Die Entwicklung der Atommodelle

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Vorraussetzung: Das Periodensystem der Elemente spiegelt den Aufbau der
Atomhülle = die Anordnung der Elektronen, wieder.
Entwicklung der Atomvorstellungen:
„Materie ist aus Atomen aufgebaut.“ Ein langer historischer Weg führte zu dieser
Einsicht. Bereits in der Antike hatte man darüber spekuliert, wie die Materie
aufgebaut sein könne, und unterschiedliche Ansichten vertreten. Vor allem Demokrit
und Leukipp befassten sich mit der Frage nach den Atomen und erdachten eine Welt
aus bewegten Atomen. Darin mussten alle Körper aus Atomen aufgebaut sein und
alle Veränderungen, die wir in unserer Umwelt beobachten, durch die Bewegung der
Atome entstehen. Demokrit und Leukipp versuchten den Aufbau der Materie rein
philosophisch zu erklären mit dem Grundgedanken, dass, wenn alles bis ins
Unendliche geteilt werden würde, schließlich NICHTS übrig bliebe. Der Umkehrschluß
würde jedocj bedeuten, dass alles aus NICHTS besteht. Daher folgerten sie die
Existenz kleinster unteilbarer Teilchen = ATOME (gr. atomos ...unteilbar).
Der antike Atomismus
und seine mechanistische Erklärung der Welt war ein
grandioser Entwurf, dessen mathematische Durchführung und experimentelle
Überprüfung aber noch fehlte. Die Antike durchdachte diesen Entwurf in ganz
anderer Hinsicht. Sie suchte nicht den Vergleich mit dem Experiment, den erst die
Naturwissenschaft der Neuzeit als grundlegende Neuerung beitrug. Sie entwarf
vielmehr spekulative Bilder der Materie, die der kritischen Diskussion der
verschiedenen philosophischen Schulen standzuhalten hatten.
Aristoteles, zum Beispiel, lehnte den Atomismus ab. Er hatte ein Vakuum für
unmöglich erachtet und damit auch ein Weltall aus Atomen und leerem Raum, das
erstarrt, unbeweglich und regungslos für immer verharren musste.
Bis zum 15./16. Jhdt. geriet der Atomismus in Vergessenheit.
Eine wichtige Entdeckung machte LAVOISIER in der zweiten Hälfte des 18. Jhd., als
er nach vielen Messungen erkannte: „Nichts wird erschaffen, weder in den
Experimenten, noch in der Veränderungen der Natur, und man kann das Prinzip
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aufstellen: In jedem Vorgang hat sich die Menge Materie nicht geändert.“ Er stellte
das Gesetz der Erhaltung der Masse auf:
Bei chemischen Vorgängen ändert sich die Gesamtmasse der beteiligte
Stoffen nicht.
Untersucht man die Zusammensetzung einer bestimmten Verbindung, so findet man
immer dasselbe Massenverhältnis der Elemente. Dieses „Gesetz der konstanten
Verhältnisse“ wurde schon von RICHTER und LAVOISIER erkannt, fand aber keinen
Widerhall, da die damaligen Wägungen noch recht ungenau waren. Erst PROUST
formulierte es klar und verschaffte ihm Anerkennung.
Gesetz der konstanten Verhältnisse: Jede Verbindung enthält ihre Elemente
in einem bestimmten, konstanten Massenverhältnis.
Das Gesetz der konstanten Verhältnisse führte DALTON zur Atomhypothese:

Die Atome sind unveränderlich

Unterschiedliche Atome besitzen verschiedene Masse und Gestalt

Atome eines Elements sind gleich

Atome treten zu einer chemischen Verbindung zusammen und gehen aus ihr
unverändert hervor

Jede Verbindung enthält ihre Atome der verschiedenen Elemente in einem
bestimmten Zahlenverhältnis

