energieaufwendungen der unbelebten Natur während einer vollen Maschinenzeit zur Summe der nutzbaren Energieaufwendungen der unbelebten Natur und des Menschen während einer Zeiteinheit. [GOST 23004... ... Leitfaden für technische Übersetzer

2. Struktur von Kernen und Elektronenhüllen von Atomen

2.6. Energieebenen und Unterebenen

Am meisten wichtiges Merkmal Der Zustand eines Elektrons in einem Atom ist die Energie des Elektrons, die den Gesetzen zufolge Quantenmechanik verändert sich nicht kontinuierlich, sondern krampfhaft, d.h. kann nur ganz bestimmte Werte annehmen. Wir können also über das Vorhandensein einer Reihe von Energieniveaus in einem Atom sprechen.

Energielevel - eine Reihe von AOs mit ähnlichen Energiewerten.

Die Energieniveaus werden mit nummeriert Hauptquantenzahl n, die nur ganze Zahlen akzeptieren kann positive Werte(n = 1, 2, 3, ...). Je größer der Wert von n ist, desto höher ist die Energie des Elektrons und dieses Energieniveau. Jedes Atom enthält unendlich viele Energieniveaus, von denen einige im Grundzustand des Atoms mit Elektronen besetzt sind, andere nicht (diese Energieniveaus werden im angeregten Zustand des Atoms besetzt).

Elektronische Schicht- eine Reihe von Elektronen, die sich auf einem bestimmten Energieniveau befinden.

Mit anderen Worten: Die Elektronenschicht ist ein Energieniveau, das Elektronen enthält.

Die Ansammlung elektronischer Schichten bildet die Elektronenhülle eines Atoms.

Innerhalb derselben Elektronenschicht können sich die Energien der Elektronen geringfügig unterscheiden, und deshalb sagt man das auch Energieniveaus werden in Energieunterniveaus aufgeteilt(Unterschichten). Die Anzahl der Unterniveaus, in die ein bestimmtes Energieniveau aufgeteilt ist, ist gleich der Anzahl der Hauptquantenzahlen des Energieniveaus:

N (Subur) = n (Ebene) . (2.4)

Unterebenen werden mit Zahlen und Buchstaben dargestellt: Die Zahl entspricht der Nummer des Energieniveaus (elektronische Schicht), der Buchstabe entspricht der Art des AO, das die Unterebenen bildet (s -, p -, d -, f -), zum Beispiel: 2p -Unterebene (2p -AO, 2p -Elektron).

Somit besteht das erste Energieniveau (Abb. 2.5) aus einem Unterniveau (1s), das zweite aus zwei (2s und 2p), das dritte aus drei (3s, 3p und 3d), das vierte aus vier (4s, 4p, 4d und 4f) usw. Jede Unterebene enthält bestimmte Nummer JSC:

N(AO) = n2. (2.5)

Reis. 2.5. Diagramm der Energieniveaus und Unterniveaus für die ersten drei elektronischen Schichten

1. AOs vom S-Typ sind auf allen Energieniveaus vorhanden, P-Typen erscheinen ab dem zweiten Energieniveau, D-Typ – ab dem dritten, F-Typ – ab dem vierten usw.

2. Auf einem bestimmten Energieniveau kann es ein s-, drei p-, fünf d- und sieben f-Orbitale geben.

3. Je größer die Hauptquantenzahl, desto größere Größen JSC.

Da ein AO nicht mehr als zwei Elektronen enthalten kann, ist die Gesamtzahl (maximal) der Elektronen bei einem bestimmten Energieniveau doppelt so groß wie die Anzahl der AOs und ist gleich:

N(e) = 2n 2 . (2.6)

Somit kann es bei einem gegebenen Energieniveau maximal 2 Elektronen vom s-Typ, 6 Elektronen vom p-Typ und 10 Elektronen vom d-Typ geben. Insgesamt beträgt die maximale Elektronenzahl auf dem ersten Energieniveau 2, auf dem zweiten 8 (2 S-Typ und 6 P-Typ), auf dem dritten 18 (2 S-Typ, 6 P-Typ und 10). d-Typ). Es ist zweckmäßig, diese Schlussfolgerungen in einer Tabelle zusammenzufassen. 2.2.

Tabelle 2.2

Der Zusammenhang zwischen der Hauptquantenzahl, der Zahl e

In diesem Artikel wird erläutert, wann die Energieniveaus entdeckt wurden. Und auch, wie sie erklärt wurden und wie eine Eigenschaft der Materie wie die Quantisierung der Energie eines Elektrons in einem Atom genutzt wird.

