Rückblick Atombau und Periodensystem Rückblick Ionenbindung
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Rückblick Atombau und Periodensystem Atomkern Der Atomkern besteht aus Protonen und Neutronen. Diese beiden Teilchenarten bezeichnet man als Nukleonen und die Anzahl der Nukleonen als Massenzahl. Kernladungszahl Die Kernladungszahl entspricht der Ordnungszahl. Diese gibt die Stellung des Elements im Periodensystem an. Die Anzahl der Protonen entspricht der positiven Ladung eines Atomkerns und wird als Kernladungszahl bezeichnet. Isotope Atome, deren Kerne sich nur in der Anzahl ihrer Neutronen unterscheiden, werden isotope Atome genannt oder kurz: Isotope. Isotope sind Bestandteil eines Elements und stehen daher am gleichen Platz im Periodensystem. Mischelement und Reinelement Elemente, die aus einem Isotopengemisch bestehen, nennt man Mischelemente. Elemente, für die nur eine Atomkernsorte (ein Nuklid) existiert, nennt man Reinelemente. Elektronenhülle Elektronen bilden die Hülle, die den Atomkern umgibt. Die Anzahl der Elektronen in der Elektronenhülle ist gleich der Anzahl der Protonen im Kern. Ionisierungsenergie Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die einem Atom oder Ion zugeführt werden muss, um ein Elektron abzuspalten. Wird von einem Mol Teilchen ein Mol Elektronen abgespalten, wird die Ionisierungsenergie in der Einheit MJ/ mol angegeben. Schalenmodell Die Elektronen befinden sich in verschiedenen Aufenthaltsräumen, die als Kugelschalen vorliegen. Jeder Schale entspricht eine bestimmte Energiestufe. Rückblick Ionenbindung und Elektronenübertragung Hauptgruppen Die Hauptgruppen sind die senkrechten Spalten des gekürzten Periodensystems Außenelektronen, Valenzelektronen Die Elektronen der äußersten Schale werden Außenelektronen genannt. Für die Elemente der 1. bis 7. Hauptgruppe werden die Außenelektronen auch als Valenzelektronen bezeichnet. Sie bestimmen wesentlich die Eigenschaften eines Elements. Das Atom ist aufgebaut aus Elementarteilchen Symbol Masse in u Ladung Rückblick + 1 e– Na+ Cl– 17 p+ 10 e– 7 e– + e– 17 p+ 10 e– 8 e– B4 Ionenbildung Neutron Symbol n Masse in u ≈1 Ladung 0 Elementgruppen Die Atome der Elemente einer Hauptgruppe besitzen jeweils die gleiche Anzahl von Außenelektronen. Ihre Anzahl ergibt sich aus der Nummer der Hauptgruppe. Wasserstoff und Helium nehmen dabei eine Sonderstellung ein. im Kern Ionenbildung Wenn Atome ein oder mehrere Elektronen abgeben, entstehen elektrisch positiv geladene Ionen, die Kationen. Bei der Aufnahme von einem oder mehreren Elektronen in die äußere Schale entstehen elektrisch negativ geladene Ionen, die Anionen. Salze sind Ionenverbindungen. Bei der Reaktion eines Metalls mit einem Nichtmetall entstehen Salze aus Kationen und Anionen. Die Ionen können nach allen Richtungen entgegengesetzt geladene Ionen anziehen. Sie bilden einen riesigen geordneten Ionenverband, ein Ionengitter. Es liegt dann eine Ionenverbindung, ein Salz, vor. Elektron Symbol e– Masse in u ≈ 0,0005 Ladung –1 in der Hülle Edelgase Die Atome der Edelgase bilden die achte Hauptgruppe. Edelgasatome haben die maximale Anzahl an Außenelektronen. Die Edelgase Helium, Neon und Argon gehen überhaupt keine Reaktionen ein. Die übrigen Edelgase reagieren in sehr seltenen Fällen mit Fluor bzw. mit Sauerstoff. Das Schalenmodell liefert eine räumliche Darstellung der Atomhülle. –– 1 2 3 Erweitertes Kern-Hülle-Modell: Schalenmodell Einfaches Kugelmodell nach DALTON. Atome unterscheiden sich nach Größe und Masse. Kern-Hülle-Modell Energiestufenmodell des Magnesiumatoms Na + Atomrumpf Den Atomkern zusammen mit den Elektronen der inneren Schalen nennt man den Atomrumpf. Ihn umgeben die Außenelektronen. Das Energiestufenmodell liefert eine energetische E Darstellung der Atomhülle. 11 p+ 10 e– 1 e– + Cl 1 e– + im Kern Außenschale 11 p+ 10 e– 1 e– Proton p+ ≈1 +1 Verhältnisformel Sie gibt das Anzahlverhältnis der positiven und negativen Ionen im Ionenverband an. Die Summe aller Ionenladungen ist Null. In einer Verhältnisformel ist das Produkt aus Ladung und Anzahl der Ionen deshalb für beide Ionenarten der Verbindung gleich. z. B. (Al3+)2 (O2– )3 2 · (+3) + 3 · (–2) = 0, also 2 · 3 = 3 · 2 Ionenbindung Der Zusammenhalt, der auf der Anziehung geladener Ionen beruht und der Vergrößerung des Abstands der Ionen entgegenwirkt, heißt Ionenbindung. Schalenmodell im Querschnitt Jeder Energiestufe kann eine Schale zugeordnet werden. VIII Atomrumpf Edelgasregel Die Ionen weisen oft die gleiche Elektronenanzahl und -anordnung in den Schalen auf wie ein Edelgasatom. Eigenschaften von Salzen Salze haben hohe Schmelz- und Siedetemperaturen, sind nicht verformbar, sondern spröde, leiten als Schmelze oder in wässriger Lösung den elektrischen Strom. Viele Eigenschaften der Salze erklären sich aus der starken Bindung der Ionen im Gitter. Metallbindung Die Bindung zwischen den Metallatomen wird dadurch bewirkt, dass sich die Außenelek- tronen aller Atome zwischen den positiven Atomrümpfen im ganzen Kristall bewegen und durch ihre negative Ladung die Atomrümpfe zusammenhalten. Kathode Anode + – – – – – – – – – – – – – – – – – – – – – – – – – – –+ – – – – – – – Metallatom + – Molekül – Nichtmetallatom – Abgabe eines Elektrons – –– – Aufnahme eines Elektrons – + – Kation – Anion B1 Elektrolyse auf einen Blick Elektrolyse Elektrolyse ist eine endotherme Redoxreaktion, die beim Anlegen einer Spannung durch Zufuhr elektrischer Energie erzwungen wird. Donator-Akzeptor-Reaktion Redoxreaktionen finden nur statt, wenn Teil- chen vorhanden sind, die Elektronen abgeben (Donator) können und solche, die diese Elektronen aufnehmen (Akzeptor). Korrosion und Rost Witterungseinflüsse können die Oberfläche von Metallen zerstören. Diesen Vorgang nennt man Korrosion. Rost entsteht bei der chemischen Reaktion von Eisen mit Sauerstoff und Wasser. Eisen kann durch einen Überzug aus Zinn (Weißblech) oder aus Zink vor Korrosion geschützt werden. B2 Elektronenübergang: Magnesium reagiert mit Sauerstoff Rückblick IX
