ALLGEMEINE und ANORGANISCHE CHEMIE

ALLGEMEINE und
ANORGANISCHE CHEMIE
Arbeitsunterlagen (Folien)
unter
(770.100; 2 Std)
1. Einheit
http://www.chemie.boku.ac.at/4711.html
Atome, Elemente, Isotope
Atombau
Einführung
Atom und Element
Die Entdeckung des Elektrons
Was ist Chemie
Extensive und intensive Eigenschaften
Die Entdeckung der Röntgenstrahlung und der
Radioaktivität
Die Entdeckung des Protons
Die Ordnungszahl
g
Die Entdeckung des Neutrons
Die Massenzahl
Isotope
Atommasseneinheit
SI-Basiseinheiten
Die molare Masse eines Elements und die
Avogadro‘sche Zahl
Die verschiedenen Zweige der Chemie
Physikalische und chemische Eigenschaften der
Materie
Begriffsklärungen
Dichte
Die Organisation der Elemente
Einführung
Was ist Chemie
Empfohlenes Lehrbuch:
CHEMIE
Die zentrale Wissenschaft
(T.L. Brown, H.E. LeMay, B.E. Bursten)
Chemie ist die Wissenschaft, die sich mit der Charakterisierung,
Zusammensetzung und Umwandlung von Stoffen befasst.
Die Chemie beschäftigt sich
mit der

10. aktualisierte Auflage (2007)
PEARSON Studium
Beispiele für chemische Reaktionen
Zusammensetzung
und Struktur von
Substanzen und den Kräften,
die sie zusammenhalten,
sowie

mit der Umwandlung von
Stoffen, also mit
chemischen Reaktionen.
Verfärbung von
Laub
Verbrennung von
Magnesium
1
Einführung
A+ B  C
Die verschiedenen Zweige der Chemie
Anorganische Chemie
A
Chemie aller Elemente
(ausgenommen Kohlenstoff)
C
B
Organische Chemie
Chemie der (Mehrzahl) der
Verbindungen des Kohlenstoffs
Biochemie
Bioorganische
Chemie
Bioanorganische
Chemie
Chemie und Stoffwechsel
lebender Organismen
Außerdem:
Einführung
Physikalische und chemische Eigenschaften der Materie
Begriffsklärung:
Materie ist alles was Masse und Volumen hat (z.B. Gold, Wasser,
Fleisch usw.). Die meisten Stoffe, die uns im täglichen Leben
begegnen, z.B. Luft oder der Treibstoff für Autos, sind nicht rein.
Man kann diese Stoffe jedoch in verschiedene Reinstoffe zerlegen
bzw. trennen.
Eine Substanz oder ein Reinstoff im chemischen Wortgebrauch ist
eine bestimmte, reine Form von Materie (z.B. Gold, destilliertes
Wasser, aber nicht Fleisch oder Luft), besitzt definierte Eigenschaften
und ihre/seine Zusammensetzung hängt nicht von der jeweiligen
Probe ab. Wasser (H2O) oder einfaches, reines Speisesalz
(Natriumchlorid, NaCl) sind Reinstoffe. Reinstoffe können entweder
Elemente (Gold, Au) oder Verbindungen (Moleküle, z.B. NaCl) sein.
Bei physikalischen Umwandlungen eines Stoffes ändert sich seine
physikalische Erscheinungsform, nicht jedoch seine Zusammensetzung.
z.B. Verdampfen des Wassers: H2O(l) → H2O(g)
Alle Zustandsänderungen sind physikalische Umwandlungen.
Bei chemischen Umwandlungen (oder chemischen Reaktionen)
wird eine Substanz in eine chemisch unterschiedliche Substanz
umgewandelt. Beispiele:
Zersetzung von Kaliumchlorat, KClO3(s):
2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)
(Labormethode zur Gewinnung von Sauerstoff, O2)
Begriffsklärung:
Materie oder Substanzen können in verschiedenen Zustandsformen
(Aggregatszuständen) vorkommen:

Fest (s, solid). Ein Festkörper hat sowohl eine definierte
Form als auch eine definierte Ausdehnung [z.B. Eis, H2O(s)].

Flüssig (l,
(l liquid).
liquid) Eine Flüssigkeit besitzt ein definiertes
definiertes,
nicht vom Behälter abhängiges Volumen, hat aber keine
bestimmte Form [z.B. Wasser, H2O(l)].

Gasförmig (g, gaseous). Ein Gas hat weder eine definierte
Ausdehnung noch eine definierte Form, sondern es nimmt
die Ausdehnung und Form des umgebenden Gefäßes an
[z.B. Wasserdampf, H2O(g)].
In der Chemie wird zwischen physikalischen und chemischen
Eigenschaften der Materie unterschieden:
Physikalische und chemische Umwandlungen:
Verbrennung von Wasserstoff mit Sauerstoff:
Knallgasreaktion: 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
Analytische Chemie, Physikalische Chemie,
Theoretische Chemie usw.
oder
Physikalische Eigenschaften:
Sind charakteristisch für eine bestimmte Substanz (Reinstoff). Sie
sind beobachtbar und/oder messbar, ohne dass sich die Identität oder
Zusammensetzung der Substanz ändert. Beispiele: Masse, Dichte,
Temperatur, Schmelzpunkt, Siedepunkt, Härte, Farbe,
Aggregatszustand.
Chemische Eigenschaften:
Beziehen sich auf die chemische Reaktivität einer Substanz.
Chemische Eigenschaften beschreiben, auf welche Weise sich ein Stoff
verändern bzw. reagieren kann, um andere Stoffe zu bilden.
So
hat z.B. Wasserstoffgas die chemischen Eigenschaften mit Sauerstoff
in einer heftigen Reaktion zu Wasser zu reagieren (Knallgasreaktion).
2
Weiters wird zwischen intensiven und extensiven Eigenschaften der
Materie unterschieden.
Intensive Eigenschaften sind unabhängig von der Größe der
Probe. Eine Substanz ist durch seine intensiven
Eigenschaften charakterisiert und kann
damit identifiziert werden.
Beispiele: Temperatur, Siedepunkt,
Schmelzpunkt, Dichte.
Extensive Eigenschaften hängen von
der Probengröße ab. Beispiele: Masse
und Volumen. Extensive Eigenschaften
beziehen sich auf die vorliegende Menge
einer Substanz.
Dichte ist eine intensive Größe, die sich aus dem
Verhältnis zweier extensiver Größen
zusammensetzt:
Dichte [g/cm3 oder g.cm-3] = Masse/Volumen
SI-Basiseinheiten:
Die SI-Basiseinheit für die Länge ist das Meter (m).
Die SI-Basiseinheit für die Masse ist das Kilogramm (kg).
Die SI-Basiseinheit für die Temperatur ist das Kelvin (K).
Daneben wird in der Chemie aber auch die Celsius-Skala
verwendet. Auf der Kelvin-Skala entspricht Null der niedrigsten
erreichbaren Temperatur (-273,15 °C), die auch als absoluter
Nullpunkt bezeichnet wird. Die Celsius- und die Kelvin-Skala
besitzen die gleiche Einheitengröße, d.h. ein Kelvin entspricht
einem Grad Celsius usw.