Die zusammengesetzten Teilchen einer Verbindung sind gleich

Die Masse einer
Stoffportion ist gleich der Summe der Massen aller in ihr
enthaltenen Atome
Das Gesetz der vielfachen Verhältnisse bildet lange Zeit den einzigen Beweis für die
Richtigkeit der Atomhypothese.
Gesetz der vielfachen Verhältnisse: Bilden zwei Elemente A und B mehrere
Verbindungen miteinander, so stehen die Massen von B, die sich mit jeweils
derselben Masse von A verbinden, im Verhältnis kleiner, ganzer Zahlen.
DALTON wendete auch schon Symbole zur Bezeichnung chemischer Elemente an.
Nach der Entdeckung des Elektrons und der Radioaktivität, stellte THOMSON fest,
dass Atome kleine Massekügelchen sind, in denen die positive Ladung über das
ganze Volumen gleichmäßig verteilt ist. In dieser positiven Kugel sind die negativen
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Elektronen eingebettet. Dadurch konnte auch die Entstehung von Ionen beschrieben
werden.
RUTHERFORD entdeckte 1911 den Atomkern und erstellte ein neues Atommodell:
Atom besteht aus Atomkern + Atomhülle, dies begründete er mit dem Streuversuch:
Aus Beobachtungen wie die radioaktiven Strahlen, wenn sie auf eine Goldfolie
geschickt werden, abgelenkt werden, konnte er schließen, dass ein Atom aus einem
kompakten Kern, in dem fast die gesamte Atommasse vereinigt ist, und aus einer
lockeren diffusen Hülle, besteht.
Im Anschluss an die Entdeckung des Atomkerns begann man sich intensiv mit der
Atomhülle zu beschäftigen. Besonders wichtige Ergebnisse verdankt man dem
Physiker Niels BOHR, der entdeckte dass die Elektronenhülle einen schalenartigen
Aufbau besitzt. Die Elektronen bewegen sich also nicht einfach völlig reglos um den
Kern, sondern halten sich vorzugsweise innerhalb bestimmter, konzentrisch um den
Kern angeordneter „Schichten“ oder „Schalen“ auf. Er ging davon aus, dass die
Elektronen vom Kern elektrostatisch angezogen werden, aber nicht in den Kern
stürzen, da sie sich auf stabilen Kreisbahnen – durch das Gleichgewicht zwischen
Fliehkraft und elektrostatischer Anziehung – um den Kern bewegen. Dieses Modell
erwies sich allerdings als falsch, da das Elektron, das sich auf der Kreisbahn bewegt
und dadurch Energie bildet, aufgrund des Energieerhaltungssatzes die Energie auf
Kosten seiner potentiellen und kinetischen Energie verlieren und in den Kern stürzen
müsste. Weiters widerspricht dieses Modell der Heisenberg’schen Unschärferelation,
welche besagt, dass es unmöglich ist, Ort und Impuls (Bewegungsrichtung) eines
Teilchens zugleich exakt anzugeben. Bei einem kreisenden Elektron wäre aber der
Punkt, an dem sich das Teilchen gerade befindet, genau angegeben und die Energie
exakt festgelegt.
BOHR entwickelte sein Modell auf Grund der Entdeckungen von Kirchhoff und
Bunsen, dass hocherhitzte Gase buntes Licht aussenden. Dies war für ihn ein
Zeichen, dass Elektronen auf ganz bestimmten Bahnen = Energiezuständen
vorzufinden sind. Durch Zufuhr von Energie in ein höheres Energieniveau gehoben
werden können, beim „Fall“ auf das ursprüngliche Niveau oder ein entsprechend
niedrigeres diese Energie – unter anderem im sichtbaren Bereich = Spektralanalyse –
wieder abgeben.
(Absorptions- und Emissionsspektren)
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Erst relativ spät wurde ein drittes, neben dem Proton und Elektron, am Aufbau der
Atome beteiligtes Elementarteilchen, das Neutron, 1932, entdeckt.
Quantenzahlen:
Arnold SOMMERFELD erweiterte das BOHR’sche Modell. Bei der Untersuchung von
Atomen mit höheren Kernladezahlen erkannte man, dass hier kein einfaches Schema
ausreicht. Man muss mehrere Termschemata = Energieniveaus innerhalb einer
Schale nebeneinander anordnen und bezeichnet sie mit:
s (sharp), p (prinzipal), d (diffus), f (fundamental)
Sommerfeld nahm nicht nur Kreisbahnen sondern auch Ellipsenbahnen an.
Bohr beschrieb die einfachen Radien, die sich durch bestimmte Energiepakete
unterschieden, mit Quantenzahlen n:
n = 1............1. Radius
n = 2............2.Radius
usw.
Nun reicht eine Quantenzahl nicht mehr aus, es muss eine weitere eingeführt werden
 1. = HAUPTQUANTENZAHL n
2. = NEBENQUANTENZAHL l
Beziehung zwischen n und l: l geht von 0 bis n-1
 das heißt für n=2 gibt es zwei Werte für l: l=0 und l=1
