8. Der Aufbau der Stoffe 8.1 Stoffe laden sich elektrisch auf Werden

8. Der Aufbau der Stoffe
8.1 Stoffe laden sich elektrisch auf
Werden ein Hartgummistab mit Wolle und ein Glasstab mit Watte gerieben, können
die Stäbe kleine Papierstückchen anziehen. Man nennt den Zustand, in den die
Stäbe durch Reibung versetzt werden, "elektrisch geladen". Berührt man mit dem
geladenen Hartgummistab eine Holundermarkkugel, stösst der Stab die Kugel ab.
Offensichtlich ist die Ladung des Hartgummistabes durch die Berührung teilweise auf
die Kugel übertragen worden. Beide Körper sind nun gleich geladen und stossen sich
ab. Der gleiche Versuch wird mit dem geriebenen Glasstab und einer zweiten
Holundermarkkugel durchgeführt. Auch hier stösst der Stab die Kugel ab. Nähert
man dagegen die beiden geladenen Holundermarkkugeln einander, ziehen sie sich
an.
8.2 Die Entwicklung der Atommodelle
Wegen ihrer geringen Abmessungen lassen sich Atome nicht direkt beobachten.
Wollen wir Aussagen über ihren Aufbau machen. So sind wir auf die Deutung von
Versuchsergebnissen angewiesen.
DALTON stellte sich 1808 die Atome als kleine, massive, unzerstörbare Kugeln vor.
Chemische Reaktionen betrachtete er als Umgruppierungen der Atome. Mit dieser
Vorstellung konnte er das Gesetzt vom Erhalt der Masse erklären.
Bereits gegen Ende des 19. Jahrhunderts weckte die Entdeckung der radioaktiven
Strahlung durch BECQUEREL / CURIE Zweifel, ob Atome wirklich unteilbar seien.
Man vermutete nämlich, dass die radioaktive Strahlung entsteht, wenn Atome
zerfallen. Demnach können Atome also nicht die kleinsten Bausteine der Materie
sein, sondern müssen selbst aus noch kleineren Teilchen aufgebaut sein.
RUTHERFORD fand 1903 die Ursache dieser bis dahin rätselhaften Strahlung: Die
Atome bestimmter Elemente zerfallen! Der radioaktive Zerfall verläuft bei den
einzelnen radioaktiven Elementen unterschiedlich rasch und ist nicht zu
beeinflussen. Die Beständigkeit eines radioaktiven Stoffes wird durch seine
Halbwertszeit (t ½ ) angegeben, jener Zeit, nach der er zur Hälfte zerfallen ist.
Beispielsweise hat Uran eine t ½ von 4.5 Mia Jahren; Lawrencium hingegen ein t ½
von nur 3 Minuten.
8.3 Radioaktive Strahlung - Arten
Mit einem elektrischen Feld lassen sich drei Arten unterscheiden:
•
α-Strahlen sind zweifach positiv geladene Teilchen mit einer Masse von 4u.
Sie haben an Luft nur eine Reichweite von wenigen Zentimetern und werden
bereits durch ein Blatt Papier abgeschirmt.
•
β-Strahlen sind Elektronen mit hoher Geschwindigkeit. (bis 90% der
Lichtgeschwindigkeit) die durch den Zerfall eines Neutrons in ein Proton und
ein Neutron entstehen. Sie können einige Millimeter dicke Metallschichten
durchdringen.
•
γ-Strahlen sind energiereiche Strahlen ähnlich der Röntgenstrahlen, die
zentimeterdicke Bleiplatten durchdringen können.
Die Untersuchungen des Verhaltens von α-Strahlen bei der Durchdringung dünner
Metallfolien führte RUTHERFORD im Jahre 1911 zu grundlegend neuen
Erkenntnissen über den Aufbau der Atome.
8.4 Rutherford'scher Streuversuch
Eine etwa 0.00005 cm dünne Goldfolie wurde mit α-Strahlen beschossen. Ein
Leuchtschirm hinter der Goldfolie gab jeden Aufprall eines α-Teilchens als Lichtblitz
wieder.
Die Häufung der Lichtblitze – besonders an einer bestimmten Stelle – überraschte.