Es gilt die Beziehung:
K = °C + 273,15
Unterschiedliche Masse, aber
gleiche Temperatur u. Dichte
Dichten ausgewählter Substanzen bei 25°C
Die Einheit für das Volumen ist das Kubikmeter (m3). Es gilt:
1
m3
= 1000
dm3
Substanz
Dichte (g/cm3)
Luft
0,001
1 dm3 = 1000 cm3 = 1 L = 1000 mL
Balsaholz
0,16
1 cm3 = 1000 mm3 = 1 mL
Ethanol
0,79
Der Liter ist keine SI-Einheit.
Wasser
1,00
Eth l l l
Ethylenglycol
1 09
1,09
Die Dichte ist eine Stoffeigenschaft, die häufig zur
Charakterisierung von Substanzen herangezogen wird. Sie ist
definiert als die Masse pro Volumen des Stoffes:
Speisezucker
1,59
Dichte = Masse/Volumen
Speisesalz
2,16
Eisen
7,9
Gold
19,32
Es ist kein Zufall, dass die
Dichte von Wasser gleich
1,00 g/mL ist, da das Gramm
ursprünglich als die Masse
von 1 mL Wasser bei einer
bestimmten Temperatur
definiert wurde.
Einheit: g/cm3 bzw. g/mL
Das Volumen der meisten Stoffe ändert sich mit der Temperatur.
Daher sind Dichten temperaturabhängig!
Bei der Angabe einer Dichte sollte daher immer auch die
Bezugstemperatur angegeben werden!
Substanzen unterscheiden sich durch ihre intensiven
Eigenschaften.
Wasser (H2O) ist unter Normalbedingungen (25°C, 1 atm)
Farbe = farblos
Die Begriffe Dichte und Gewicht werden oftmals verwechselt!
Wenn jemand sagt Eisen wiege mehr als Luft, ist normalerweise
gemeint, dass Eisen eine höhere Dichte hat als Luft.
1 kg Eisen hat die gleiche Masse wie 1kg Luft, nur nimmt Eisen
ein kleineres Volumen ein.
Aggregatzustand = flüssig (l)
Dichte (25°C) = 1.00 g/cm3
Schmelzpunkt = 0°C (273,15 K)
Siedepunkt = 100°C (373,15 K)
3
Atombau
Symbole der
4 Elemente
in Musaeum
Hermeticum,
1678
Atom und Element
Erste theoretische Betrachtungen der Materie im klassischen
Griechenland (600-300 v. Chr.). 2 Theorien:

Alle irdischen Stoffe sind aus den vier Elementen Erde, Luft,
Feuer und Wasser in wechselndem Mengenverhältnis
aufgebaut.

Alle Stoffe bestehen aus definierten kleinsten Teilchen, den
Atomen: Leukipp und Demokrit (s, unteilbar). Die
unterschiedliche Lage, Gestalt und Anordung dieser „Atome“
sei Grund für die Verschiedenheit der Dinge. Später auch noch
von Lukrez vertreten (97-55 v. Chr.)
Durch die Dominanz der Philosophie von Platon und Aristoteles wieder
in Vergessenheit geraten. Zeit der Alchemie (300 v. bis 1650 n. Chr.):
Versuche zur Stoff (=Element)umwandlung. Die Vorstellung von
Atomen kam erst wieder im Europa des 17. Jahrhunderts auf.
Moderne Chemie -
1661 Robert Boyle (in The Sceptical Chymist):
Elemente sind bestimmte primitive und einfache, völlig
unvermischte Körper; sie enthalten keine anderen Körper, sie
sind die Zutaten, aus denen alle perfekt gemischten Körper
zusammengesetzt sind und in welche diese letztlich zerlegt
werden.
Epoche der quantitativen Betrachtungs- und Arbeitsweise
Antoine Laurent Lavoisier
(1743-1794)
Erstes grundlegendes Werk
über Chemie („Traité
élémentaire de Chymie
Chymie“))
Lavoisier (1790): Ein Element ist ein Stoff
Stoff, der in keine
einfacheren Stoffe zerlegt werden kann, und eine Verbindung
entsteht durch das Zusammenfügen von Elementen.
Zur Zeit Lavoisiers waren etwa 30 Elemente bekannt.
Entdeckt, dass
Verbrennungen durch
Sauerstoff zustande kommen
und dass bei chemischen
Reaktionen
die
Gesamtmasse
unveränderlich ist (Gesetz
von der Erhaltung der
Masse).
Moderne Definition: Alle Stoffe sind aus einer begrenzten Zahl
einfacher Stoffe aufgebaut, den sog. Elementen.
Seite aus
Lavoisier‘s
Traité
élémentaire de
Chymie
Joseph Louis Proust (1754-1826).
Französischer Chemiker. Formuliert das Gesetz
der konstanten Proportionen.
Dalton
John Dalton (1766-1844). Lehrer in England.
Postuliert die Atom-Hypothese auf Basis der
Ergebnisse seiner experimentellen Arbeiten
(entdeckt das Gesetz der multiplen
Proportionen) und der Arbeiten von Proust.
Dalton‘sche Atomhypothese:
(a)
Alle Atome eines Elements sind ident (nicht korrekt: Isotope!)
(b)
Atome von verschiedenen Elementen haben unterschiedliche Massen
(c)
Eine chemische Verbindung besteht aus Atomen von mehr als einem
Element
(d)
In einer chemischen Reaktion werden Atome weder zerstört noch
gebildet, sondern tauschen unter Bildung neuer Verbindungen nur ihre
Partner
4
Quecksilber
Brom
Iod
Atome des Element X
Atome des Element Y
Verbindung aus den
Elementen X und Y
Kupfer
Cadmium
Roter
Phosphor
Die von Lavoisier, Proust und Dalton erkannten Gesetzmäßigkeiten werden heute in Form der drei fundamentalen
stöchiometrischen Grundgesetze formuliert.
Griech.:  (stoicheion) Grundstoff
Beispiele üblicher
Elemente
Gesetz von der Erhaltung der Masse (1. Stöchiometrische
Grundgesetz): Bei jedem chemischen Vorgang bleibt die Summe
der Massen aller beteiligten Stoffe konstant.
Gesetz der konstanten Massenverhältnisse bzw. Gesetz der
äquivalenten Proportionen (2. Stöchiometrisches Grundgesetz):
Die im Verlauf eines chemischen Vorganges umgesetzten Massen
der beteiligten Stoffe stehen in einem konstanten, für diese
Reaktion charakteristischen Verhältnis.
Gesetz der konstanten Massenverhältnisse bzw. Gesetz der
äquivalenten Proportionen (2. Stöchiometrisches Grundgesetz):
Die im Verlauf eines chemischen Vorganges umgesetzten Massen
g
Stoffe stehen in einem konstanten, für diese
der beteiligten
Reaktion charakteristischen Verhältnis.