l=0 führt zu einer Kreisbahn
l=1,2,... führt zu mehr oder weniger exzentrischen Ellipsenbahnen
1897 bereits entdeckte ZEEMANN, dass die Spektrallinien der p-, d- und f-Serien in
der, fünf und sieben Linien aufspalten, wenn die Atome in einem mittelstarkem
Magnetfeld angeregt werden. Das heißt, die Energie des Magnetfelds wird ebenfalls
gequantelt
aufgenommen.
Die
Beträge
der
aufgenommenen
Energie
sind
proportional einer ganzen Zahl m = MAGNETISCHE QUANTENZAHL
Eine Linie mit der Nebenquantenzahl l wird stets in 2l + 1 Linien aufgespaltet. Der
Betrag von m kann nie größer sein als die ursprüngliche Komponente l
 ImI < l
 m kann nur die Werte von –l bis +l einnehmen
z.B. l = 1
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m = -1, 0, +1
Zwei weitere Entdeckungen führten zu einem weiteren Unterscheidungsmerkmal:
1.) die gelbe Doppellinie des Natriumspektrums
2.) Stern-Gerlach-Versuch mit Silberatomen in einem Magnetfeld
Erklärung: Das e- sei eine „kleine Kugel“, die um ihre Achse rotiert, und dabei ein
eigenes magnetisches Moment erzeugt: das magnetische Spinnmoment
Es existieren 2 Möglichkeiten: parallel oder antiparallel zur Bahnrotation und daher
folgt eine unterschiedliche Ablenkung in einem von außen angelegten Magnetfeld.
Bezeichnung: +1/2, -1/2 = SPINQUANTENZAHL
Da die Quantenzahlen in ursächlichem Zusammenhang mit den Haupt- und
Nebenserien des Termschemas stehen kann man die Nebenquantenzahlen
l = 0, 1, 2, 4, .... auch mit den Buchstaben s, p, d, f, .... bezeichnen.
Zur Charakterisierung der Bahnen schreibt man zuerst die Hauptquantenzahl und
dann die Bezeichnung für l
z.B. 2s, 3p,...
Da die Nebenquantenzahl eindeutig die Bahn des e- im Atom kennzeichnet
bezeichnet man sie auch als BAHNDREHIMPULSQUANTENZAHL.
Die Hauptquantenzahl legt die Energie der e- fest -> ENERGIEQUANTENZAHL
Mit Hilfe dieser Quantenzahlen n, l, m und s kann die Zahl der möglichen
Elektronenquantenzustände in der Atomhülle angegeben werden. Jede mögliche
Kombination dieser Quantenzahlen beschreibt den Zustand eines e-!
Schrödinger fand eine Gleichung mit der man Form und Größe der Orbitale
berechnen kann: die Schrödinger Gleichung – prinzipiell können damit alle Spektren
berechnet werden, ebenso die Energie, die bei chemischen Bindungen frei wird.
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Quatenzahlen und Elektronen:
l
0
0
1
0
1
2
m
0
0
1
0
-1
0
1
0
-1
2
1
0
-1
-2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
s
-1/2
-1/2
-1/2
-1/2
-1/2
-1/2
-1/2
-1/2
-1/2
-1/2
-1/2
-1/2
-1/2
-1/2
2 Elektronen
8 Elektronen
18 Elektronen
Das Modell der Elektronenhülle:
Alle wichtigen Eigenschaften der Atome – vor allem die chemischen - haben ihre
Ursache jedoch im Aufbau ihrer Elektronenhülle. Die chemische Bindung ist eine
Veränderung der äußeren Teile der Elektronenhülle. Der Atomkern ist jedoch bei
chemischen Vorgängen nicht veränderbar. Erst die Erforschung des Aufbaus der
Elektronenhülle und die Entwicklung von Modellen liefern die Grundlagen für eine
Chemie, die über eine reine Beschreibung von Beobachtungen hinausgeht.
Heute weiß man, dass sich die Elektronen nicht auf Kreisbahnen um den Kern
bewegen, sondern man nimmt diffuse Raumbereiche an, in denen das Elektron nicht
lokalisiert werden kann. Das Elektron in der Hülle kann aber nur in bestimmten
Energiestufen existieren. Diese Energiestufen werden Sphären (auch Schalen)
genannt, die mit K, L, M usw. bezeichnet werden. Sie werden von innen beginnend
mit den Hauptquantenzahlen (n= 1, 2, 3...) numeriert. Jede Sphäre kann nur eine
bestimmte Anzahl von Elektronen aufnehmen, wodurch die Elektronenzahl in jeder
dieser Sphären mit 2n2 begrenzt ist (siehe Tabelle).
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Sphären
Hauptquantenzahlen
Maximale
Elektronenzahl
K
n=1
2
L
n=2
8
M
n=3
18
N
n=4
32
O
n=5
50
P
n=6
72
Q
n=7
98
Elektronen in der Hülle befinden sich immer im Zustand der möglichst geringen
potentiellen Energie. Im H – Atom hat das Elektron den energetisch tiefstliegendsten
Zustand (n = 1) wodurch auch nur die erste Sphäre besetzt ist. Ebenso ist es beim
He – Atom. Im Li – Atom, welches 3 Elektronen besitzt, muss eines in der 2. Sphäre