Sie besagte, dass die meisten α-Teilchen die Goldfolie ungehindert durchdrungen
hatten und die Atome in der Goldfolie eben nicht "undurchdringlich" waren. Immerhin
war die Folie 2'000 Atomlagen "dick" (In der Abbildung sind 3 bzw. 4 Atomlagen
wiedergegeben).
8.5 Aufbau des Atoms nach BOHR
Die Vorstellung, dass Atome undurchdringliche, feste Teilchen sind, konnte somit
nicht länger aufrechterhalten werden.
Es schien so, als wären die Teilchen bis auf einen "Kern" praktisch "leer". Die
Modellvorstellung des Kern-Hülle-Atoms entwickelte BOR 1913 weiter. Nach seinen
Forschungsergebnissen sind drei Elementarteilchen am Aufbau der Atome beteiligt.
Im Kern befinden sich positiv geladene Protonen und ungeladene Neutronen. Beide
Kernteilchen besitzen eine Masse von jeweils 1u. In der Atomhülle halten sich die
Elektronen auf. Ihre Masse ist im Vergleich zu den Protonen "verschwindend" klein.
Elektronen sind negativ geladen.
Atomkern
(zu gross dargestellt) mit
Neutronen und Protonen
+
+
+
Atomhülle (grossteils Leerraum) mit Elektronen
Die Umlaufbahnen heissen Schalen (räumlich
zu verstehen)
Die Elektronen der äussersten Schale heissen
Aussenelektronen (Valenzelektronen)
Ort
Elementarteilchen
Symbol
Masse (in u)
Ladung
Kern
Neutron
n
⊕
1
keine
Kern
Proton
p+
Ο
1
+1
Hülle
Elektron
e-
●
~0
-1
Elektronen befinden sich nicht an einem Platz im Atom, sondern "rasen" um den
Atomkern. Stellt man sich vor, man könnte ein Elektron fotografieren, hielten
verschiedene Aufnahmen jedes Mal einen anderen Ort des Elektrons fest.
Übereinander projiziert würden die Aufenthaltsorte zu einer Elektronenwolke
verschwimmen. Der Aufenthaltsort eines Elektrons lässt sich nicht bestimmen.
Elektronenwolken geben nur den wahrscheinlichen Aufenthaltsraum eines Elektrons
wieder
Ein Elektron ändert laufend
Schematische Darstellung einer
Seine Bewegungsrichtung
Momentaufnahme
Viele Momentaufnahmen
Einelektronige Wolke
eines Elektrons
8.5.1 Elektronen bewegen sich auf "Schalen"
Licht ist eine Form von Energie. Kurzwelliges (blaues) Licht ist energiereicher als
langwelliges (rotes) Licht. Den Umstand, dass Atome nur Licht ganz bestimmter
Wellenlänge (nur ganz bestimmte Energiebeträge) aussenden oder aufnehmen
können, erklärte BOHR mit folgender Annahme:
Die Atomhülle besteht aus Elektronen, die sich mit grosser Geschwindigkeit im Raum
um den Atomkern aufhalten. Unter den Elektronen eines Atoms gibt es
energieärmere und energiereichere – aber auch solche, die über annähernd gleiche
Energie verfügen. Zwischen der Energie der Elektronen und ihrem Abstand vom
Atomkern besteht ein Zusammenhang:
Je grösser der Abstand eines Elektrons vom Atomkern ist, desto grösser ist
auch seine Energie. Oder, anders ausgedrückt: Je grösser die Energie eines
Elektrons, desto weiter ist es vom Atomkern entfernt.
Durch Energiezufuhr (z.B. mittels Licht (Photon) oder Flamme) wird ein äusseres
Elektron gegen die Anziehungskraft des Kerns auf ein höheres Energieniveau
gehoben. Schon nach 10-9 Sekunden fällt es auf ein niedrigeres Energieniveau
zurück. Die dabei frei werdende Energie wird in Form von Licht bestimmter
Wellenlänge abgegeben. Da nur bestimmte Energieniveaus der Elektronen erlaubt
sind, kann das Atom nur ganz bestimmte Energieportionen (Energiequanten)
aufnehmen oder abgeben.