Beispiele:
Gesetz der multiplen Proportionen (3. Stöchiometrisches
Grundgesetz): Vermögen zwei Elemente mehr als eine
Verbindung miteinander zu bilden, so stehen die Massen des
einen von ihnen, die sich mit einer gleichbleibenden Masse des
anderen verbinden, in einem konstanten, einfach-ganzzahligen
Verhältnis.
(b)
Gesetz der multiplen Proportionen (3. Stöchiometrisches
Grundgesetz): Vermögen zwei Elemente mehr als eine Verbindung
miteinander zu bilden, so stehen die Massen des einen von ihnen, die
sich mit einer gleichbleibenden Masse des anderen verbinden, in
einem konstanten, einfach-ganzzahligen Verhältnis.
(a)
Eisenpulver (Fe) und Schwefel (S) reagieren nach Erhitzen unter
lebhaftem Aufglühen zu Eisensulfid (FeS).
Man findet,, dass es nur dann zu einer vollständigen
g Umwandlungg
kommt, wenn ein ganz bestimmtes Massenverhältnis angewendet
wird, nämlich z.B. 5,59 g Eisen : 3,21 g Schwefel.
Schwefel (S) und Kohlenstoff (C) verbrennen mit reinem Sauerstoff
(O2) zu Schwefeldioxid (SO2) bzw. Kohlendioxid (CO2).
Bei jeder dieser Verbrennungen hängt die Menge des verbrauchten
Sauerstoffs in streng gesetzmäßiger Weise von der Menge der
verbrannten Substanz ab, z.B.
3,21 g Schwefel : 3,2 g Sauerstoff bzw.
1,20 g Kohlenstoff : 3,2 g Sauerstoff.
Gesetz der multiplen Proportionen (3. Stöchiometrisches
Grundgesetz): Vermögen zwei Elemente mehr als eine Verbindung
miteinander zu bilden, so stehen die Massen des einen von ihnen, die
sich mit einer gleichbleibenden Masse des anderen verbinden, in
einem konstanten, einfach-ganzzahligen Verhältnis.
Beispiel:
Beispiel:
Stickstoff vermag mit Sauerstoff fünf verschiedene Verbindungen (Stickoxide)
einzugehen. Den fünf Reaktionen, die zu diesen Verbindungen führen, kommen
der Reihe nach folgende Umsetzungsverhältnisse zu:
Wasserstoff vermag mit Sauerstoff zwei stabile Verbindungen zu bilden,
nämlich Wasser (H2O) und Wasserstoffperoxid (H2O2).
2,8 g Stickstoff : 1,6 g Sauerstoff
2,8 g Stickstoff : (2  1,6) g Sauerstoff
2,8 g Stickstoff : (3  1,6) g Sauerstoff
2,8 g Stickstoff : (4  1,6) g Sauerstoff
2,8 g Stickstoff : (5  1,6) g Sauerstoff
Die fünf Verbindungen sind: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5
Bei der Bildung von Wasser reagieren 8,0 g Sauerstoff mit 1,0 g Wasserstoff,
während bei der Bildung von Wasserstoffperoxid 16,0 g Sauerstoff mit 1,0 g
Wasserstoff reagieren.
Das Verhältnis der beiden pro Gramm Wasserstoff eingesetzten
Sauerstoffmassen ist also gleich 2:1.
Mit Hilfe der Atomtheorie kann man also daraus schließen, dass
Wasserstoffperoxid zweimal so viele Sauerstoffatome pro Wasserstoffatom
enthält wie Wasser!
5
Atombau
Die Entdeckung des Elektrons
Joseph John Thomson
(1856-1940)
Direktor am CavendishLaboratorium der
Universität Cambridge
Entdecker des Elektrons
(1897)
Nobelpreisträger für Physik
(1906)
Originalabbildung von J. J. Thomson über
seine Arbeit zu den „Kathodenstrahlen“.
Erschienen in Philosophical Magazine (1897)
44, 293.
Thomson konstruierte eine Kathodenstrahlröhre,
die an einer Seite mit einem fluoreszierenden
Schirm versehen war. Messungen der
Ablenkungen der Kathodenstrahlen durch
elektrische und magnetische Felder erlaubten
die Bestimmung des Verhältnis der Ladung des
Elektrons zu seiner Masse.
Masse
Kathodenstrahl
Ablenkung durch
Gegenwart
eines Magneten
Mit Hilfe des Ladungszu-Masse Verhältnisses
des Elektrons war es
anschließend möglich,
sobald man entweder
die Ladung oder die
Masse des Elektrons in
einem weiteren
Experiment messen
konnte, den Wert der
jeweils anderen Größe
zu bestimmen.
Mit Hilfe des oben dargestellten Öltropfenexperiments, gelang es
1909 dem amerikanischen Physiker Robert Millikan (1868-1953) die
Ladung eines Elektrons zu bestimmen (Nobelpreis für Physik 1923).
(ZnS)
Kathodenstrahlröhre (Entladungsröhre): „Kathodenstrahlen“ werden
emittiert, wenn eine hohe Spannung zwischen zwei Elektroden
(Metallkontakten) in einer evakuierten Röhre angelegt wird.
J. J. Thomson beobachtete, dass
(a)
diese Strahlen durch ein elektrisches (C) oder magnetisches
Feld (A) abgelenkt werden und
(b)
unabhängig vom Elektrodenmaterial sind.
Die Schlussfolgerungen von J. J. Thomson aus diesen
Experimenten mit Entladungsröhren waren folgende:
(a)
Die „Kathodenstrahlen“ sind von korpuskularer
Natur.
(b)
Sie tragen eine negative Ladung und werden als
Elektronen bezeichnet.
(c)
Das Ladungs/Masseverhältnis (e/m) dieser Teilchen
wurde von Thomson mit etwa -1,76  108 C / g
bestimmt.
C ist die Abkürzung für Coulomb, die SI-Einheit
für die elektrische Ladung.
Millikan‘sches
Öltropfenexperiment:
Eine Kammer zwischen zwei
Elektroden enthält Gas, das
ionisiert wird. Öl wird nun
als feiner Nebel eingesprüht
und die Gas-Ionen übertragen
quasi die Ladung
(=Elektronen) auf die
Öltropfen und verleihen
ihnen Ladung.
Die Wanderung der geladenen Öltropfen im angelegten Feld wird mit
dem Mikroskop verfolgt. Durch Anlegen eines elektrischen Feldes
ganz bestimmter Stärke werden die Tröpfchen in Schwebe gehalten.
Millikan‘s Experiment zeigte, dass die Ladungen immer ganzzahlige
Vielfache einer bestimmten Ladung waren.
6
Ergebnis von Thomson:
e/m = -1,76  108 C / g
Ergebnis von Millikan:
e = -1.60  10-19 C
Thomson‘s Atommodell
(„plum pudding model“
oder „Rosinenkuchenmodell“).
____________________________________________________
Nach Thomson ist ein
Atom eine elektrisch
neutrale Kugel
(gewöhnliche Materie ist
elektrisch neutral, also
muss es auch jedes Atom
sein). In einer gleichmäßig
verteilten positiven Ladung
sind „Korpuskeln“ aus
Ladung
Masse eines Elektrons: m = ------------------------------Ladung /Masse
(-1.60  10-19 C)
= ------------------------------(-1,76  108 C / g)
Masse eines Elektrons: m =
9,11  10-28 g =
9,11  10-31 kg
konzentrierter negativer Ladung eingebettet. Diese
Ladungsklümpchen waren die Elektronen der Kathodenstrahlen, die
durch die Potenzialdifferenz aus den Atomen des Kathodenmaterials
herausgelöst worden sein mussten.