Blitz und Marmor

Die Struktur von Stoffen interessiert die Menschheit seit es möglich ist, abstrakte Fragen zu stellen, ohne sich um die Ernährung zu kümmern. Bedrohliche Phänomene wie Blitze, Überschwemmungen und Dürren sorgten für Entsetzen. Die Unfähigkeit zu erklären, was um sie herum geschah, ließ die Idee wütender Götter entstehen, die Opfer forderten. Und jeden Tag bemühten sich die Menschen, irgendwie zu lernen, das Wetter vorherzusagen, um auf die nächste Katastrophe vorbereitet zu sein. Die alten Griechen erkannten, dass Stoffe aus sehr kleinen Partikeln bestehen. Sie bemerkten, dass die Marmorstufen, über die viele Menschen im Laufe der Jahrzehnte gegangen waren, ihre Form veränderten, was bedeutete, dass jeder Fuß einen Teil des Steins mitnahm. Von dieser Entdeckung bis zum Konzept, was Energieniveaus sind, ist es sowohl zeitlich als auch hinsichtlich des Wissensumfangs sehr weit entfernt. Es war jedoch genau diese vor mehr als dreitausend Jahren gemachte Bemerkung, die unserer Wissenschaft ihre moderne Form verlieh.

Rutherford und Bohr

Zu Beginn des 20. Jahrhunderts war dank Experimenten mit Elektrizität bereits bekannt, dass das kleinste Teilchen, das alle chemischen Eigenschaften eines Stoffes trägt, ein Atom ist. Im Allgemeinen war es elektrisch neutral, enthielt jedoch positive und negative Elemente. Wissenschaftler mussten herausfinden, wie sie verteilt sind. Es wurden mehrere Modelle vorgeschlagen, von denen eines sogar „Rosinenbrötchen“ genannt wurde. Rutherfords berühmtes Experiment zeigte, dass sich im Zentrum des Atoms ein schwerer positiver Kern befindet, während die negative Ladung in kleinen leichten Elektronen konzentriert ist, die an der Peripherie rotieren. Die Energieniveaus der Elektronen in einem Atom und der Prozess ihrer Entdeckung führten der Physik zu einem Durchbruch. Nach den Maxwell-Gleichungen erzeugt jedes sich bewegende geladene Objekt ein Feld, das kontinuierlich Energie in den Weltraum abgibt. Daher stellte sich die Frage: Warum rotieren Elektronen in Atomen, werden aber nicht emittiert und fallen nicht auf den Kern, wodurch sie Energie verlieren? Dank Bohrs Postulaten wurde klar, dass Elektronen in einem Atom bestimmte Energieniveaus einnehmen und in diesen stabilen Umlaufbahnen keine Energie verlieren. Diese theoretische These bedurfte einer physikalischen Begründung.

Planck und Laser

Als Max Planck bei dem Versuch, die Lösung einiger Gleichungen zu vereinfachen, das Konzept des Quantums einführte, begann eine neue Ära in der Physik. Sie wird als nichtklassische Periode bezeichnet und ist mit einer Reihe bedeutender Entdeckungen verbunden, die das Leben der Menschheit radikal veränderten. Wie Penicillin in der Medizin revolutionierten Quanten in der Physik das gesamte Wissenssystem. Bemerkenswert ist, dass die neuen Formeln die bisherigen Schlussfolgerungen nicht widerlegten, sondern im Gegenteil bestätigten. Unter den Bedingungen volumetrischer Körper, Makroabstände und gewöhnlicher Geschwindigkeiten verwandelten sie sich in vertraute und verständliche Gesetze. Die Quantenphysik hat zur Beantwortung vieler Fragen beigetragen, unter anderem dazu, warum es in einem Atom Energieniveaus von Elektronen gibt. Es wurde klar, dass Elektronen von einer Umlaufbahn zur anderen springen können. Dabei kam es je nach Sprungrichtung entweder zur Absorption oder zur Abgabe von Energie. Viele Eigenschaften von Stoffen beruhen auf diesen abrupten Übergängen. Aufgrund der Tatsache, dass es in Atomen Energieniveaus gibt, funktionieren Laser, es gibt Spektroskopie und es ist möglich, neue Materialien zu erzeugen.