BOHR stellte sich diese Energieniveaus
als Kreisbahnen ("Elektronenschalen")
vor, auf denen die Elektronen den Kern
umkreisen. Er stellte weiters fest, dass
sich auf einer Bahn eine bestimmte
Anzahl von Elektronen befinden können,
in der jeweils äussersten aber nur
maximal acht Elektronen. Diese
Aussenelektronen bestimmen die
chemischen Eigenschaften.
Die Schalen bezeichnete er mit Grossbuchstaben, beginnend mit K.
8.6 Aufgaben
6.6.1: Wie viel ist von einem radioaktiven Element noch vorhanden, nachdem drei
Halbwertszeiten vergangen sind?
6.6.2: Wie viele Elektronen können sich maximal auf der 1., 2., 3. und 4. Schale
befinden?
8.7 Das Periodensystem der Elemente
Schon in der ersten Hälfte des 19. Jahrhunderts war aufgefallen, dass manche
Elemente ähnliche Eigenschaften haben. So die Halogene (Fluor, Chlor, Brom, Iod),
die Alkalimetalle (Lithium, Natrium, Kalium) und die Erdalkalimetalle (Calcium,
Strontium, Barium). 1869 veröffentlichten MENDELEJEW und MEYER je eine
Tabelle der Elemente, die als Periodensystem bezeichnet wird. Sie ordneten die rund
60 damals bekannten Elemente nach der Atommasse und den chemischen
Eigenschaften.
Ein Schwefelatom (S) unterscheidet sich von einem Sauerstoffatom (O) in der Anzahl
der Elementarteilchen. So kann man an der Anzahl der Protonen oder Elektronen
erkennen, um welches Element es sich handelt (16 p+ = S, 8 p+ = O oder 16 e- = S, 8
e- = O). Die Protonenzahl oder Elektronenzahl wird auch Ordnungszahl genannt.
Sie wird vor das Elementssymbol gesetzt. Die Zahl der Protonen entspricht der Zahl
der Elektronen in der Atomhülle. Die positiven Ladungen des Kerns und die
negativen Ladungen der Atomhülle gleichen sich also aus.
Zieht man im Periodensystem eine Diagonale vom Element mit der Ordnungszahl 5
(Bor, B), zum Element mit der Ordnungszahl 85 (Astat, At), dann stehen im linken
(unteren) Teil die Metalle, im rechten (oberen) Teil die Nichtmetalle.
Atome sind elektrisch neutral
Die Masse eines Atoms ergibt sich aus der Gesamtzahl der Protonen und Neutronen
und wird in der Atommasseneinheit u angegeben. Die Massenzahl eines Elements
wird ebenfalls vor das Elementssymbol jedoch über die Ordnungszahl geschrieben
(grössere Dezimalzahl). Zieht man von der Massenzahl die Ordnungszahl ab, erhält
man die Zahl der Neutronen.
Beispiel: Natrium (Na)
Zusammensetzung
Masse
11 Elektronen
11 · 0 u = 0 u
11 Protonen
11 · 1 u = 11 u
_________________________________
Total sind es aber 23 u  d.h. es fehlt
noch 12 u, was 12 Neutronen entsprechen.
Aus der Protonenzahl (11), die der Elektronenzahl entspricht, ergibt sich die
Platznummer im Periodensystem der Elemente. Die Anzahl der Elektronenschalen
(hier 3) entspricht der Periodennummer (arabische Ziffern), die Anzahl der
Aussenelektronen (hier 1) entspricht der Gruppennummer (römische Ziffern).
Zusammenfassung am Beispiel von Fluor
19 (Protonen + Neutronen)
runden
–9 (Protonen)
10 Neutronen
18,99
= Atommasse (in Unit)
F
+
9
+
+ +
+
+
1. Schale (Umlaufbahn) mit 2 e-
2
+ +
+
Fluor = Elementsymbol
2. Schale mit 7 Aussenelektronen
7
9 Protonen im Kern
= Ordnungszahl
8.8 LEWIS-Schreibweise
Die Elektronenformel (auch LEWIS-Schreibweise genannt, nach deren Erfinder
GILBERT NEWTON LEWIS) dient zur Darstellung von Atomen und Molekülen. Es
handelt sich hierbei um eine Symbolschreibweise, bei der nur die Valenzelektronen
(Elektronen auf der äussersten Schale) mittels Punkte dargestellt werden.