sein, da die Erste mit 2 Elektronen bereits voll besetzt ist. Dieses Elektron, welches
sich nun in der äußeren Sphäre aufhält, nennt man Außenelektron; dieses ist nicht so
fest gebunden, wie die Inneren. Da chemische Bindungen auf Veränderungen der
Elektronenhülle beruhen, spielt hier das Außenelektron eine wichtige Rolle.
Elektronen, die bei einer chemischen Bindung von Bedeutung sind, bezeichnet man
als Valenz – Elektronen. Daraus ergibt sich, dass alle Außenelektronen immer Valenz
– Elektronen sind.
In jeder Sphäre gibt es ein s – Orbital (kugelförmig). Ab der 2. Sphäre können auch
p – Orbitale (kegelförmig) vorhanden sein, wobei es jeweils 3 Orbitale gibt, die ein
gleiches Energieniveau besitzen. Ab der 3. Sphäre können d – Orbitale möglich sein,
welche aus jeweils 5 Orbitalen – mit gleichem Energieniveau – bestehen.
Ab der 4. Sphäre sind f – Orbitale möglich; sie bestehen aus jeweils 7 Orbitalen mit
gleichem Energieniveau.
Je größer die Hauptquantenzahl ist, desto geringer wird der Energieabstand zwischen
den Sphären und das führt zu gewissen Unregelmäßigkeiten. So ist z.B. das in der 3.
Sphäre höchste Energieniveau 3d energetisch höher liegend, als das Tiefste der 4.
Sphäre 4s. Daraus folgt, dass das 4s – Orbital vor den 3d – Orbitalen besetzt wird.
Die energetische Reihenfolge der Orbitale kann man mit Hilfe der Schachbrettregel
(siehe Abbildung) darstellen.
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1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
7s
6d
Diese Reihenfolge der Energiezustände stellt man auch in Form von Energie-OrbitalDiagrammen, in Form einer Tabelle der Quantenzahlkombinationen oder als
Kurzschreibweise der Elektronenverteilung dar.
z.B. Sb 51 (siehe Beilage)
Jedes Orbital kann mit maximal 2 Elektronen besetzt werden, wodurch sich die
maximalen Anzahlen der Elektronen pro Sphäre ergeben, welche nun auch genau
nach Energiestufen aufgeschlüsselt werden können. Die maximale Anzahl der
Elektronen ist bei der O -, P - und Q – Sphäre eher unwichtig, da diese bei keinem
Element voll besetzt sind.
Allerdings sind drei Voraussetzungen nötig um den Aufbau des Periodensystems mit
diesem Modell zu erklären, bzw. werden diese Grundprinzipien zur Erklärung der
Darstellungen der e-Verteilung benutzt.
1.) PAULI – Prinzip: Für die Elektronen der Atomhülle lassen sich keine exakt
bestimmten Bahnen, sondern nur Aufenthaltsbereiche angeben. Solche Räume,
in denen sich bestimmte Elektronen am häufigsten aufhalten, nennt man
Elektronenwolken ->Wie von PAULI erkannt wurde, können sich in ein und
derselben Wolke höchstens ZWEI Elektronen aufhalten.
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2.) HUNDSCHE – Regel: erst wenn alle energiegleichen Orbitale einfach besetzt
sind, kommt es zur Ausbildung von Elektronenpaaren (doppelt besetzten
Orbitalen)
3.) Gesetz von Minimum: es wird jeweils der energetisch günstigste Zustand mit
Elektronen besetzt
Diese Darstellungen der e-Verteilung finden ihren Niederschlag auch in der
Darstellung des PSE. Somit kann man bei Kenntnis der Ordnungszahl = Anzahl der
Elektronen im Grundzustand sofort eine Aussage über die Position des Elements im
PSE treffen.....und damit auch Aussagen über die chemischen und physikalischen
Eigenschaften.
Aufbau des Periodensystems:
Erst seit dem 18. Jhdt. machte man sich an die wissenschaftliche Beschreibung der
chemischen Elemente. Heute werden diese Elemente im Periodensystem der
Elemente beschrieben.
Im Periodensystem der Elemente sind die Symbole der chemischen Elemente
zeilenweise
in
der
Reihenfolge
ihrer
Ordnungszahlen
(=Kernladungszahlen)
aufgelistet. Die Reihenfolge spiegelt dabei die chemischen und physikalischen
Eigenschaften wieder. Deshalb stehen die Elemente mit ähnlichen chemischen und
physikalischen Eigenschaften in Gruppen senkrecht untereinander. Insgesamt gibt es
acht Haupt- und acht Nebengruppen.
Die Elemente der 18. Gruppe z.B. nennt man Edelgase, da sie alle gasförmig und
chemisch sehr reaktionsträge (edel) sind.
Entwicklung des Periodensystems der Elemente:
Im ersten Viertel des 19. Jahrhunderts haben mehrere Entdeckungen die Theorie von
der Atomstruktur der Materie bestätigt. Wissenschaftler konnten jetzt zum Beispiel