1895 entdeckte Wilhelm Röntgen, dass
auf Materie (z.B. Glas oder Metall)
auftreffende Kathodenstrahlen (also
Elektronen) neue, sehr energiereiche
Strahlen freisetzen. Diese Strahlen
lassen sich nicht durch elektrische oder
magnetische Felder beeinflussen und
durchdringen Materie: „X-Strahlen“,
später
p
Röntgenstrahlen.
g
Atombau
Die Entdeckung der Röntgenstrahlung und der
Radioaktivität
An der Wende vom 19. zum 20. Jahrhundert wurde viel mit
Kathodenstrahlen experimentiert. Dies führte u.a. auch zur
Entdeckung der Röntgenstrahlen (1895).
Unter Strahlung (engl. radiation) versteht man die Emission und
Transmission von Energie durch den Raum in Form von Wellen
(z.B. Röntgenstrahlen) und/oder Partikeln (z.B. Kathodenstrahlen).
1896 wurde die Radioaktivität und die damit verbundenen Strahlen
entdeckt. Unter Radioaktivität versteht man die spontane Emission
bestimmter Strahlung.
Wilhelm Conrad Röntgen
(1845-1923)
Diese Entdeckungen lieferten schließlich die Voraussetzung zur
Aufklärung des Atombaus.
Erster Noblepreis für
Physik (1901)
Eine der
allerersten
Aufnahmen (1895)
von Röntgen mit
Hilfe der von ihm
entdeckten
X-Strahlen
(Röntgenstrahlen)
Entdecker der X-Strahlen
1896 Durch Zufall entdeckt Bequerel, dass eine Uran
enthaltende Substanz im Dunkeln und ohne Anregung
photographische Platten (die sogar in Papier bzw. dünne
Folien gewickelt waren) schwärzen kann
Die erste von „BequerelStrahlen“ geschwärzte
Platte. Sie war im Februar
1896 unter etwas
Uranylkaliumsulfat gelegt
worden
Die „Bequerel-Strahlen waren hochenergetisch,
ungeladen und wurden (im Gegensatz zu den
Röntgenstrahlen) spontan emittiert. Dafür prägte Marie
Curie die Bezeichnung Radioaktivität.
In der Folge wurden 3 Typen radioaktiver Strahlung
entdeckt.
Antoine
A
t i H
Henrii Bequerel
B
l
(1852-1908)
M
Marya
Sklodowska
Skl d
k C
Curie
i
(1867-1934)
Pi
Pierre
Curie
C i
(1859-1906)
Französischer Physiker
Polnische Chemikerin und
Physikerin
Französischer Physiker
1903 Nobelpreis für
Physik für die
Entdeckung der
Radioaktivität
1903 Nobelpreise für
Physik für Arbeiten zur
Radioaktivität
1903 Nobelpreis für
Physik für Arbeiten zur
Radioaktivität
1911 Nobelpreis für
Chemie für Arbeiten über
die Elemente Ra und Po
7
Es gibt drei Arten radioaktiver
Strahlung:
 (Teilchen mit der Ladung + 2),
negativ geladene Elektronen, -1)
 ungeladen; sehr kurzwellige
elektromagnetische Strahlung)
Atombau
Die Entdeckung des Protons
-

Ernest Rutherford
(1871-1937)

Nobelpreis für Physik
1908 für die Erforschung
des Atomkerns
+

Versuchsanordnung: Beschuss von
dünnen Folien aus Gold oder anderen
Metallen mit -Teilchen (etwa 7300mal schwerer als Elektronen)
Beobachtung:
Rutherford‘sches Atommodell:
Die große Mehrheit der -Teilchen
durchquert die Goldfolien
geradlinig bzw. einige werden
leicht abgelenkt. Ab und zu erfolgt
eine starke Ablenkung bzw. wird
ein -Teilchen sogar in Richtung
Quelle zurückreflektiert.
seiner Q
1.
Der Durchmesser eines Atomkerns liegt in der Größenordnung
von 1 fm (1 Femtometer = 10-15 m).
Schlußfolgerung:
Der Großteil des Atoms ist „leerer
Raum“, die positive Ladung ist in
einem dichtgepackten Kern (engl.
nucleus) konzentriert. Die
positiven Teilchen im Kern heißen
Protonen.
Kathodenstrahl
Kanalstrahlen
Kathode (-)
zum
Vakuum
Kathodenstrahlröhre
mit Gas (z.B. Neon,
Ne) gefüllt:
Anode
(+)
Durch die Elektronen
des Kathodenstrahls
werden die Gas-Atome
ionisiert, d.h. es werden
ihnen Elektronen
entrissen. Die so
entstehenden positiv
geladenen Ionen werden
zur Kathode
beschleunigt.
Strahlen positiver Ionen (Kanalstrahlen) werden im elektrischen
und magnetischen Feld abgelenkt. So können - ähnlich wie bei
Kathodenstrahlen - Ladungs/Masseverhältnisse bestimmt werden.
Im Mittelpunkt des Atoms befindet sich der Atomkern. Die ganze
positive Ladung ist im Atomkern vereint.
Die Protonen sind für die positive Ladung des Kerns
verantwortlich. Trotz der gleichsinnigen Ladung der Protonen
(Abstoßung!) werden sie im Kern durch die sog. starke
Kernkraft zusammengehalten. Sie ist stärker als die
elektrostatische Kraft, hat aber nur eine sehr geringe Reichweite.
2.
Elektronen nehmen fast das ganze Volumen des Atoms ein.
Das Atom ist insgesamt elektrisch neutral, die Zahl der Elektronen
entspricht daher der Zahl der Protonen.
Der Durchmesser eines Atoms beträgt etwa 100 - 400 pm
(1 Picometer = 10-12 m). Das Atom ist daher 100 000 mal
größer als der Atomkern.
Atombau
Die Ordnungszahl
Die Zahl der Protonen eines Elementes wird als Ordnungszahl Z
bezeichnet. Sie ist charakteristisch für ein bestimmtes Element.
In einem neutralen Atom ist die Zahl der Elektronen gleich der
Ordnungszahl.
Ein Atom
Ei
A
eines
i
Elements
El
wird
i d durch
d h das
d chemische
h i h Symbol
S b l für
fü
das Element bezeichnet unter Voranstellung der Ordnungszahl
links unten.
Beispiele:
Wasserstoff
1H
Helium
2He
Für Wasserstoff gilt: Ladung/Masse = 9,58 × 104 C/g
Chlor
17Cl
Dies entspricht dem Ladungs/Masseverhältnis des Protons.
Calcium
20Ca
8
Aufgrund dieser Arbeiten
wurde als Ordnungsprinzip
für Elemente die
Ordnungszahl eingeführt.