Welle und Photon

Das Phänomen der Energiequantisierung selbst liefert jedoch keine klare Erklärung dafür, warum einige Niveaus stabil sind und warum der Abstand von der Umlaufbahn zum Kern in einem Atom davon abhängt. Eine unkonventionelle Idee kam zur Rettung. Alles begann mit einer Diskrepanz zwischen den Ergebnissen verschiedener Experimente an denselben Objekten. In einigen Fällen verhielten sie sich wie Teilchen mit Masse und damit Trägheit: Sie bewegten Platten und drehten Schaufeln. In anderen Fällen - als eine Reihe von Wellen, die sich gegenseitig kreuzen, auslöschen oder verstärken können (z. B. Photonen, Lichtträger). Infolgedessen mussten Wissenschaftler zugeben: Elektronen sind sowohl Teilchen als auch Wellen. Der sogenannte Welle-Teilchen-Dualismus erklärte die Energieniveaus des Atoms. Wie eine Welle überlagert sich ein Elektron, das sich im Kreis bewegt, mit sich selbst. Wenn also das Maximum des „Kopfes“ mit dem Minimum des „Schwanzes“ zusammenfällt, verblasst die Welle. In bestimmten Abständen vom Zentrum fallen die Maxima zusammen und das Elektron kann existieren, als ob es sich kontinuierlich selbst stützt und die Energieniveaus des Atoms erzeugt.

Chemie und Elektron

Im Studium chemische Eigenschaften Es stellte sich heraus, dass jeder von ihnen seine eigenen Werte hat. Das heißt, Helium hat ein anderes Bild als Wasserstoff, obwohl sich ihre Ordnungszahlen nur um eins unterscheiden. Die Energieniveaus der Atome chemischer Elemente hängen von ihrer Gesamtzahl ab. Das heißt, es stellt sich heraus, dass die oberen Elektronen scheinbar auf die unteren Ebenen „drücken“ und sie zu einer Verschiebung zwingen. Der Aufbau der Energiehülle eines Atoms unterliegt seinen eigenen Gesetzen, die durch vier Hauptquantenzahlen bestimmt werden. Wenn man sie kennt, ist es einfach, die Energieniveaus der Elektronen für jede Art chemischer Elemente zu berechnen.

Eine Reihe von Zuständen eines Elektrons in einem Atom mit demselben Wert N angerufen Energielevel. Die Anzahl der Niveaus, auf denen sich Elektronen im Grundzustand eines Atoms befinden, stimmt mit der Anzahl der Perioden überein, in denen sich das Element befindet. Die Nummern dieser Ebenen werden durch Zahlen bezeichnet: 1, 2, 3,... (seltener - durch Buchstaben). K, L, M, ...).

Energieunterebene- Gesamtheit Energiezustände Elektron in einem Atom, gekennzeichnet durch die gleichen Werte der Quantenzahlen N Und l. Unterebenen werden mit Buchstaben bezeichnet: S, P, D, F... Die erste Energieebene hat eine Unterebene, die zweite hat zwei Unterebenen, die dritte hat drei Unterebenen und so weiter.

Wenn im Diagramm die Orbitale in Form von Zellen (quadratische Rahmen) und Elektronen in Form von Pfeilen (oder ↓) bezeichnet sind, können Sie sehen, dass die Hauptquantenzahl das Energieniveau (EL), die Kombination, charakterisiert der Haupt- und Orbitalquantenzahlen - die Energieunterebene (ESL), die Menge der Haupt-, Orbital- und Magnetquantenzahlen - Atomorbital, und alle vier Quantenzahlen sind Elektronen.

Jedes Orbital hat eine bestimmte Energie. Die Orbitalbezeichnung umfasst die Nummer des Energieniveaus und den Buchstaben, der dem entsprechenden Unterniveau entspricht: 1 S, 3P, 4D usw. Für jedes Energieniveau, beginnend mit dem zweiten, ist die Existenz von drei gleichen Energieniveaus möglich P-Orbitale, die in drei zueinander senkrechten Richtungen liegen. Auf jeder Energieebene, beginnend mit der dritten, gibt es fünf D-Orbitale mit einer komplexeren vierlappigen Form. Ab der vierten Energieebene treten noch komplexere Formen auf. F-Orbitale; Auf jeder Ebene gibt es sieben davon. Ein Atomorbital mit einer darüber verteilten Elektronenladung wird oft als Elektronenwolke bezeichnet.

Frage 12.

Horizontale Frequenz

Solch physikalische Eigenschaften Neben der Ionisierungsenergie und der Elektronenaffinität tritt auch eine horizontale Periodizität auf, die mit einer periodischen Änderung der Elektronenzahl auf den letzten Energieunterebenen verbunden ist:

Frage 13.

Frage 14.