Beim Füllen dieser Valenzelektronen werden zuerst je ein Elektron (als Punkt
dargestellt) "verteilt“. Nach vier solchen Punkte (entsprechen 4 Elektronen) kommen
nicht mehr weitere Punkte hinzu, sondern die Punkte werden zu "Strichen" erweitert.
D.h. ein Strich entspricht 2 Elektronen. Wenn die äusserste Schale mit Elektronen
gefüllt ist (vier Striche), besitzt das Atom die Konfiguration eines Edelgases (weil
Edelgase auch eine volle äusserste Schale besitzen.)
Li
Be
B
C
Elektronenformel (Lewis-Formel):
N
O
F
Ne
8.9 Aufgaben
8.9.1 Was haben Elemente, die in einer Gruppe untereinander stehen, gemeinsam?
8.9.2 Was haben Elemente, die im Periodensystem nebeneinander stehen,
gemeinsam?
8.9.3 Wie viele Elektronen enthalten die Elektronenhüllen von Sauerstoff, Natrium,
Calcium und Brom? Wie viele Elektronen besitzen diese Atome ihrer
äussersten Schale?
8.9.4 Finden Sie heraus, um welche Elemente es sich hier handelt.
a)
____
b)
____
c)
____
8.9.5 Zeichnen Sie die Elektronenbesetzung folgender Elemente:
a)
Li
b)
Ne
c)
Si
8.9.6 In welcher Richtung stehen die „Gruppen“ im PSE? Welche Gemeinsamkeiten
haben alle 6 Elemente einer Gruppe
8.9.7 Welche Namen (!) haben die Elemente der Hauptgruppe V?
8.9.8 Was sind Unterschiede und Gemeinsamkeiten der Schalenbesetzung von
Sauerstoff und Schwefel?
8.9.9 Schreiben Sie die Symbole der gesuchten Elemente auf die untenstehenden
Linien.
a) Welches Element hat 5 Valenzelektronen auf der 3. Schale?
b) Welches Element hat 2 vollbesetzte Schalen und 3 Valenzelektronen?
c) Welchem Element fehlen 2 Elektronen auf der M-Schale um
Edelgaskonfiguration (volle äusserste Schale) zu erreichen?
d) Welches Element in der 6. Periode hat 2 Valenzelektronen zuviel für die
Edelgaskonfiguration?
e) Welches Element der 5. Periode hat die Edelgaskonfiguration?
f) Welches Element steht in der 6. Periode und der Nebengruppe VI?
g) Welches Element könnte 35 Neutronen haben?
h) Welches Element hat die Schalenbesetzung K: 2 L: 8 M: 8 N: 1?
8.9.10 Wir haben eine neue Schreibweise für die Elemente kennen gelernt.
a) Welche Bedeutung haben Punkte und Striche in dieser Schreibweise?
b) Welche Elementsymbole könnten für das „X“ stehen?
________
c) Schreiben Sie auf diese Art die acht Hauptgruppenelemente der 4.
Periode.
8.10 Atomkern
Atome haben Durchmesser im Bereich von 10-10 m. Der Atomkern jedoch ist noch
um vier Grössenordnungen kleiner, sein Durchmesser beträgt etwa 10-14 m. In ihm ist
nahezu die gesamte Masse eines Atoms konzentriert, seine Dichte beträgt sage und
schreibe 1017 kg/m3.
Der Durchmesser des Atomkerns ist etwa
100'000mal kleiner als der des ganzen
Atoms. Wäre der Atomkern so gross wie
ein Zündholzkopf (2 mm), so würde der
Durchmesser der Atomhülle 200 Meter
betragen.
8.11 Die Eigenschaften von Protonen, Neutronen und Elektronen
Die Masse eines Protons oder Neutrons beträgt praktisch 1 u. Elektronen hingegen
sind derart leicht, dass man sie mit 0 u gleichsetzen kann. Die Ladung eines
Protons oder Elektrons wird als (positive oder negative) Elementarladung
bezeichnet.