Im sog. Periodensystem der
Elemente (siehe unten) sind
die Elemente mit
steigender Ordnungszahl Z
angeordnet.
d t
Henry G. J. Moseley
(1887-1915)
K h d
Kathodenstrahlen
hl (Elektronen)
(El k
)
führen beim Aufprall auf die
Anode zur Freisetzung von
Röntgenstrahlen.
Je nach Element, das als AnodenMaterial verwendet wird, erhält
man ein charakteristisches
Röntgenspektrum.
Röntgenröhre
Moseley Diagramm:
Zuordnung einer Ordnungszahl für jedes
Element mit Hilfe von charakteristischen
Röntgenspektren.
Atombau
Quecksilber
Die Entdeckung des Neutrons
Brom
Iod
Kupfer
Funktion eines
Massenspektrometers:
Ein gasförmiges Element
(z.B. Neon) oder der Dampf
einer Flüssigkeit werden in
der Ionisierungskammer
durch Elektronen ionisiert
(d.h. es werden diesen
Gasmolekülen Elektronen
entrissen,
ti
wodurch
d h sie
i
positiv geladen werden).
Die positiven Ionen werden
im elektrischen Feld
beschleunigt (leichte Ionen
schneller als schwere Ionen)
und schließlich im
magnetischen Feld
abgelenkt.
Cadmium
Roter
Phosphor
Beispiele üblicher
Elemente
Die chemischen und
physikalischen
Eigenschaften der
Elemente sind eine
Funktion der
Ordnungszahl.
Massenspektrometer
Schlussfolgerung:
Untersuchung von Neon
im Massenspektrometer
Beobachtung:
Nicht alle Atome eines Elements
haben dieselbe Masse.
So zeigt z.B. reines Neon (Ne)
das dargestellte Massenspektrum:
Der Großteil der Ne-Atome ist
20mal schwerer als Wasserstoff,
einige sind jedoch 21mal und
einige 22mal schwerer als
Wasserstoff.
Im Kern kommt ein weiteres Teilchen vor, das

elektrisch neutral ist und

etwa die Masse eines Protons hat. Somit beeinflusst es auch
die Masse des Atoms.

Das Teilchen wird als Neutron bezeichnet.
Entdeckung 1932 durch James Chadwick (Nobelpreis für Physik
1935): Bombardierung von Leichtmetallfolien (z.B. Beryllium) mit
-Teilchen führt zur Freisetzung von hochenergetischer,
durchdringender, ungeladener Strahlung (Freisetzung von Neutronen).
Protonen und Neutronen werden als Nucleonen bezeichnet.
Die Nucleonen bilden den winzigen, extrem dichten Atomkern.
Beinahe die gesamte Masse des Atoms ist im Atomkern
konzentriert.
9
Atombau
Masse und Ladung subatomarer Teilchen
Neon-20
Die Massenzahl
Teilchen
Masse (kg)
Ladung
Coulomb
Ladungseinheit
- 1,60  10-19
-1
Proton
1,673 
27
10-27
+ 1,60 
+1
Neutron
1,675  10-27
0
9,11  10-31
Elektron
19
10-19
0
Masse des Wasserstoffatoms - bestimmt im Massenspektrometer ist 1,67  10-27 kg. Die schwersten Atome haben Massen von etwa
5  10-25 kg.
A
Z
20
Die Massenzahl A gibt die Gesamtzahl der
Nucleonen, d.h. der Protonen und Neutronen
an.
Ein Atom wird eindeutig durch zwei Zahlen
identifiziert, der Ordnungszahl Z und der
Massenzahl A.
Ein Atom eines Elements wird durch das
chemische Symbol für das Element
bezeichnet, unter Voranstellung der
Ordnungszahl links unten und der Massenzahl
links oben.
10Ne
Neon-21
21
10Ne
Neon-22
22
10Ne
Atombau
Elementsymbol
Isotope
Atome gleicher Ordnungszahl aber unterschiedlicher Massenzahl
nennt man Isotope. Die unterschiedliche Massenzahl ergibt sich
aus einer unterschiedlichen Zahl von Neutronen.
Beispiel:
Beispiele:
Von Neon (Z = 10) kommen in der Natur 3 Isotope vor:
4He,
2
1H,
1
11B,
5
12
6C
7Li,
3
9Be,
4
usw.
A = 20 (10 Protonen, 10 Neutronen)
A = 21 (10 Protonen, 11 Neutronen)
A = 22 (10 Protonen, 12 Neutronen)
Schreibweise: Ne-20, Ne-21, Ne-22 oder 20Ne, 21Ne, 22Ne
Beispiele für Isotope:
Da verschiedene Isotope eines Elements die idente Zahl an
Protonen und Elektronen enthalten, haben Isotope auch sehr
ähnliche chemische und physikalische Eigenschaften.
Nur wenn die Massenunterschiede zwischen den Isotopen sehr
ausgeprägt sind (siehe Wasserstoff-Deuterium-Tritium) so sind die
physikalischen Eigenschaften unterschiedlich.
Von manchen Elementen findet man in der Natur nur ein Isotop.
In diesem Fall spricht man von isotopenreinen Elementen, wie
z.B. Fluor (F) oder Natrium (Na).
Element
Symbol Ordnungszahl
Massenzahl
Wasserstoff
1H
1
1
Deuterium
2H
oder D
1
2
Tritium
3H
oder T
1
3
Häufigkeit (%)
99,985
0,015
radioaktiv, kurzlebig
Kohlenstoff-12
12C
6
12
Kohlenstoff-13
13C
6
13
Kohlenstoff-14
14C
6
14
Die meisten natürlichen Elemente bestehen jedoch aus Gemischen
von mehreren Isotopen.
Sauerstoff-16
16O
8
16
99,76
Isotope werden im Massenspektrometer identifiziert.
Sauerstoff-17
17O
8
17
0,04
Sauerstoff-18
18O
8
18
0,20
98,9
1,1
radioaktiv, langlebig
10
Heute bezieht man relative Atommassen auf die Masse des
Isotops Kohlenstoff-12. Dem Kohlenstoffisotop C-12 (6 Protonen
und 6 Neutronen) werden definitionsgemäß 12 Atommasseneinheiten (12 ame) zugeordnet.
Atombau
Relative Atommasseneinheit (ame)
Atome können nicht gewogen werden. Man kann jedoch die
relativen Massen der Atome untereinander bestimmen.
Dalton:
Die Atommasseneinheit (Abkürzung ame) ist daher als ein
Zwölftel der Masse eines C-12 definiert.
12
Wasserstoffatom als Bezugselement.
Atommasseneinheit
Beispiel:
Ermittelt man den Massenanteil von Sauerstoff (O)
und Wasserstoff (H) in Wasser (H2O) wird man
feststellen, dass 88,9% der Masse Sauerstoff und
11,1% Wasserstoff sind. Das Massenverhältnis
Sauerstoff zu Wasserstoff ist etwa 8:1. Mit der
Kenntnis der chemischen Formel für Wasser, H2O,
hat das Sauerstoffatom die relative Masse 16,
wenn man dem Wasserstoffatom die relative Masse 1
zuordnet.
