A Atome

Chemie
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A Atome
Entwicklung der Atomlehre
Nach Demokrit sind alle Stoffe aus kleinsten, unteilbaren Teilchen, den Atomen, aufgebaut,
die alle aus derselben Urmaterie bestehen und sich in Gestalt und Gr•sse unterscheiden. Im
Mittelalter fand diese Theorie wenig Anklang (Elementenlehre). Dalton verkn‚pfte sie dann
mit dem Begriff des Elements: Ein Element besteht aus gleichartigen, unteilbaren Atomen.
Die Atome verschiedener Elemente haben unterschiedliche Eigenschaften und Massen und
verbinden sich in bestimmten Massenverh€ltnissen zu Verbindungen.
Heute weiss man, dass auch die Atome nicht unteilbar sind. Beim Zerfall von Atomen entstehen neue Elemente. Diese Vorg€nge werden nicht in der Chemie beschrieben. In der Chemie gilt das Gesetz der Unzerst•rbarkeit der Elemente.
relative Masse
Ein Kohlenstoffatom hat eine absolute Masse von etwa 2ƒ10-23 g. Damit der Umgang mit so
kleinen Massen besser handhabbar ist, hat man eine auf die Masse eines Kohlenstoffatoms
bezogene Masseinheit definiert:
Die relative Masse Mr gibt die Masse eines Teilchens (Atoms)
in der Masseneinheit 1 u an.
1 u entspricht 1/12 der Masse des h€ufigsten Kohlenstoffatoms
Stoffmenge
Die Stoffmenge n beschreibt die Menge der in einer Probe
enthaltenen Teilchen.
1 Mol
Ein Mol entspricht der Stoffmenge von 12 g Kohlenstoff.
Avogadrokonstante
Die Avogadrokonstante ist die Teilchenzahl der Stoffmenge
1 Mol: NA = 6,02ƒ1023/mol
Molare Masse
Die Molare Masse M ist die Masse der Stoffmenge 1 Mol des
Stoffes in g/mol. Sie entspricht der relativen Masse Mr in g.
Atombau und PSE
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Elementsymbole
Das Elementsymbol dient zur Abk‚rzung des Elementnamens, bedeutet aber
auch 1 Atom oder die Stoffmenge 1mol des betreffenden Elements.
Substanzformeln
Die Substanzformel einer Verbindung gibt das Atomzahlenverh€ltnis der beteiligten Elemente und damit auch ihr Massenverh€ltnis an.
Beispiel SO3:
• Atomzahlenverh€ltnis S : O = 1 : 3
• Massenverh€ltnis
S : O = 32 g : 48 g = 2 : 3
Aufgaben
1. Was bedeutet das Wort „Atom“ ?
2. Worin unterscheiden sich die Atomlehren von Demokrit und Dalton ?
3. a)
b)
c)
d)
Wie viele u und wie viele g wiegt ein Kupferatom (Cu) ?
Aus wie vielen Atomen bestehen 100 g Kupfer?
Welche Masse hat 1 mol Kupferatome ?
Welche Masse in u und in mg haben 1020 Kupferatome ?
4. a) Geben Sie Ihre eigene Masse in der atomaren Masseneinheit 1 u an !
b) Wie vielen Kohlenstoffatomen entspricht diese Masse ?
5. Welche Bedeutungen hat das Elementsymbol H qualitativ und quantitativ ?
6. In welchem Atomzahlenverh€ltnis und in welchem Massenverh€ltnis liegen die Elemente Phosphor und Sauerstoff in der Verbindung P2O5 vor ?
7. Bei der Verbrennung von 3,47 g Aluminium entstehen 6,56 g Aluminiumoxid. Wie lautet die Substanzformel von Aluminiumoxid ?
8. In einer Verbindung, die aus Kohlenstoff C, Wasserstoff H und Sauerstoff O besteht, wurden
52,2 % C und 13,0 % H ermittelt. Welche Substanzformel hat die Verbindung ?
B Atombau
Kern - HÄlle - Modell
Das Atom besteht aus einem sehr kleinen, schweren, positiv geladenen Kern
und einer fast masselosen, sehr grossen, gleichstark negativ geladenen H‚lle.
Atomkerne werden auch als Nuklide bezeichnet.