Magnetische Eigenschaften des Atoms

Ein Elektron hat sein eigenes magnetisches Moment, das in einer Richtung parallel oder entgegengesetzt zum angelegten Magnetfeld quantisiert ist. Wenn zwei Elektronen auf demselben Orbital entgegengesetzte Spins haben (nach dem Pauli-Prinzip), heben sie sich gegenseitig auf. In diesem Fall spricht man von gepaarten Elektronen. Atome mit nur gepaarten Elektronen werden aus dem Magnetfeld gedrückt. Solche Atome nennt man diamagnetisch. Atome, die ein oder mehrere ungepaarte Elektronen besitzen, werden in ein Magnetfeld hineingezogen. Sie werden diamagnetisch genannt.

Das magnetische Moment eines Atoms, das die Intensität der Wechselwirkung eines Atoms mit einem Magnetfeld charakterisiert, ist praktisch proportional zur Anzahl ungepaarter Elektronen.

Merkmale der elektronischen Struktur von Atomen verschiedener Elemente spiegeln sich in Energieeigenschaften wie Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität wider.

Ionisationsenergie

Energie (Potenzial) der Ionisierung eines Atoms E i ist die minimale Energie, die erforderlich ist, um gemäß der Gleichung ein Elektron von einem Atom ins Unendliche zu entfernen

X = X + + e− . Seine Werte sind für Atome aller Elemente des Periodensystems bekannt. Beispielsweise entspricht die Ionisierungsenergie eines Wasserstoffatoms dem Übergang eines Elektrons von 1 S-Energie-Unterebene (−1312,1 kJ/mol) zur Unterebene mit Nullenergie und ist gleich +1312,1 kJ/mol.

In der Änderung der ersten Ionisationspotentiale, die der Entfernung eines Elektrons von Atomen entspricht, kommt die Periodizität mit zunehmender Ordnungszahl deutlich zum Ausdruck:

Bei der Bewegung von links nach rechts über einen Zeitraum hinweg nimmt die Ionisierungsenergie im Allgemeinen mit zunehmender Ordnungszahl innerhalb der Gruppe allmählich zu; Alkalimetalle haben die minimalen ersten Ionisierungspotentiale und Edelgase das Maximum.

Für dasselbe Atom nehmen die zweite, dritte und weitere Ionisierungsenergien immer zu, da einem positiv geladenen Ion ein Elektron entzogen werden muss. Für ein Lithiumatom betragen beispielsweise die erste, zweite und dritte Ionisierungsenergie 520,3, 7298,1 bzw. 11814,9 kJ/mol.

Die Reihenfolge der Elektronenabstraktion ist üblicherweise die umgekehrte Reihenfolge der Füllung von Orbitalen mit Elektronen gemäß dem Prinzip der minimalen Energie. Allerdings sind die Elemente, die bevölkert sind D-Orbitale sind Ausnahmen – erstens verlieren sie nicht D-, A S-Elektronen.

Elektronenaffinität

Atomelektronenaffinität A e ist die Fähigkeit von Atomen, ein zusätzliches Elektron an sich zu binden und sich in ein negatives Ion zu verwandeln. Ein Maß für die Elektronenaffinität ist die freigesetzte oder absorbierte Energie. Die Elektronenaffinität ist gleich der Ionisierungsenergie des negativen Ions X − :X − = X + e −

Halogenatome haben die größte Elektronenaffinität. Beispielsweise geht bei einem Fluoratom die Zugabe eines Elektrons mit der Freisetzung von 327,9 kJ/mol Energie einher. Bei einer Reihe von Elementen liegt die Elektronenaffinität nahe Null oder ist negativ, was bedeutet, dass für dieses Element kein stabiles Anion vorhanden ist.

Typischerweise nimmt die Elektronenaffinität von Atomen verschiedener Elemente parallel zu einer Zunahme ihrer Ionisierungsenergie ab. Für einige Elementpaare gibt es jedoch Ausnahmen:

Eine Erklärung hierfür kann mit der geringeren Größe der ersten Atome und der größeren Elektron-Elektron-Abstoßung in ihnen gegeben werden.

Frage 15.

Frage 16.

Horizontale Frequenz

Die horizontale Periodizität besteht im Auftreten von Maximal- und Minimalwerten der Eigenschaften einfacher Stoffe und Verbindungen innerhalb jeder Periode. Besonders auffällig ist dies bei Elementen der Gruppe VIIIB und Lanthaniden (z. B. kommen Lanthaniden mit geraden Ordnungszahlen häufiger vor als solche mit ungeraden).

Physikalische Eigenschaften wie Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität weisen ebenfalls eine horizontale Periodizität auf, die mit der periodischen Änderung der Elektronenzahl auf den letzten Energieunterniveaus verbunden ist.