das relative Atomgewicht der – damals bekannten – Elemente bestimmen:
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Atomgewicht:
DALTON war der Meinung, es sei unmöglich, die Massen von solch winzigen Teichen,
wie es Atome sind, durch Wägung zu bestimmen. Er wählte deshalb die Masse des
leichtesten Atoms, des Wasserstoffatoms, zur Einheit, und suchte das Verhältnis der
Masse anderer Atome zu Masse des Wasserstoffatoms herauszufinden. Zu diesem
Zweck nahm er an, dass in den meisten Verbindungen zweier Elemente deren Atome
im Zahlenverhältnis 1:1 verbunden seien, dass also etwa im Kupfersulfid ein Kupferauf ein Schwefelatom käme, im Magnesiumoxid ein Magnesium- auf ein
Sauerstoffatom usw. Auf diese weise erhielt DALTON eine Tabelle, die die
Atommassen – bezogen auf das Wasserstoffatom als Einheit – von ungefähr zwanzig
Elementen enthielt.
Die von DALTON angegebenen wichen von den heutigen Werten allerdings ziemlich
stark ab. Nicht nur waren die ihm zur Verfügung stehenden Daten über die
mengenmäßige Zusammensetzung von Verbindungen teilweise noch recht ungenau,
sondern es steht natürlich auch nicht von vornherein fest, dass sich die Atome zweier
Elemente immer im Zahlenverhältnis 1:1 verbinden müssen (wie es ja bereits durch
das „Gesetz der vielfachen Verhältnisse“ gezeigt wird). Erst als es gelang, durch
konsequente Anwendung des Satzes von AVOGADRO auf die Volumsverhältnisse bei
Reaktionen, an denen Gase beteiligt sind, diese Atomzahlenverhältnisse eindeutig zu
bestimmen, erhielt man zuverlässige Werte für die Atommassen.
Selbstverständlich können die Massen der Atome – wie jede Masse, in irgendeiner
Masseneinheit angegeben werden. Weil die Atommassen aber außerordentlich klein
sind, würden sich bei der Verwendung von Gramm oder gar Kilogramm als Einheit
seht kleine, unhandliche Zahlen ergeben. So hat beispielsweise ein Sauerstoffatom
die Masse
0,000 000 000 000 000 000 000 026558 g = 26,558 . 10 -24 g
Man verwendet darum zur Angabe von Atom-(und Molekül-)massen eine kleinere
Einheit,
die
„Atommasseneinheit“
u.
Ursprünglich
wurde
die
Masse
eines
Wasserstoffatoms gleich 1 u gesetzt; aus verschiedenen, praktischen Gründen
definiert
man
heute
die
Atommasseneinheit
Kohlenstoffatoms.
10
als
1/12
der
Masse
eines
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Für praktische Zwecke verwendet man meist auf ganze Zahlen auf- oder
abgerundete Werte und nennt die Maßzahlen der Atommasse die „Massenzahlen“.
Die Maßzahlen der Atommasse in Gramm und in Atomeinheiten müssen einander
proportional sein. Da 12 g Kohlenstoff 6,023 . 1023 Atome von der Atommasse 12 u
enthalten, bildet die Zahl 6,023 . 1023 den Proportionalitätsfaktor:
12 g Kohlenstoffe enthalten 6,023 . 1023 Atome
Schon bald entdeckte der Chemiker Johann DÖBEREINER, dass die Elemente
Calcium, Strontium und Barium neben den ähnlichen chemischen Eigenschaften auch
eine
gewisse
Regelmäßigkeit
in
ihren
Atomgewichten
zeigen.
Diese
Dreiergruppierung bezeichnete er als TRIADEN.
Später erweiterte Max von PETTENKOFER dieses System und faßte vier Elemente in
eine chemische Familie zusammen.
Durch das Spektroskop von Robert W. BUNSEN und Gustav R. KIRCHHOFF wurden
viele weitere Elemente entdeckt. Seit dem ersten internationalen Chemiekongreß
(1860) weiß man, dass die meisten gasförmigen Elemente wie zum Beispiel
Sauerstoff, in zwei – atomigen Molekülen auftreten. Durch diese Erkenntnis wurden
die Überlegungen bestärkt, die chemischen Elemente nach ihrem Atomgewicht zu
ordnen. 1864 ordnete der englische Chemiker John A. R. NEWLANDS die Elemente in
Zeilen nach steigenden Atomgewichten an. Dabei bemerkte er, dass bestimmte
Merkmale an jeder achten Stelle erneut auftreten. Er nannte diese Periodizität das
„Gesetz der Oktaven“. Es stellte sich jedoch bald heraus, dass dieses System mit acht
Elementen pro Periode nicht ausreicht, um die chemischen Verwandtschaften der
Elemente in einem System zusammenzufassen.
In der ersten Hälfte des 19. Jahrhunderts entdeckten die beiden Chemiker Lothar
MEYER und Dimitrij MENDELJEW eine regelmäßige Periodizität der Eigenschaften bei
den damals bekannten Elementen, wenn man diese nach steigender Masse – die
Ordnungszahl war damals noch nicht bekannt – ordnet. Diese Tatsache veranlasste
