Chemie der Nebengruppenelemente (NGE)

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Chemie der Nebengruppenelemente (NGE)
27 Allgemeine Eigenschaften der NGE
27.1 Elektronenkonfiguration
Für Hauptgruppenelemente (Metalle, Halbmetalle, Nichtmetalle):
Valenzelektronen in s- oder s- und p-Orbitalen nsmpo
n (Hauptquantenzahl), m = 1;2, o = 1-6
Für Nebengruppenelemente (nur Metalle):
d-Elemente: ns2 (n-1)dm
n ≥ 4; m=1-10
f-Elemente: ns2 (n-1)d (n-2)f (n=6,7)
n=6:
- 6s-Orbitale fast immer voll besetzt
- Elektronen aus 5d-Orbital werden oft in ein
f-Orbital abgegeben
- wichtigste Oxidationsstufe +III
Bsp.: Ce : [Xe]6s 2 4f2
Elementgruppe: 3
Nebengruppe:
3
3d-Elemente:
4d-Elemente:
5d-Elemente:
4
4
Sc Ti
Y Zr
La Hf
5
5
6
6
7
7
8
V
Nb
Ta
Cr Mn Fe
Mo Tc Ru
W Re Os
9
8
10
11
1
12
2
Co
Rh
Ir
Ni
Pd
Pt
Cu
Ag
Au
Zn
Cd
Hg
d-Block-Elemente
Äußere Übergangsmetalle (ÜM): NGE, die im Grundzustand
eine inkomplette d-Unterschale besitzen oder Kationen mit
v ollständig gefüllter d-Schale bilden können.
Ce (Cer) bis Lu (Lutetium) =
Lanthanoide, 4f-Elemente
Ac
Element 104
bis
Element 112
Transactinoide
f-Block-Elemente
(Innere ÜM* )
Th (Thorium) bis Lr (Lawrencium) =
Actinoide, 5f-Elemente
* Bei den äußeren ÜM wird die zweitäußerste Schale mit Elektronen gefüllt und bei den inneren ÜM
die drittäußerste Schale.
27.2 Oxidationsstufen
Bei den Hauptgruppenmetallen stehen für chemische Bindungen nur s-und p-Elektronen zur
Verfügung, d-Elektronen sind entweder nicht oder nur in vollbesetzten Unterschalen vorhanden. Die
Hauptgruppenmetalle treten daher überwiegend in einer einzigen Oxidationszahl auf, bei einigen
kommen zwei Oxidationszahlen vor (Abb. unten).
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Die Ionen haben meist Edelgaskonfiguration. Sie sind farblos und diamagnetisch. Die
Hauptgruppenmetalle sind in der Mehrzahl unedle Metalle.
Valenzelektronenkonfiguration:
s1
s2
s2 p1
s2 p2
s2 p3
Oxidationszahlen:
Li
+I
Be
+II
Na
+I
Mg
+II
Al
+III
K
+I
Ca
+II
Ga
+III
Rb
+I
Sr
+II
In
+I +III
Sn
+II +IV
Cs
+I
Ba
+II
Tl
+I +III
Pb
+II +IV
Bi
+III +V
Bei den äußeren Übergangsmetallen werden die d-Orbitale der zweitäußersten Schale aufgefüllt.
Außer den s-Elektronen der äußersten Schale können auch die d-Elektronen als Valenzelektronen
wirken. Die Übergangsmetalle treten daher in vielen Oxidationszahlen auf. Die wichtigsten
Oxidationszahlen der 3d-Elemente sind in der unteren Abb. angegeben. Die meisten Ionen der
Übergangsmetalle haben teilweise besetzte d-Niveaus. Solche Ionen sind gefärbt und paramagnetisch
und besitzen eine ausgeprägte Neigung zur Komplexbildung. Unter den Nebengruppenelementen
finden sich die typischen Edelmetalle.
Häufige Oxidationszahlen bei den 3d-Elementen:
Sc
+IIIa)
Ti
V
(+II)d +II
+III +III
+IVa) +IV
+Va)
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
+II
+III
+IIc)
+III
+IV
(+V)
(+VI)
+VIIa)
+II
+IIIc)
+II
+III
+II
+III
+VIa)
Zn
+IIb)
(+VI)
a)
„Edelgasionen“: Edelgas-Elektronenkonfiguration - 3d0
„Pseudo-Edelgasionen“: Edelgas-Elektronenkonfiguration und vollbesetzte
3d-Unterschale
- 3d10
c)
stabil durch halbbesetzte 3d-Unterschale
- 3d5
b)
d)
Cu
+Ib)
+II
in Klammern weniger häufige Oxidationszahlen
Leere, vollbesetzte und halbbesetzte
d-Unterschalen sind energetisch
günstiger als andere Besetzungen
{die Ligandenfeldtheorie erklärt die
Stabilität weiterer Oxidationszahlen
z.B. Cr3+(d3 )}