Mit Hilfe eines Massenspektrometers können die relativen Mengen
und die Massen von Isotopen eines Elements einfach bestimmt
werden.
Die durchschnittliche Atommasse eines Elements ergibt sich aus
der Häufigkeit und den Massen seiner Isotope.
Beispiel:
Elektron:
0,00054858 ame
Proton:
1,007276 ame
Neutron:
1,008665 ame
Die Menge in Gramm eines Elements, die dem Zahlenwert der
relativen Atommasse (ame) entspricht, enthält immer die
gleiche Anzahl an Atomen.
Die molare Masse eines Elements und die Avogadro‘sche Zahl
Die absoluten Massen von Atomen sind extrem klein (10-25 bis 10-27 kg).
Daher wurde der Begriff der relativen Atommasseneinheit (ame) eingeführt.
Er erleichtert den Vergleich der Atommassen der verschiedenen Elemente.
Beispiel:
1 mol ist diejenige Stoffmenge, die aus genau so vielen Teilchen
besteht, wie Atome in 12 g von Kohlenstoff-12 enthalten sind.
1 mol eines Elements enthält daher immer gleich viele Atome,
nämlich 6,022  1023.
Man sagt: Die molare Masse von C-12 ist 12 g.
Die relative Atommasse von Wasserstoff ist
1,0078 ame, jene von Fluor ist 18,998 ame. Ein
Fluoratom ist also 19mal schwerer als ein
Wasserstoffatom.
Bei einer gleichen Anzahl an Atomen, ist
Fluor also 19mal schwerer als Wasserstoff.
Umkehrschluss:
19 g Fluor enthält gleich viel Atome wie 1 g
Wasserstoff.
Die molare Masse ist die Menge in Gramm eines Elements, die dem
Zahlenwert der relativen Atommasse (ame) entspricht.
Beispiele:
a)
Die zugehörige Zahl wird Avogadro-Zahl NA genannt [nach
Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro (1776-1856)]. Sie ist
experimentell bestimmbar und beträgt 6,022045  1023.
Die Stoffmenge, die aus 6,022  1023 Atomen besteht, nennt man
ein Mol (SI-Einheit: mol). Das Mol ist eine SI-Basiseinheit und ist
folgendermaßen definiert:
C
Atombau
[(34,969  0,7577) + (36,966  0,2423)] ame = 35,453 ame
Allgemeine Formulierung:
6
Die Masse eines Atoms (Ausnahme 1H) ist immer kleiner als die
Summe aus Elektronen, Protonen und Neutronen (Massendefekt).
Die fehlende Masse entspricht der Bindungsenergie des Atomkerns
(E = mc2).
Das Element Chlor besteht zu 75,77% aus Chlor-35 (34,969 ame)
und zu 24,23% aus Chlor-37 (36,966 ame).
Die relative Atommasse von natürlichem Chlor ergibt sich als
Mittelwert aus den relativen Atommassen und Häufigkeiten seiner
Isotope:
1 ame = 1/12 m
Die relative Atommasse eines Wasserstoff-Atoms beträgt
1,0079 ame.
1,0079 g H (= 1 mol) enthalten daher 6,022  1023
Atome.
Die molare Masse von Wasserstoff ist 1,0079 g.
b)
Die relative Atommasse eines Natrium-Atoms beträgt
22,99 ame.
22,99 g Na (= 1 mol) enthalten daher 6,022  1023
Atome.
Die molare Masse von Natrium ist 22,99 g.
11
Beispiel:
1 mol S
6,022  1023
Atome
1 mol C
6,022  1023
Atome
Wie groß ist die Masse eines einzigen Kohlenstoff-12 Atoms?
Lösung:
Es gilt:
1 moll enthält
häl 6,022
6 022  1023 Atome.
A
1 mol Hg
6,022  1023
Atome
1 mol Cu
6,022  1023
Atome
1 mol C-12 hat eine Masse von 12 g.
Die Masse eines C-12 Atoms ist daher
1 mol Fe
6,022  1023
Atome
Nach Einführung der molaren Masse werden nun auch das 2. und
3. stöchiometrische Grundgesetz verständlicher.
Gesetz der konstanten Massenverhältnisse bzw. Gesetz der
äquivalenten Proportionen (2. Stöchiometrisches Grundgesetz):
Die im Verlauf eines chemischen Vorganges umgesetzten
Massen der beteiligten Stoffe stehen in einem konstanten, für
diese Reaktion charakteristischen Verhältnis.
Empirisch wurde gefunden, dass Schwefel und Kohlenstoff mit
reinem Sauerstoff zu Schwefeldioxid bzw. Kohlendioxid
verbrennen und dass bei jeder dieser Verbrennungen die Menge
des verbrauchten Sauerstoffs in streng gesetzmäßiger Weise von
der Menge der verbrannten Substanz abhängt:
3,21 g Schwefel : 3,2 g Sauerstoff bzw.
1,20 g Kohlenstoff : 3,2 g Sauerstoff.
12 g/(6,022  1023) = 1,993  10-23 g
3,21 g Schwefel : 3,2 g Sauerstoff bzw.
1,20 g Kohlenstoff : 3,2 g Sauerstoff
____________________________________________
Umsätze:
1 mol S + 2 mol O  1 mol SO2
1 mol C + 2 mol O  1 mol CO2
Aus dem Periodensystem entnimmt man:
Molare Masse von Sauerstoff beträgt 15,9994 g
Molare Masse von Schwefel beträgt 32,065 g
Molare Masse von Kohlenstoff beträgt 12,0107 g
_____________________________________________
3,21g / 3,2 g  32,065 g/ (2  15,9994) g
1,20 g/ 3,2 g  12,0107 g / (2  15,9994) g
Atombau
Organisation der Elemente
Können die natürlich vorkommenden (und künstlich geschaffenen)
Elemente zu Gruppen mit ähnlichen Eigenschaften
zusammengefasst werden?
18. Jh:
Die damals bekannten Elemente wurden aufgrund
g
„chemischer Affinitäten“ geordnet
(Affinitätstabellen)
19. Jh:
Anordnung der Elemente nach steigender
Atommasse
20 Jh:
Anordnung der Elemente nach der Ordnungszahl.
Affinitätstabelle von C. E.
Gellert aus Metallurgic
Chemistry (1776)
12
Zu Lebzeiten von Mendeleev waren noch nicht alle
Elemente vollständig bekannt. Sein Periodensysten
zeigte daher “Lücken” und er sagte Elemente quasi
vorher, z.B. nannte er das damals noch unbekannte
Element unter Silicium und zwischen Gallium (Ga) und
Arsen (As) “eka-silicon”. Es sollte etwa 72mal so
schwer wie Wasserstoff sein. Das Element wurde
schließlich 1886 vom deutschen Chemiker Clemens
Winkler entdeckt und Germanium (Ge) genannt.
Dmitri Ivanovich Mendeleev
(1834-1907)
1869: Mendeleev beobachtete,
dass die Eigenschaften von
Elementen einem typischen
Wiederholungsmuster folgen,
wenn die Elemente nach
steigender Atommasse
angeordnet werden.