Atombau und PSE
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GrÅssen- und MassenverhÇltnisse
Kern
H‚lle
Masse
Gr•sse
Ladung
2’000
1
1
10’000
1
1
Elementarteilchen
Symbol
+
Proton
Neutron
Elektron
p
n0
e-
Aufenthaltsort
Masse in u
Ladung in e
Kern
Kern
H‚lle
1
1
0,0005
+1
0
-1
Zusammensetzung von Atomen
Ordnungszahl
Sie entspricht der Anzahl Protonen im Kern und bestimmt die
Elementsorte und deren Stellung im Periodensystem.
Massenzahl
Sie entspricht der Anzahl Kernteilchen (p+ + n0).
Neutronenzahl
Sie ergibt sich als Differenz aus der Massenzahl und der
Ordnungszahl.
Elektronenzahl
Sie entspricht im neutralen Atom der Anzahl Protonen.
Isotopenschreibweise
Massenzahl
Ordnungszahl Elementsymbol
Beispiele:
23
11
Na
35
17
Cl
p+
n0
e-
11
17
12
18
11
17
Atombau und PSE
37
17
Cl
238
92
14
U
p+
n0
e-
17
92
20
146
17
92
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Isotopen
Isotopen sind Atomkerne gleicher Ordnungszahl (gleiches
Element), aber verschiedener Massenzahl.
Die relative Atommasse eines Elementes ergibt sich als Durchschnittswert ‚ber das nat‚rliche Isotopengemisch und ist in den meisten Periodensystemen angegeben.
Aufgaben
1. Geben Sie ein anschauliches Beispiel an f‚r den Gr•ssenvergleich von H‚lle und Kern !
2. Vergleichen Sie Kern und H‚lle bez‚glich Masse und Ladung !
3. Unterscheiden Sie die Begriffe Atommasse und Massenzahl !
4. a) Geben Sie die Isotopenschreibweise f‚r ein Nuklid an, das 82 Protonen und 125 Neutronen
enth€lt !
b) Geben Sie dazu ein Isotop an !
40
5. Gegeben sind die folgenden Atome: 35
; 40
17 Cl
18 Ar ;
20 Ca ;
a) Welche Atome sind zueinander Isotopen ?
b) Welche Atome haben die gleiche Neutronenzahl ?
c) Welche Atome haben die gleiche Anzahl Kernteilchen ?
37
17
Cl
6. Suchen Sie in der Literatur Beispiele von nat‚rlichen Isotopengemischen !
RadioaktivitÇt
Atomkerne sind nur innerhalb eines bestimmten Verh€ltnisses von Neutronen und Protonen
stabil. Ebenso sind Kerne mit einer Masse von ‚ber cˆ. 250 u oder energetisch angeregte
Kerne nicht best€ndig. Sie zerfallen unter Aussendung von Energie in Form von schnellen
Teilchen oder elektromagnetischer Strahlung, sie sind radioaktiv.
Beim radioaktiven Zerfall entstehen neue, unter Umst€nden wiederum radioaktive Stoffe.
Der radioaktive Zerfall l€uft von selbst ab und l€sst sich nicht stoppen. Er ist unabh€ngig von
Druck, Temperatur und chemischer Umgebung !
Kennzeichnende Gr•ssen f‚r den radioaktiven Zerfall eines Nuklids sind die AktivitÇt A und
die Halbwertzeit T.
Die Aktivit€t A ist das Verh€ltnis aus der Anzahl Zerf€lle
eines Pr€parates und der Zeit.
Masseinheit: 1 Bq (Becquerel) = 1 Zerfall/s
Die Aktivit€t einer Substanz nimmt mit der Zeit exponentiell ab.
Die Halbwertzeit T gibt an, in welcher Zeit sich die Anfangsaktivit€t auf 50% verringert hat.
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Die Halbwertzeit ist ein statistischer Wert ‚ber eine sehr grosse Anzahl von Kernen. Vom
einzelnen Kern kann man nicht sagen, ob er sofort oder erst nach unabsehbarer Zeit zerf€llt.
A
1
1
/2
1
1
/4
/8
3T
2T
T
Beispiele von radioaktiven Atomkernen mit ihren Halbwertzeiten:
137
24
131
Cs
I
T = 30 a
T = 8,1 d
Na
Po
214
t
T = 15 h
T = 0,15 ms
Radioaktive Strahlung
Die im Zusammenhang mit radioaktiven Zerf€llen ausgesendeten, energiereichen Teilchen
oder elektromagnetischen Wellen nennt man radioaktive Strahlung. Von den heute bekannten Strahlungsarten sind die -, die - und die -Strahlung von Bedeutung.
Alpha-Strahlung
‰berschwere Kerne senden beim -Zerfall sog. -Teilchen aus. Das sind zweifach positiv
geladene Heliumkerne.