KERN
HÜLLE
___________________________________________________________________
Masse
Ladung
Proton
Neutron
Elektron
1.6 · 10-27 kg
1.6 · 10-27 kg
9 · 1031 kg
+ Elementarladung
ungeladen
- Elementarladung
___________________________________________________________________
Beispiel: Alle Kohlenstoffatome haben im Kern sechs Protonen. Sie haben die
Kernladungszahl sechs.
Alle Atome eines Elementes besitzen die gleiche Zahl an Protonen
8.12 Isotopen
Untersuchungen, die mit Hilfe von Massenspektrographen durchgeführt wurden,
zeigten, dass die meisten Elemente aus Atomen mit unterschiedlicher Masse
bestehen. Ihre Atome enthalten eine unterschiedliche Zahl an Neutronen.
Atome eines Elements, die sich durch die Zahl der Neutronen unterscheiden,
werden Isotope genannt.
Beispielsweise existieren vom Element Wasserstoff drei Isotope
•
1
1
H Wasserstoff: 99.958 % aller in der Natur vorkommenden
Wasserstoffatome.
•
2
1
H ist zu 0.015 % im natürlichen Wasserstoff enthalten. Er wird auch
als Deuterium oder schwerer Wasserstoff bezeichnet, ist stabil und
doppelt so schwer wie 11 H
•
3
1
H ist das Tritium oder überschwerer Wasserstoff. Es entsteht
sowohl in Kernreaktoren als auch in den obersten Schichten der
Atmosphäre durch die kosmische Strahlung. Es ist nicht stabil und
zerfällt mit einer Halbwertszeit von 12 Jahren.
Auf Grund dieser Isotopenverteilung hat das Element Wasserstoff eine
durchschnittliche Atommasse von 1.0080 u. Die relative Häufigkeit der Isotope
eines Elements ist in der Regel unabhängig von dessen Herkunft. Daher kann im
Periodensystem eine durchschnittliche Atommasse angegeben werden.
Beispiel: C-14-Methode zur Alterbestimmung in der Archäologie
Die bekannteste naturwissenschaftliche Methode zur Altersbestimmung von
organischen Materialien ist die 1946/47 von Libby entwickelte C14-Methode. Als
radioaktives Kohlenstoffisotop gelangt C14 über die Atmosphäre in das Gewebe
eines jeden Lebewesens. Wenn dieses stirbt, bricht die C14-Zufuhr ab und
verschwindet allmählich: nach 5730 Jahren, der sogenannten Halbwertszeit, ist die
Hälfte zerfallen. In einem Beschleuniger-Massenspektrometer (AMS) kann die noch
vorhandene Anzahl der C14-Isotope gemessen werden und daraus der
Todeszeitpunkt des Lebewesens errechnet werden.
Das Verfahren beruht darauf, dass in abgestorbenen Organismen die Menge an
gebundenen radioaktiven 14C-Atomen gemäss dem Zerfallsgesetz abnimmt.
Lebende Organismen sind von diesem Effekt nicht betroffen, da sie ständig neuen
Kohlenstoff aus der Umwelt aufnehmen, der wieder den normalen Anteil an 14CAtomen einbringt. Dieser „normale Anteil“ ist trotz des ständigen Zerfalls nahezu
konstant, da 14C ebenso ständig in der oberen Atmosphäre neu gebildet wird. In der
Natur kommen drei Isotope des Kohlenstoffs vor: 12C, 13C, 14C. Isotopenuntersuchungen zeigen, dass der Anteil am Gesamtkohlenstoffgehalt in der Luft für
C etwa 98,89 %, für 13C etwa 1,11 % und für 14C 0,000.000.000.1 % (=10−10 %)
12
beträgt. Auf 1012 (1 Billion) 12C-Kerne kommt so statistisch nur ein einziger 14C-Kern.
Im Gegensatz zu 12C und 13C ist 14C nicht stabil.