D P
Das
Problem
bl mit
it Mendeleev’s
M d l ’ Periodensystem
P i d
t war die
di
Tatsache, dass einige Elemente nicht untergebracht
werden konnten. Z.B. haben das Gas Argon (Ar) und
das Metall Calcium (Ca) die gleiche
Masse!
Mendeleev nannte diese
Beobachtung das periodische
Gesetz.
1940 endete das Periodensystem mit dem Uran (U), dem Element
mit der Ordnungszahl 92. Dann gelang es
Glenn Seaborg und Kollegen Plutonium
(Pu) mit der Ordnungszahl 94 (!) als
Produkt einer Reaktion von Uran mit
Neutronen (Kernreaktion) zu isolieren.
Von 1944-1958 haben Seaborg und
McMillan die Elemente mit der
Od
Ordnungszahl
hl 95-102
95 102 identifiziert.
id tifi i t
Diese Elemente sind radioaktiv, kommen
Glenn Seaborg
(1912-1999)
nicht in der Natur vor und können nur in
nuklearen Reaktionen synthetisiert werden.
1951 Nobelpreis für Chemie für Seaborg und McMillan.
Das Organisationssystem wurde
daher geändert. Nun wurden die
Elemente periodisch nach steigender
Ordnungszahl angeordnet! (siehe
dazu auch Moseley’s Experiment)
Periodensystem =
Anordnung der Elemente nach
steigender Ordnungszahl
Element 106 trägt den Namen “Seaborgium” (Sg). Erster Mensch
nachdem zu Lebzeiten ein Element benannt wurde.
Heute sind 116 Elemente bekannt.
Einteilung des Periodensystems in 18 Gruppen. Elemente einer
Gruppe haben ähnliche chemische Eigenschaften.
Einteilung des Periodensystems in Gruppen. Elemente einer
Gruppe haben ähnliche chemische Eigenschaften.
Beispiel Gruppe 18 (Edelgase):
Gruppe 17 (Halogene): Fluor, Chlor, Brom, Iod, Astat
Helium, Neon, Argon,
Krypton, Xenon, Radon
Ähnliche chemische Eigenschaften: Edelgase sind farblose,
geruchlose, reaktionsträge (inerte) Gase.
Halogene sind reaktive, gefärbte
Elemente mit bei Raumtemperatur und
Normaldruck unterschiedlichen
Aggregatzuständen.
Chlor
Iod (s)
(g) Brom
(l)
13
Alternative
Darstellung des
Periodensystems
Sichtbarmachung individueller
Atome an der Oberfläche des
Feststoffes Galliumarsenid mit
Hilfe der STM-Technik (engl.:
„scanning tunneling
microscope“)
Ga
As
Übungsbeispiel: Die Dichte von Diamanten ist 3,51 g/cm3. Die
internationale Einheit (dies ist jedoch keine in der Chemie
relevante SI-Einheit) für die Masse von Diamanten ist
1 Karat = 200 mg.
Welches Volumen hat ein Diamant mit 0,300 Karat?
Lösung:
Lö
Aus der Definition eines Karats folgt, dass 0,300 Karat 60 mg
Diamant entsprechen. Über die gegebene Dichte erfolgt nun die
Berechnung des Volumens:
Bis heute (2009) sind 118 Elemente bekannt. 92 kommen in der
Natur vor. Die restlichen Elemente mit hoher Ordnungszahl wurden
künstlich (oft nur in winzigen Mengen; extrem kurzlebig) erzeugt.
Dichte (g.cm-3) = Masse/Volumen
bzw.
Volumen = Masse/Dichte = 0,060 g / (3,51 g/cm3) = 0,0171 cm3
Übungsbeispiel: Wenn ein Stück Metall der Masse 3,6 g in ein
graduiertes Gefäß (z.B. einen Messzylinder, der das Ablesen des
Volumens der Lösung erlaubt) geworfen wird, erhöht sich das
Volumen von 16,7 mL auf 18,2 mL. Berechnen Sie die Dichte des
Metalls!
Übungsbeispiel: Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen
hat ein Atom
a) Stickstoff-14
b) Eisen-56
Lösung:
Die Zunahme des Volumens des Wassers beträgt 1,5 mL. Dies
entspricht 1,5 cm3 !
Mit Hilfe des Periodensystems wird die Ordnungszahl Z, die der
Zahl
a der
de Protonen
o o e bzw.
b w. der
de Elektronen
e o e entspricht,
e sp c , ermittelt.
e
e . Diee
Zahl der Neutronen wird aus der gegebenen Massenzahl minus
der Ordnungszahl ermittelt.
Die Dichte des Metalls ist daher
a) N-14:
3,6 g / 1,5
cm3 =
2,4
Lösung:
g/cm3
Z = 7, d.h. 7 Elektronen und 7 Protonen
Neutronen = 14 - 7 = 7
b) Fe-56:
Z = 26, d.h. 26 Protonen und 26 Elektronen
Neutronen = 56 – 26 = 30
14
Übungsbeispiel: Bestimmen Sie die gesamte Zahl an Protonen,
Neutronen und Elektronen in einem Wassermolekül, H2O. Wie groß
ist der Anteil an Neutronen an der Masse eines menschlichen
Körpers unter der Annahme, dass dieser zur Gänze aus Wasser
besteht?
Lösung:
H-1 Z = 1
O-16 Z = 8
Übungsbeispiel: Identifizieren Sie folgende Isotope:
a) 63 Neutronen, 48 Protonen, 48 Elektronen
b) 46 Neutronen, 36 Protonen, 36 Elektronen
c) 6 Neutronen, 5 Protonen, 5 Elektronen
1 Proton und 1 Elektron
8 Protonen, 8 Elektronen, 8 Neutronen
Wasser hat die chemische Formel H2O.
Protonen:
(2 × 1) + 8 = 10
Elektronen: (2 × 1) + 8 = 10
Neutronen: 8
Unter der Annahme, dass nur Protonen und Neutronen zur Masse
des Wassers wesentlich beitragen gilt:
Lösung:
48 Protonen, Z = 48 Element = Cadmium, Cd
Isotop ist Cd-111, 111Cd
36 Protonen, Z = 36 Element = Krypton, Kr
Isotop ist Kr-82, 82Kr
5 Protonen, Z = 5
Anteil in % = [8 / (8 + 10)] × 100% = 44,4%
Übungsbeispiel: Welche Charakteristika hinsichtlich der sie
aufbauenden subatomaren Teilchen haben Mangan-55, Eisen56 und Nickel-58 gemeinsam und wodurch unterscheiden sie
sich?
Z = 25
Isotop ist B-11, 11B
Neutronen: 55 – 25 = 30
Übungsbeispiel: Kupfer wird in vielfacher Weise eingesetzt, z.B. in
elektrischen Kabeln, in Münzen usw. Die relativen Atommassen
seiner beiden stabilen Isotope Cu-63 (69,09%) und Cu-65
(30,91%) sind 62,93 ame bzw. 64,9278 ame. Berechnen Sie die
durchschnittliche Atommasse von Kupfer.
pf
Lösung:
Mn-55:
Element = Bor, B
Fe-56:
Z = 26
Neutronen: 56 – 26 = 30
Lösung:
Ni-58
Z = 28
Neutronen: 58 – 28 = 30
(0,6909)(62,93 ame) + (0,3091)(64,9278 ame) = 63,55 ame
Die drei Atome haben idente Zahl an Neutronen, aber jeweils
eine unterschiedliche Anzahl an Elektronen und Protonen.