Ihre Geschwindigkeit ist etwa 104 km/s. Wegen ihrer verh€ltnism€ssig grossen Masse haben
sie eine grosse Energie. Als energiereiche, geladene Teilchen besitzen sie eine starke ionisierende Wirkung aber nur eine kleine Reichweite (in Luft cˆ. 1,6 cm).
Beta-Strahlung
Kerne mit Neutronen‚berschuss wandeln Neutronen unter Aussendung eines Elektrons in
Protonen um:  --Strahlung. Kerne mit Neutronenmangel wandeln Protonen unter Aussendung eines Positrons (ein mit dem Elektron vergleichbares Teilchen mit positiver Ladung) in
Neutronen um:  +-Strahlung.
Ein -Teilchen verl€sst den Kern mit nahezu Lichtgeschwindigkeit. Mit seiner viel kleineren
Masse ergibt sich aber nur ein etwa halb so grosser Energieinhalt gegen‚ber der Strahlung. Damit hat ein -Teilchen eine weniger stark ionisierende Wirkung, daf‚r aber eine
gr•ssere Reichweite.
Gamma-Strahlung
Befindet sich ein Kern in angeregtem Zustand (erh•hter Energieinhalt aus einem Stoss oder
als Restenergie eines fr‚heren Zerfalls), so kann er durch Aussendung einer elektromagnetischen Welle (-Strahlung) in einen tieferen Energiezustand ‚bergehen. Die -Strahlung tritt
deshalb vorwiegend als Begleitstrahlung auf.
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Sie hat eine Wellenl€nge im Bereich von 1 pm und eine nochmals um etwa die H€lfte kleinere Energie als die Betastrahlung. Sie geh•rt aber zu den energiereichsten elektromagnetischen Wellen, die es gibt. Als masselose und ungeladene Welle hat sie nur eine kleine ionisierende Wirkung, aber eine umso gr•ssere Reichweite. Beim Durchgang durch Materie
kann sie jedoch zu angeregten Kernen und damit zu weiteren Zerfallsreaktionen mit entsprechender Strahlung f‚hren.
Aufgaben
1. In welchem Bereich liegt etwa das Neutronen-Protonen-Verh€ltnis stabiler Nuklide ?
2. Welchen Teil der Anfangsaktivit€t hat eine Probe einer radioaktiven Substanz mit einer Halbwertzeit von 16 h nach 2 Tagen noch ?
3. In welchem Zeitraum sinkt die Aktivit€t einer Probe von
234
Th auf etwa 1 % der Anfangsaktivit€t ?
4. Welche der Strahlungsarten ist die gef€hrlichste ?
5. In der Sonne findet u.a. die Kernfusion von Deuterium 2H und Tritium 3H zu 4He statt. Notieren
Sie die Reaktionsgleichung in der Isotopenschreibweise !
Schalenmodell der HÄlle
Die Elektronen bewegen sich in der H‚lle entsprechend ihrem Energieinhalt in einem bestimmten Abstand um den Kern. Elektronen mit ann€hernd gleichem Energieinhalt (Kernabstand) werden in Schalen zusammengefasst. Es gibt sieben, von K bis Q bezeichnete oder
mit der Schalennummer n von 1 bis 7 durchnummerierte Schalen, die nach aussen hin zunehmend vielen Elektronen Platz bieten:
2
Anzahl e = 2 ƒ n
Beispiele:
H
O
S
Orbitalmodell der HÄlle
Die modernen quanten- und wellenmechanischen Modellvorstellungen gehen davon aus,
dass man f‚r Elektronen nicht genaue Umlaufbahnen angeben kann. Man ordnet ihnen
R€ume zu, in denen sie sich mit einer entsprechenden Wahrscheinlichkeit aufhalten k•nnen,
sog. Ladungswolken oder Orbitale. Sie bieten jeweils Platz f‚r zwei Elektronen mit entgegengesetzt gerichtetem Drehsinn.
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Schalen
Orbitale mit vergleichbarem Durchmesser (€hnlichem Energieinhalt) geh•ren zu einer Schale.
NebenzustÇnde, Unterschalen
Orbitale innerhalb einer Schale k•nnen verschiedene
r€umliche Formen aufweisen. Diese bezeichnet man als
Nebenzust€nde.
Je gr•sser die Schale, umso mehr Nebenzust€nde hat sie und je h•her der Nebenzustand,
umso mehr Orbitale geh•ren dazu (verschiedene r€umliche Ausrichtungen).
