Bundesrealgymnasium Imst Chemie 2010

Bundesrealgymnasium Imst
Chemie 2010-11
Klasse 4
Aufbauprinzipien der Materie
Periodensystem de Elemente
Dieses Skriptum dient der Unterstützung des Unterrichtes - es kann den Unterricht aber nicht ersetzen, da im
Unterricht der Lehrstoff detaillierter aufgearbeitet wird, als dies im Skriptum der Fall ist.
Ergänzungen zum Skriptum werden während des Unterrichts durchgeführt.
In diesem Skriptum sind nur wenige Diagramme und Zeichnungen enthalten. Die fehlenden Diagramme werden
im Unterricht erarbeitet.
Inhalt
3
Aufbauprinzipien der Materie ........................................................................................ 7
3.1
Historische Entwicklung ............................................................................................ 7
3.2
Aufbau der Atome ...................................................................................................... 7
3.2.1
Der Atomkern ....................................................................................................... 8
3.2.2
Die Atomhülle ...................................................................................................... 8
3.3
Elektronenkonfiguration............................................................................................. 8
3.4
Ionen, geladene Atome ............................................................................................... 9
4
Periodensystem der Elemente (PSE) .............................................................................. 9
4.1
Entwicklung des Periodensystems ............................................................................. 9
4.2
Aufbau des PSE .......................................................................................................... 9
4.3
Periodische Eigenschaften im PSE .......................................................................... 10
Chemie
Klasse 4
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Aufbauprinzipien der Materie
Aufbauprinzipien der Materie
3.1 Historische Entwicklung
Schon im griechischen Altertum – ca. 400 v. Chr. – prägten
die griechischen Philosophen
en Leukipp und sein Schüler
Demokrit den Begriff „atomos““ – das Unteilbare. Er
begründete damit die Vorstellung, dass die Materie aus
kleinsten, nicht weiter teilbaren Teilchen – den Atomen –
besteht. Seine Vorstellungen waren philosophischer Natur,
naturwissenschaftliche Methoden standen nicht
n
zur
Verfügung.
Nachdem die Philosophie Demokrits für 2000 Jahre von
anderen Vorstellungen verdrängt war, griff der Engländer
John Dalton (1766 – 1844) zu Beginn des 19. Jh. Die
Atomhypothese wieder auf. Er erkannte, dass sich seine
Beobachtungen über Massenverhältnisse bei chemischen
Reaktionen gut mit der Vorstellung erklären ließen, die
Materie bestehe aus unteilbaren kleinsten Einheiten. Jedem Element ordnete er ein
bestimmtes Atom zu. Atome verschiedener Elemente unterscheiden sich in Größe und Masse.
Mas
Die Massenverhältnisse finden sich wieder in den Massenverhältnissen bei chemischen
Vorgängen.
Die Vorstellung von unteilbaren Atomen kam durch die
Entdeckung der Radioaktivität 1896 durch Antoine Henri
Becquerel ins Wanken. Radioaktive Strahlen sind
Atombruchstücke. Daher können Atome nicht unteilbar sein.
3.2 Aufbau der Atome
1911 führte Ernest Rutherford
herford die nach ihm benannten
Rutherfordschen
utherfordschen Streuversuche durch. Dabei bestrahlte er
eine dünne Goldfolie mit α-Strahlen
Strahlen (positiv geladene Kerne
von Heliumatomen).
atomen). Er konnte dabei feststellen, dass fast alle
α-Strahlen
Strahlen die Folie ungehindert durchdrangen. Er hatte
jedoch erwartet, dass die Teilchen von den kompakten
Atomen reflektiert würden. Da die kleinen Teilchen
hindurchtreten konnten, mussten die Atome leere
l
Räume
haben.
Rutherford schloss aus seinen Experimenten, dass die
gesamte Masse des Atoms im sehr kleinen Kern lokalisiert
sein muss und die Hülle fast leeren Raum darstellt.
Die Ladung des Kerns ist positiv. Zur Neutralisation dieser
positiven Ladung bedarf es jedoch negativ geladener
Elektronen in der Atomhülle, denn das Atom ist nach außen
hin elektrisch neutral. Es entstand ein einfaches Kern-Hülle
Kern
Modell.