beide 1869 ein Ordnungssystem zu veröffentlichen, bei dem Elemente mit ähnlichen
Eigenschaften zu Gruppen zusammengefasst wurden. Um das Ordnungsprinzip
jedoch aufrechtzuerhalten, mussten bei diesem System Lücken gelassen werden.
Daraus schloss man auf die Existenz noch nicht bekannter Elemente. Durch die nun
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vorausgesagten Eigenschaften für die noch fehlenden Elemente wurde ein gezieltes
Suchen möglich und somit wurden diese auch nach und nach gefunden, wie zum
Beispiel das Germanium. MEYER und MENDELJEW konnten ziemlich genau
vorhersagen, wie dieses Element aufgebaut sein müsse. Von ihnen wurde es
Ekasilicium genannt.
Kurzperiodensystem:
Das Kurzperiodensystem basierte zuerst auf sieben und nach der Entdeckung der
Edelgase auf acht senkrechten Gruppen. Weil in diesem System aber in einigen
Fällen Haupt – und Nebengruppenelemente (z.B. die Übergangselemente) zusammen
in einer Spalte stehen (z.B. Alkalimetalle und die Metalle Kupfer, Silber und Gold in
der 1. Gruppe), musste man diese durch Indizes (a, b) kenntlich machen.
Langperiodensystem:
Das Kurzperiodensystem erwies sich aber bald als sehr unübersichtlich. Deshalb
schlug A. WERNER eine neue Anordnung vor, bei der zwischen zweiter und dritter
Hauptgruppe die Nebengruppenmetalle eingeschoben wurden.
Später wurden auch die Seltenerdmetalle und Actinoide (15 radioaktive Elemente mit
der Ordnungszahl 89 – 103) in das Langperiodensystem eingegliedert. Diese wurden
jedoch extra angeführt. (siehe Periodensystem)
Aufbau des Periodensystems:
Das Ordnungsprinzip des heutigen Periodensystems der Elemente (PSE) ist nicht
mehr die Atommasse, sondern vielmehr die Kernladungszahl, welche dadurch auch
Ordnungszahl genannt wird. Da die Ordnungszahl auch die Anzahl der Elektronen
angibt, hat bei diesem PSE das nächstfolgende Element stets en Elektron mehr als
das
Vorhergehende.
Die
Elektronenhülle
wird
also
zunehmend
nach
dem
Energieniveauschema mit Elektronen besetzt. Jedes Mal, wenn eine neue Sphäre
besetzt wird, beginnt auch eine neue Spalte im PSE, welche auch Periode genannt
wird. Dadurch stehen Elemente mit der gleichen Anzahl an Außenelektronen
untereinander. Solche Elemente, die im PSE in einer Spalte untereinander stehen,
fasst man in Gruppen zusammen. Da das chemische Verhalten eines Elements von
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Spezialgebiet Chemie
den Außenelektronen bestimmt wird, zeigen Elemente der gleichen Gruppe auch ein
ähnliches chemisches Verhalten.
Wie schon erwähnt gibt es unterschiedliche Darstellungsweisen des Periodensystems
der Elemente. Generell unterscheidet man zwischen der kurzen, der langen und der
überlangen Form. Die Langform des Periodensystems hat sich dabei als am
praktischsten erwiesen und wird daher heute meistens verwendet.
Die Nebengruppen:
Zu den Elementen der Nebengruppen zählen die Elemente der Ordnungszahlen 2130,
39-48,
57-80
und
die
auf
das
Radium
folgenden
Elemente.
Alle
Nebengruppenelemente sind Metalle. Sie werden häufig auch als „Übergangsmetalle“
bezeichnet. Wie schon erwähnt, werden bei ihnen die zweit- und (bei den Elementen
58-71) die drittäußerste „Schale“ mit Elektronen belegt, während die Zahl der
Elektronen der äußeren „Schale“ fast immer konstant ist. Ihr chemisches Verhalten
wird aber nicht nur durch die beiden äußeren, sondern auch durch die jeweils neu
hinzugekommenen Elektronen der zweitäußerten „Schale“ bestimmt. Senkrecht
untereinanderstehende Elemente der Nebengruppen gleichen sich in ihrem Verhalten
ebenfalls (z.B.: besitzen sie oft die gleichen Wertigkeiten); wegen der anders
aufgebauten äußersten und zweitäußersten Elektronenschale zeigen sie jedoch nur
wenige Beziehungen zu den Hauptgruppenelementen.
Elektronenkonfiguration:
Das Periodensystem fasst jedoch nicht nur Elemente mit ähnlichen Eigenschaften in
Gruppen zusammen, die Stellung der Elemente lässt vielmehr auch Rückschlüsse auf
ihren Atombau zu. Dabei erfolgt ihre Eingliederung in Gruppen und Perioden nach
der Besetzung der einzelnen Energieniveaus (=Schalen) mit Elektronen.
Generell lassen sich folgende Relationen zwischen dem Atombau und dem
Periodensystem erkennen:

Die Atome aller Elemente, die in der gleichen Periode stehen, haben die gleiche
Anzahl an teilweise oder ganz mit Elektronen besetzter Hauptenergieniveaus.
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
Die Atome aller Elemente, die in der gleichen Hauptgruppe stehen, haben die
gleiche Anzahl an Außenelektronen. Das heißt, dass die Nummer der
Hauptgruppen der Anzahl der Außenelektronen entspricht.
Das Periodensystem hat 7 Perioden, da die Atome der bisher bekannten Elemente im
Höchstfall sieben ganz oder teilweise mit Elektronen besetzte Hauptenergieniveaus
aufweisen.
Mit steigender Ordnungszahl werden

Bei den Hauptgruppenelementen die s- und p – Orbitale,

Bei den Nebengruppenelementen die d – Orbitale

Bei den Lanthanoiden und Actinoiden die f – Orbitale mit Elektronen aufgefüllt.
Die Elektronenkonfiguration beschreibt die Verteilung der Elektronen eines Atoms in
den verschiedenen Orbitalen der Atomhülle. Mit steigender Ordnungszahl werden die
jeweils energieärmsten Orbitale besetzt. Um die Schreibweise der Orbitalbesetzung
übersichtlicher zu gestalten, wird immer dann abgekürzt, wenn auf einem
bestimmten Niveau Edelgaskonfiguration erreicht wurde. Diese wird dann in eckiger
Klammer geschrieben. z.B.: [Ar]4s für Kalium oder [Ne]3s2 für Magnesium.
SKIZZE des PSE, die zeigt: 1.GR...s1 ...
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Atomradien:
Die Bestimmung der Größe von Atomen ist recht problematisch. Da ein Atom keine
definierte Oberfläche hat, kann sie auch nicht gemessen werden. Man kann aber den
Abstand zwischen den Kernen aneinander gebundener Atome messen. Wenn zwei
Atome aus größerer Entfernung unter Ausbildung einer chemischen Bindung
aufeinander zukommen, macht sich eine zunehmende Anziehungskraft bemerkbar.
Die Atome können sich jedoch nicht beliebig nahe kommen. Wenn sich ihre
Elektronenwolken zu sehr durchdringen und die Atomkerne einander zu nahe
kommen, überwiegt eine abstoßende Kraft. Die Abhängigkeit der abstoßenden Kraft
vom Abstand ist für ein gegebenes Atompaar immer gleich. Der Atomradius
beschreibt somit die Hälfte der kürzesten Entfernung, bis auf die sich Atome gleicher
Art im Grundzustand nähern können. Innerhalb einer Elementgruppe nehmen die
Atomradien von oben nach unten zu und innerhalb der Perioden nehmen sie von
links nach rechts ab.
Den kleinsten Atomradius hat Wasserstoff; den größten haben Cäsium und Francium.
Ionenradien:
Ein einziges Atom oder ein isoliertes Ion hat keine definierte äußere Begrenzung. In
einem Ionengitter halten benachbarte Ionen allerdings einen Abstand ein, der sich
mit Hilfe der Röntgenbeugung messen lässt. Dieser Abstand kann als Summe der
Radien zweier kugelförmiger Ionen interpretiert werden. Der Ionenradius beschreibt
somit den halben Durchmesser eines Atoms im ionisierten Zustand.
Üblicherweise ist sein Wert im Vergleich zum Atomradius kleiner bei Abgabe und
größer bei Aufnahme eines Elektrons. Die Größe des Ionenradius ist u.a. abhängig
vom Oxidationszustand. Wie bei den Atomradien sind auch bei den Ionenradien
periodische Tendenzen zu erkennen.
Ionen
unterliegen
(Atomradienkontraktion)
analog
einer
zu
der
typischen
Entwicklung
bei
Ionenkontraktion:
Die
den
Atomen
Inonenradien
nehmen in einer Periode von links nach rechts mehr oder weniger gleichmäßig ab.
Diese Ionenkontraktion bewirkt eine Ähnlichkeit des chemischen Verhaltens solcher
Elemente, die im Periodensystem schräg untereinander stehen. Diese sogenannte
Diagonalregel formulierte GOLDSCHMIDT wie folgt: „ Analog gebaute Ionen gleicher
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Valenz und gleicher Dimension in vergleichbaren Kristallen zeigen Ähnlichkeit auch in
Bezug auf ihre chemischen Eigenschaften.“
GOLDSCHMIDT gründet seine Regel beispielsweise auf die Ähnlichkeit von Lithium
und Magnesium in Bezug auf die Eigenschaften der entsprechenden Hydroxide,
Carbonate und Phosphate.
Erste Ionisierungsenergie:
Als erste Ionisierungsenergie wird jene Energie bezeichnet, die zur vollständigen
Abtrennung des am wenigsten fest gebundenen Elektrons von einem Atom im
Grundzustand aufzuwenden ist. Folgerichtig wird die Energie, die aufgewendet
werden muss, um weitere Elektronen zu entfernen, als zweit, dritte usw.
Ionisierungsenergie bezeichnet. Ja mehr Elektronen aus dem Verband entfernt
werden, desto mehr Energie muss aufgewendet werden.
Die Ionisierungsenergie stellt ein direktes Maß für den Energiezustand des
betreffenden Elektrons dar – sie ist um so kleiner, je höher dessen Energie ist – und
ist eine der wenigen grundlegenden Eigenschaften eines Atoms, die der direkten
Messung zugänglich sind. Die Größe der Ionisierungsenergie der Elemente ist
periodischen Änderungen unterworfen. Folgende allgemeine Tendenzen lassen sich
erkennen:

Die Ionisierunsenergie nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu.
Die Wegnahme eines Elektrons wird immer schwieriger, weil die Atome kleiner
werden und die effektive Kernladung zunimmt.

Die Ionisierungsenergie nimmt innerhalb einer Hauptgruppe mit zunehmender
Ordnungszahl ab. Die Zunahme der Kernladung wird weitgehend von der
Abschirmung durch die inneren Elektronen kompensiert. Die Atomgröße nimmt
zu, das zu entfernende Elektron entstammt von Element zu Element einer
zunehmend weiter außen liegenden Schale; das bedeutet, dass das Entfernen
eines Elektrons immer leichter wird.
Die
Alkalimetalle
haben
innerhalb
ihrer
jeweiligen
Periode
die
niedrigste
Ionisierungsenergie und die Edelgase die jeweils höchste. Die besonders hohen
Werte der Edelgase sind die eigentliche Ursache dafür, dass man sie lange Zeit
generell für unfähig gehalten hat, Verbindungen einzugehen. Erst in jüngerer Zeit
16
Spezialgebiet Chemie
wurde deutlich, dass zumindest die schweren Edelgase in begrenztem Maße zu
Reaktionen fähig sind. Die niedrigste 1. Ionisierungsenergie haben Cäsium und
Francium, die höchste haben Helium und Neon.
Innerhalb
einer
Periode
nimmt
die
Ionisierungsenergie
bei
den
Nebengruppenelementen weniger stark zu, als bei den Hauptgruppenelementen. In
der Lanthanoidenreihe bleibt sie sogar annähernd gleich, da bei ihnen mit steigender
Ordnungszahl die Elektronen einer innen liegenden Schale zugefügt werden, so dass
die
zunehmende
Kernladungszahl
durch
eine
Zunahme
der
Abschirmung
ausgeglichen wird.
Für Metalle ist eine relativ niedrige Ionisierungsenergie charakteristisch. Bei
chemischen Reaktionen verlieren sie leicht Elektronen und werden zu positiv
geladenen Ionen. Nichtmetalle hingegen haben relativ hohe Ionisierungsenergien.
Säure/Base – Charakter:
Die Elemente lassen sich auch nach dem Charakter typischer Verbindungen einteilen,
die sie nicht zu bilden vermögen. Die Oxide, welche fast alle Elemente bilden,
ergeben mit Wasser teils Säuren, teils Basen. Im allgemeinen gilt:
Nichtmetalloxide bilden Säuren;
Metalloxide bilden Basen;
Es gibt aber auch Metalle mit amphoteren Oxiden. Diese bilden mit Wasser
amphotere Hydroxide, die je nach dem Charakter des Reaktionspartners sowohl als
Säure als auch als Base reagieren können.
Für die Oxide der Hauptgruppenelemente gilt, dass:

Innerhalb der Perioden der Säurecharakter von links nach rechts zu und der
basische Charakter abnimmt;

Innerhalb der Gruppen der Säurecharakter von oben nach unten ab und der
basische Charakter zunimmt.
Elektronegativität:
Um die Dipoleigenschaften eines Moleküls abschätzen zu können, muss die
Elektronegativität der am Molekülbau beteiligten Atome bekannt sein. Dieser Begriff
wurde 1932 von PAULING eingeführt. Er bezieht sich auf die „Kraft“, mit der ein
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Spezialgebiet Chemie
Atom das Bindungselektronenpaar an sich heranzieht. Die Elektronegativität einer
Atomsorte ist umso größer, je kleiner der Atomrumpf ist und je größer die
Rumpfladung ist. Die Skala der Elektronegativitätswerte reicht von 0.7 für das
Element Caesium bis zu 4.0 (Relativwerte) für Flour. Sind nun zwei Atome von
unterschiedlicher Elektronegativität miteinander verbunden, so zieht das Atom mit
der größeren Elektronegativität das Bindungselektronenpaar stärker zu sich herüber.
Dadurch erhält es eine partielle negative und das andere Atom eine partielle positive
Ladung.
Der
Elektronegativitätsvergleich
zeigt,
dass
am
Flourwasserstoffmolekül
Flouratom partiell negativ und das Wasseratoffatom partiell positiv geladen ist.
18
das