Schale
s-Orbitale
p-Orbitale
d-Orbitale
f-Orbitale
K
L
M
N und h•her
1
1
1
1
3
3
3
5
5
7
Energiestufenschema
Der Energieinhalt eines Elektrons in der H‚lle steigt mit der Schalennummer und innerhalb
einer Schale mit dem Nebenzustand. Dies f‚hrt dazu, dass sich die Energieb€nder der einzelnen Schalen ‚berlappen k•nnen.
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Elektronenkonfiguration
Die Einordnung der Elektronen in die Orbitale erfolgt so, dass jedes neu hinzukommende
Elektron das niedrigste noch freie Energieniveau einnimmt.
Von den Orbitalen eines gleichen Nebenzustandes erh€lt zun€chst jedes Orbital nur ein
Elektron, bevor mit der vollen Besetzung mit zwei Elektronen begonnen wird.
Beispiele (in der Kurzschreibweise):
2
2
6
2
5
17Cl: 1s 2s 2p 3s 3p
2
2
6
2
6
2
79Au:1s 2s 2p 3s 3p 4s
3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d9
Es ergeben sich folgende GesetzmÇssigkeiten:
• Die letzte Schale hat nie mehr als 8 Elektronen (s und p).
• d-Elektronen werden in der zweitletzten Schale aufgef‚llt.
• f-Elektronen werden in der drittletzten Schale aufgef‚llt.
Aufgaben
1. Zeichnen Sie die Schalenmodelle von 12Mg und 17Cl !
2. Erkl€ren Sie die Begriffe Orbital, Schale, Nebenzustand !
3. Gegeben ist das Atom 107
47 Ag .
Wie sind die Elektronen auf die Schalen und Nebenzust€nde verteilt (Kurzschreibweise) ?
4. a) Wie viele Elektronen hat Eisen auf der €ussersten Schale ?
b) Wie viele Elektronen hat Iod auf der zweit€ussersten Schale ?
C Periodensystem
Grundidee
•
•
•
•
Anordnung der Elemente entsprechend ihren Eigenschaften.
Die Elemente sind nach steigender Ordnungszahl angeordnet.
Nach jedem Edelgas beginnt eine neue Zeile (Perioden K-Q).
Elemente mit €hnlichen Eigenschaften stehen untereinander.
Zusammenhang mit dem Aufbau der ElektronenhÄlle
Perioden
Die Elemente einer Periode haben gleich viele Schalen.
Die Periodennummer bezeichnet die €usserste Schale.
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Hauptgruppen
Hauptgruppenelemente haben ihre energiereichsten Elektronen in den s- und p-Orbitalen der
€ussersten Schale.
Die Elemente einer Hauptgruppe haben, der Gruppennummer entsprechend, gleich viele
Elektronen auf der €ussersten Schale.
Nebengruppen
Nebengruppenelemente haben ihre energiereichsten Elektronen in den d- und f-Orbitalen
der zweit- resp. dritt€ussersten Schale. Auf der €ussersten Schale haben alle zwei sElektronen.
In einer Gruppe haben sie gleich viele d-Elektronen auf der zweit€ussersten resp. f-Elektronen in der dritt€ussersten Schale.
Valenzelektronen
Unter den Valenzelektronen versteht man die Elektronen, die zur Bindungsbildung eingesetzt werden k•nnen.
Sie bestimmen somit das chemische Verhalten des Elementes.
Die Valenzelektronenzahl der Hauptgruppenelemente entspricht der Hauptgruppennummer.
Elektronenschreibweise (Lewisformel)
Die Valenzelektronen werden als Punkte (einfach besetzte Orbitale) oder als Striche (doppelt
besetzte Orbitale) um das Elementsymbol angeordnet.
Beispiele:
Calcium
Ca
Kohlenstoff
C
Schwefel
S
Brom
Br
Aufgaben
1. Worin liegt die Bedeutung des Periodensystems f‚r die Chemie ?
2. Wie viele Valenzelektronen hat Stickstoff N ? Zeichnen Sie die Elektronenstrichformel !
3. Wie viele Schalen hat Uran U ? Welche sind vollst€ndig gef‚llt ?
4. Warum gibt es nur 8 Hauptgruppen ?
5. Welche Gemeinsamkeiten haben die Nebengruppenmetalle im Aufbau der H‚lle ?
6. Warum steht Wasserstoff H in der ersten Hauptgruppe, ist aber kein Alkalimetall ?
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