Obwohl der massereiche Kern genau so viel Protonen enthält
wie die Hülle Elektronen, ist
st die Hülle 100000 mal größer als
der Atomkern. Dieses Modell gilt in der Physik als erstes
wissenschaftliches Atommodell.
Dr. K.-H. Offenbecher
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Aufbauprinzipien der Materie
Aufgrund
der Ergebnisse der Atomspektroskopie
entwickelten Niels Bohr und Arnold Sommerfeld ein
modernes Atommodell. Nach Bohr umkreisen
umk
die Elektronen
den Atomkern auf vorgegebenen Bahnen (Schalen). Den
einzelnen Bahnen des Bohrschen Atommodells werden
Energieniveaus zugeordnet.
1913 stellte Bohr sein Schalenmodell für ein
Wasserstoffatom auf. Sommerfeld erweiterte das Modell
dahingehend,
gehend, dass Elektronen sich außer auf Kreisbahnen
auch auf Ellipsenbahnen bewegen können.
3.2.1 Der Atomkern
Im Inneren eines jeden Atoms befindet sich der Atomkern. In ihm konzentriert sich fast die
gesamte Masse des Atoms (99,95 %) auf kleinstem Raum (10-10 % des Atomvolumens). Der
Rest des Atoms ist praktisch leer. Der Atomkern besteht aus Protonen und Neutronen, den
Nukleonen.
Protonen sind elektrisch positiv geladene Teilchen. Sie
Sie besitzen die Masse 1. Für Protonen
wird das Symbol p+ verwendet. Die Anzahl der
der Protonen im Atomkern und somit auch die
Anzahl der positiven Ladungen wird als Kernladungszahl bezeichnet. Die Anzahl der
Protonen ist charakteristisch für ein Element. Alle Atome eines Elements besitzen immer die
gleiche Anzahl von Protonen. Diese Anzahl
Anzahl ist auch die Ordnungszahl, unter der es im
Periodensystem zu finden ist.
Neutronen sind elektrisch neutral. Wie die Protonen besitzen sie die Masse 1. Sie werden
durch den Buchstaben „n“ symbolisiert. Zusammen mit den Protonen bilden sie die relative
Atommasse. Im Gegensatz zu den Protonen können zwei Atome desselben Elements eine
unterschiedliche Anzahl von Neutronen aufweisen. Diese unterschiedlich schweren Atome
eines Elements werden als Isotope bezeichnet.
3.2.2 Die Atomhülle
Das Volumen eines Atoms entsteht
entsteht durch die Atomhülle. Sie wird durch die negativ
geladenen Elektronen gebildet, für die das Symbol e- verwendet wird. Die Masse eines
Elektrons beträgt 1/1836 der Masse eines Protons, weshalb die Elektronen für die Masse eines
Atoms unbedeutend sind. Die
ie Ladung eines Elektrons ist genau so groß wie die Ladung eines
Protons, hat aber ein umgekehrtes Vorzeichen. Bei neutralen Atomen müssen sich die Anzahl
der positiven Ladungen im Kern und der negativen Ladungen in der Schale genau
ausgleichen. D. h. die Anzahl von Protonen und Elektronen muss gleich sein.
3.3 Elektronenkonfiguration
Nach dem Bohr’schen Atommodell bewegen sich die Elektronen auf bestimmten Bahnen um
den Atomkern. Diese Bahnen entsprechen einem bestimmten Energiezustand bzw.
Energieniveau und werden
erden als Elektronenbahnen bezeichnet.
Die erste Schale, die dem Atomkern am nächsten ist, ist die K-Schale.
K Schale. Die Elektronen dieser
Schale haben das niedrigste Energieniveau und werden mit der Hauptquantenzahl n = 1
charakterisiert. In der zweiten Schale (L-Schale) besitzen die Elektronen eine höhere Energie.
Noch höhere Energien besitzen die Elektronen der 3. Schale (M-Schale,
(M Schale, n = 3) bzw. der 4.
Schale (N-Schale, n = 4) usw.
Alle für die Chemie wichtigen Eigenschaftender Atome haben ihren Ursprung in der
Elektronenhülle.
lektronenhülle. Die chemische Bindung ist eine Veränderung der äußersten Teile der
Elektronenhülle. Der Atomkern ist bei chemischen Vorgängen nicht veränderbar.