8.13 Aufgaben
8.13.1 Bestimmen Sie für die folgenden Elemente Ordnungszahl, Atommasse, Zahl
der Protonen, Neutronen und Elektronen, sowie die Zahl der Elektronen in
der äussersten Schale: Be, F, Al, Se.
8.13.2 Aus welchen Elementarteilchen bestehen die folgenden Atome:
14
7
N,
40
20
Ca,
238
92
U
8.13.3 Dalton nahm an, dass die Atome eines Elementes alle gleich sind. Warum
ist dies nach heutigen Erkenntnissen nicht richtig?
8.14 Die Elektronegativität
Die chemischen Eigenschaften eines Atoms werden wesentlich von seinen
Fähigkeiten beeinflusst, eigene Elektronen abgeben oder Elektronen anderer Atome
aufnehmen zu können. Dies wird durch die Elektronegativität angegeben.
Als Mass dient eine Skala, in der dem am stärksten elektronegativen Element, dem
Fluor, willkürlich ein Wert von ca. 4.0 zugeordnet wird. Die übrigen Elemente werden
im Vergleich dazu eingestuft.
Die Elektronegativität ist ein Mass für die Fähigkeit eines Atoms,
Bindungselektronen an sich zu ziehen.
Die Elektronegativität eines Elementes kann auf Grund seiner Stellung im
Periodensystem abgeschätzt werden.
• Die Elektronegativität innerhalb einer Periode steigt von links nach
rechts an, weil die positive Kernladung und damit die Anziehungskraft
auf die Elektronen immer grösser wird.
• Die Elektronegativität nimmt innerhalb einer Gruppe von oben nach
unten ab, da die positive Ladung des Atomkerns durch die zunehmend
dichtere Elektronenhülle nach aussen abgeschirmt wird.
Daher haben Elemente, die links und unten im Periodensystem stehen geringe,
Elemente rechts oben grosse Elektronegativität.
Dies kann man gut experimentell beweisen. Betrachtet man die Energie, die man
aufwenden muss, um einem Atom ein Elektron zu entziehen (Das Atom wird dann
zum Ion, die dafür benötigte Energie nennt man Ionisierungsenergie), so korreliert
diese mit den Elektronegativitäten. Denn: Je grösser die Elektronegativität, desto
fester zieht das entsprechende Atom die Elektronen zu sich, desto mehr Energie
braucht es, diesem Atom ein Elektron abzuknüpfen.
8.15 Aufgaben
8.15.1 Bestimmen Sie ohne Zuhilfenahme der Tabelle, nur mit Hilfe des
Periodensystems, welches Element jeweils das stärker Elektronegativere ist:
Silicium oder Schwefel, Chlor oder Iod, Eisen oder Fluor?
8.16 Ionen
Atomen können Elektronen entfernt oder aber hinzugefügt werden. Die Anzahl
Protonen (positiv geladen) entspricht damit nicht mehr der Anzahl Elektronen
(negativ geladen). Das Atom ist insgesamt, d.h. von aussen gesehen, geladen und
heisst nun Ion. Der Vorgang, der dazu führt heisst Ionisation und führt im Normalfall
zu einer Schädigung des Stoffes, zu dem das Atom gehört. Ionisationen können z.B.
durch starke Erhitzung, aber auch durch ionisierende Strahlung (UV, Röntgen,
Gamma etc.) ausgelöst werden. Ionen entstehen aber auch „freiwillig“ während der
Ionenbindung und sind demnach in Salzen enthalten.
Ionen, denen Elektronen entfernt werden, sind positiv geladen und heissen
Kationen. Metalle bilden häufig Kationen.
Beispiel: Natriumatom, dem ein Elektron entfernt wird:
vorher:
nachher:
11 + (Protonen)
11 +
11 - (Elektronen)
10 -
0 = neutral
1+ (Kation Na+)
Ionen, denen Elektronen hinzugefügt werden, sind negativ geladen. Sie heissen
Anionen. Nichtmetalle bilden häufig Anionen.
Beispiel: Chloratom, dem 1 Elektron hinzugefügt wird:
vorher:
nachher
17 + (Protonen)
17 +
17 – (Elektronen)
18 –
0 = neutral
1 – (Anion Cl-)