Übungsbeispiel: Wieviele Mole Helium (He) sind in 6,46 g He
enthalten?
Lösung:
Das Periodensystem zeigt für Helium eine relative Atommasse von
4,003 ame, d.h. 1 mol He = 4,003 g He
Schlußrechnung:
6,46 g He  (1 mol He/4,003 g He) = 1,61 mol He
Übungsbeispiel: Schwefel ist ein nichtmetallisches Element, das
aufgrund seines Vorkommens in Kohle zum sauren Regen beiträgt.
Wieviele Atome sind in 16,3 g Schwefel enthalten?
Lösung:
Das Periodensystem zeigt für Schwefel eine relative Atommasse
von 32,066 ame, d.h. 1 mol S = 32,066 g S
1 mol S enthält 6,022  1023 Schwefelatome.
Schlussrechnung:
16,3 g S  (1 mol S/32,07 g S)  (6,022  1023 S Atome/1 mol S)
= 3,06  1023 Schwefelatome
15
Übungsbeispiel: Silber (Ag) ist ein Edelmetall. Wie groß ist die
Masse (in g) von einem Silberatom.
Lösung:
Das Periodensystem zeigt für Silber eine relative Atommasse von
107 9 ame
107,9
ame, dd.h.
h 1 mol Ag = 107,9
107 9 g Ag
1 mol Ag enthält 6,022  1023 Silberatome.
Schlußrechnung:
(1 mol /6,022  1023)  (107,9 g/1 mol) = 1,792  10-22 g
Übungsbeispiel: Millikan hat die Ladung des Elektrons in
“elektrostatischen Einheiten” (engl. “electrostatic units”, esu)
gemessen. Folgende Datenserie hinsichtlich der Ladung der
Öltröpfchen hat er gemessen:
9,60  10-10 esu, 1,92  10-9 esu, 2,40  10-9 esu, 2,88  10-9 esu und
4,80  10-9 esu
Berechnen Sie aus dieser Datenserie die Ladung eines Elektrons in
esu und berechnen Sie die Anzahl von Elektronen auff einem
Öltropfen mit der Ladung 6,72  10-9 esu.
Lösung:
Die Ladung eines Elektrons muss  9,60  10-10 esu sein und die
angegebenen Ladungen können nur ein ganzzahliges Vielfaches
davon sein!, nämlich 4,80  10-10 esu.
Die Anzahl der Elektronen auf einem Öltropfen der Ladung 6,72 
10-9 esu ist 14.
Übungsbeispiel: Als J. J. Thomson seine Experimente an den
Kathodenstrahlen durchführte, war die Natur der Elektronen noch
ungeklärt. Manche behaupteten, dass es sich um elektromagnetische
Strahlung (wie Licht) handelte, andere behaupteten, dass Elektronen
Teilchen sind. Lesen Sie folgende Beobachtungen und geben Sie an,
ob diese eher für die Teilchennatur oder die Wellennatur der
Elektronen sprechen.
a) Kathodenstrahlen durchdringen Metallfolien.
b) Kathodenstrahlen sind langsamer als Licht.
c)) Treffen
T ff Sie
Si auff ein
i Objekt,
Obj k erfolgt
f l Schattenbildung.
S h
bild
d) Sie werden im elektrischen Feld abgelenkt.
Lösung:
a) Elektromagnetische Strahlung
b) Teilchen (da sich jede elektromagnetische Strahlung mit
Lichtgeschwindigkeit bewegt)
c) Elektromagnetische Strahlung
d) Teilchennatur
Frage:
(a) Was haben Sauerstoff-16, Sauerstoff-17 und Sauerstoff-18
hinsichtlich ihres subatomaren Aufbaus gemeinsam und
wodurch unterscheiden sie sich?
(b) Was sind isotopenreine Elemente? Nennen Sie ein Beispiel.
(c) Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen enthält 57Fe ?
Frage:
26 kg. Wieviele
(a) Die Masse eines Eisenatoms ist 9.29 × 10-26
Eisenatome enthält ein Eisenmagnet der Masse von 25.0 g?
(b) Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen enthält
Sauerstoff-18?
(c) Eine Glucose-Lösung enthalte Glucose (C6H12O6) der
Stoffmenge 1,2 mol. Wieviel Glucosemoleküle sind das?
WEITERE TYPISCHE PRÜFUNGSFRAGEN:
Frage:
(a) Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen enthalten:
40Ca, 40Ca2+, 9Be2+, 32S2(b) Um welches ION handelt es sich?
9 Protonen, 10 Neutronen, 10 Elektronen
13 Protonen, 14 Neutronen, 10 Elektronen
34 P
Protonen,
t
45 N
Neutronen,
t
36 El
Elektronen
kt
Frage:
(a) Was haben Kohlenstoff-12, Kohlenstoff-13 und
Kohlenstoff-14 hinsichtlich ihres subatomaren Aufbaus
gemeinsam und wodurch unterscheiden sie sich.
(b) Wie werden diese verschiedenen Atome eines Elements
bezeichnet?
(c) Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen enthält 60Co ?
Frage:
Identifizieren Sie das Isotop mit
(a) 78 Neutronen, 52 Protonen und 52 Elektronen
(b) 108 Neutronen, 73 Protonen und 73 Elektronen
(c) 32 Neutronen, 28 Protonen, 28 Elektronen
Frage:
(a) Die Masse eines Eisenatoms ist 9.29 × 10-26 kg. Wieviele
Ei
Eisenatome
t
enthält
thält ein
i Eisenmagnet
Ei
t der
d Masse
M
von
25.0 g?
(b) Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen enthält
Sauerstoff-16?
(c) Eine (kleine) Tasse Kaffee enthalte Wasser der Stoffmenge
3.14 mol. Wieviel Wassermoleküle sind das?
16
Frage:
Identifizieren Sie folgende Isotope
(a) Atom mit 63 Neutronen, 48 Protonen, 48 Elektronen
(b) Atom mit 46 Neutronen, 36 Protonen, 36 Elektronen
(c) Atom mit 6 Neutronen, 5 Protonen, 5 Elektronen
Frage:
Für die Nuklearindustrie ist die Extraktion von 6Li aber nicht 7Li
aus natürlichen Proben notwendig.
notwendig Als Konsequenz dieser
Extraktion ist die molare Masse von kommerziell erhältlichen
Lithiumproben erhöht. Derzeit liegen die Häufigkeiten der beiden
Isotope bei 7,42% (6Li) und 92,58% (7Li). Die Atommassen
betragen 9,988  10-24 g bzw. 1,165  10-23 g.
Berechnen Sie die aktuelle molare Masse einer natürlichen
Lithiumprobe. Wie wird sich die molare Masse ändern, wenn in
naher Zukunft die Häufigkeit von 6Li auf 5,67% reduziert wird.
17