Dr. K.-H. Offenbecher
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Aufbauprinzipien der Materie
Die Anzahl der Elektronen ist in jeder Schale begrenzt. In der innersten K-Schale haben
maximal 2 Elektronen Platz. In allen anderen Schalen 8. Jedes Atom ist bestrebt, seine
äußerste Schale mit Elektronen voll zu besetzten Oktettregel.
Elektronen, die sich in der äußersten Bahn befinden, werden als Valenzelektronen bezeichnet,
die äußerste Schale selbst als Valenzschale.
3.4 Ionen, geladene Atome
Ein Atom, das eine positive oder negative Ladung trägt, wird als Ion bezeichnet. Eine positive
Ladung entsteht, wenn dem Atom ein Elektron weg genommen wird. Dabei nimmt die Anzahl
der negativen Ladungen ab, die Anzahl positiver Ladungen bleibt gleich. Hat ein Atom mehr
Elektronen als Protonen, trägt es eine negative Ladung.
Die Schreibweise für ein Ion erfolgt so, dass rechts oben am Elementsymbol die Anzahl der
negativen bzw. positiven Ladungen angegeben wird. So ist Mg2+ ein zweifach positiv
geladenes Magnesiumion und F- ein einfach negativ geladenes Fluoridion. Negativ geladene
Ionen, die nur aus einem Atom bestehen, erhalten bei der Namensgebung die Endsilbe –id.
z. B. HHydridion
ClChloridion
FFluoridion
Metallatome besitzen wenige Valenzelektronen. Werden diese abgegeben, kommt die
darunter liegende vollbesetzte Schale zum Vorschein. Somit erreichen diese Elemente die
Edelgaskonfiguration. Diese positiv geladenen Ionen werden als Kationen bezeichnet.
Metallatome sind Elektronenspender (Elektronendonatoren)
Nichtmetallatomen fehlen nur wenige Elektronen, um die Valenzschale auf acht Elektronen
aufzufüllen.
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Periodensystem der Elemente (PSE)
4.1 Entwicklung des Periodensystems
Mitte des 19. Jh kannte man ca. 50 Elemente. Die Atommassen waren mehr oder weniger
bekannt und zunehmend wurde versucht, Zusammenhänge zwischen den einzelnen Elementen
abzuleiten.
1869 erkannte Dimitri I. Mendelejew, dass sich viele Eigenschaften periodisch mit der
Atommasse ändern und ordnete die Elemente konsequent in Gruppen mit ähnlichen
Eigenschaften. Die Lücken des so entstandenen Periodensystems füllte Mendelejew mit
Elementen, die noch nicht entdeckt waren und formulierte deren Eigenschaften.
Im gleichen Jahr wurde von L. Meyer ein sehr ähnliches Modell aufgestellt und die
entstandenen Lücken wurden auch von ihm durch nicht bekannte Elemente aufgefüllt.
Durch die vorausgesagten Eigenschaften für die Elemente wurde ein gezieltes Suchen
möglich und die fehlenden Elemente. Wurden nach und nach entdeckt.
4.2 Aufbau des PSE
Mit unserem heutigen Wissen über den Atomaufbau ist eine exakte Erklärung des
Periodensystems möglich. Das Ordnungsprinzip ist nicht die Atommasse, sondern auf die
Kernladungszahl, die daher auch Ordnungszahl genannt wird. Zwar ist eine Reihung nach
steigender Masse meist identisch mit der Reihung nach der Ordnungszahl, es gibt aber
Ausnahmen, die sich mit der Neutronenzahl der natürlich vorkommenden Nuklide erklären
lassen. Da die Ordnungszahl auch die Anzahl der Elektronen angibt, hat bei einer solchen
Reihung das nächstfolgende Element immer genau ein Elektron mehr als das vorhergehende.
Der Aufbau des PSE wird durch die Anordnung der Elektronen in der Atomhülle bestimmt.
Dr. K.-H. Offenbecher
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Aufbauprinzipien der Materie
Im PSE unterscheidet man Perioden (Zeilen im PSE)
und Gruppen (Spalten im PSE). Die Elemente einer
Gruppe zeigen ähnliche chemische Eigenschaften und
haben ähnlich aufgebaute Elektronenhüllen.
Elektr
Abb. 4-1: Grundlegender Aufbau des
Periodensystems.
Das PSE umfasst 18 Gruppen sowie die Lanthanoide und Actiniden, die aus Platzgründen
meist unterhalb des PSE angeschrieben werden. Einige Gruppen werden üblicherweise mit
folgenden Namen bezeichnet:
Alkalimetalle sind die Elemente der ersten Hauptgruppe (ohne Wasserstoff). Sie bilden mit
Wasser stark basische Lösungen.
Erdalkalimetalle sind die Elemente der zweiten Gruppe.
Halogene sind die Elemente der 17. Gruppe bzw. 7. Hauptgruppe. Sie bilden mit Metallen
Salze.. Das Wort Halogen bedeutet Salzbildner.
Edelgase sind die Elemente der 18. Gruppe. Sie sind sehr reaktionsträge.
Abb. 4-2: Detaillierte Struktur des PSE.
4.3 Periodische Eigenschaften im PSE
Gesetz der Periodizität: Die nach ihrer Protonenzahl (Kernladungszahl, Ordnungszahl)
geordneten Elemente weisen eine Periodizität der Eigenschaften auf.
Dr. K.-H. Offenbecher
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Aufbauprinzipien der Materie
Atomradius: Der Atomradius und damit die Größe eines Atoms ist davon abhängig, wie weit
die äußersten Elektronen vom Kern entfernt sind und wie viele Elektronen sich in der
äußersten Schale (Valenzschale) befinden. Im PSE nimmt die Anzahl der Valenzelektronen
von links
ks nach rechts zu. Dadurch steigt die Anzahl der Ladungen und somit die elektrische
Anziehungskraft zwischen dem positiven Kern und den negativen Elektronen. Die Atome
werden kleiner. Innerhalb einer Gruppe nimmt nach unten die Anzahl der Schalen und somit
der Abstand der Valenzelektronen zum Atomkern zu. Mit zunehmender Entfernung nimmt
die anziehende Kraft ab.
Abb. 4-3: Änderung der Atomradien von Elementen der 1., 2. und 7. Hauptgruppe. Die zunehmende Stärke
Stä
der
elektrischen Felder bei zunehmender Anzahl an Ladungen führt im Atom dazu, dass die Valenzelektronen näher
am Kern sind.
Elektronegativität:: Je kleiner ein Atom ist, desto näher kann es einem anderen Atom
kommen. Je näher ein Atom an die Valenzelektronen
Valenzelektronen eines anderen kommt, desto stärker ist
die Anziehung zu den fremden Elektronen. Diese Kraft, anderen Atomen ihre
Valenzelektronen zu entfernen, wird als Elektronegativität bezeichnet und steht in direktem
Zusammenhang zum Atomradius. Sie nimmt in einer
einer Periode von links nach rechts zu und in
einer Gruppe von oben nach unten ab.
Aufgaben:
1. Wie viele Protonen haben die Elemente Kupfer, Krypton und Gold? Was weißt du
dadurch über die Anzahl der Elektronen dieser Elemente?
2. Warum spricht man beim Kohlenstoff
Kohlensto von C-12, C-13 und C-14?
14? Woher kommen
diese Namen?
3. Betrachte das Periodensystem der Elemente und versuche es mit eigenen Worten zu
beschreiben. Was kannst du entschlüsseln?
4. Welche Elemente befinden sich in der 2. Gruppe? Welch in der 17. Und 18. Gruppe?
Welche davon kennst du?
5. Einige der 18 Gruppen haben einen Namen erhalten. Wie lauten diese?
6. Wie viele Außenelektronen besitzt Schwefel?
7. Welche Elemente besitzen in ihrer Valenzschale 7 Elektronen?
8. Welche Elemente haben eine voll besetzte Valenzschale? Wie nennt man sie und wie
viele Elektronen haben sie in der Außenschale?
9. Wie viele Schalen hat das Element Iod? Wie viele Valenzelektronen hat es? Ist es ein
Metall oder Nichtmetall?
Dr. K.-H. Offenbecher
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