Atombau 0,8 MB

D e r
A t o m b a u
1.
Atommodelle
1.1. Modelle des täglichen Lebens:
1.2. Das DALTON -Modell (1804):
1.3. Das THOMSON -Modell (1890):
AB: Atommodelle
Folie: Das DALTON -und das THOMSON -Modell
2
2
2
2
3
4
2.
Die Radioaktivität
2.1. Entdeckung der Radioaktivität
2.2. Halbwertszeit:
2.3. Zerfallskurve:
2.4. Stärke radioaktiver Stoffe:
AB: Radioaktivität
Folie: RUTHERFORD (1903)
5
5
5
5
5
6
7
3.
Das Atommodell von Rutherford
3.1. Der RUTHERFORDsche Streuversuch
3.2. RUTHERFORDs Atommodell
AB: Der RUTHERFORDsche Streuversuch
Folie: RUTHERFORD 1–2
Folie: RUTHERFORD 3–4
Folie: RUTHERFORD 5–6
Folie: RUTHERFORD 7–8
8
8
8
9
10
11
12
13
4.
Der Atomkern
4.1. Das Wasserstoffatom (Atommasse = 1u)
4.2. Das Heliumatom (Atommasse = 4u)
14
14
14
4.3. Das Lithiumatom (Atommasse = 7u)
4.4. Atombausteine
14
14
5.
5.1.
5.2.
5.3.
15
15
15
15
Isotope
Reinelemente (20 Elemente)
Mischelemente (alle anderen)
Wichtige Elemente mit Isotopen
6.
Der Aufbau der Atomhülle
6.1. Die Ionisierung
6.2. Die Ionisierungsenergie
Folie: Ionisierungsenergien
Folie: Ionisierungsenergien in MJ/mol
6.3. Verteilung der Elektronen in der Atomhülle
AB: Die Atomhülle
16
16
16
17
18
19
20
7.
Der Aufbau d. Atomhülle
7.1. Atombau und Atomgröße
7.2. Die LEWIS-Schreibweise
Folie: „Hotel Elektronenschale“
Folie: Atomradien
AB: Die LEWIS-Schreibweise
7.3. Atombau und chemische Eigenschaften
7.4. Edelgasregel
AB: Die Edelgasregel
AB: Atomhülle - LEWIS - Edelgasregel
21
21
21
22
23
24
25
25
26
27
Anmerkung: es gibt kaum Quellenangaben, diese Materialien sind ausschließlich zur Nachbereitung meines Unterrichts
vorgesehen, nicht für eine weitere Veröffentlichung.
Bei den Seiten mit dem Unterrichtsgang stehen links die Regieanweisungen (Symbole hoffentlich selbsterklärend) und
rechts der Tafelanschrieb.
Der Atombau – 1
Themen/Lernziele:
– Modelle in der Wissenschaft
– Dalton-Atommodell: Leistungen u. Grenzen
C. Der Atombau
1.
Atommodelle
1.1. Modelle des täglichen Lebens:
verkleinertes oder vergrößertes Abbild der Wirklichkeit
Modelle in der Wissenschaft:
- sind Vorstellungshilfen
- sind nicht „wahr“ oder „falsch“ sondern „brauchbar“ oder „unbrauchbar“
- werden aufgrund neuer Forschungsergebnisse entweder erweitert oder verfeinert oder aber durch neue ersetzt
- Modelle haben bestimmte Leistungen aber auch Grenzen.
Folie
Wdh.
V
V
1.2. Das DALTON -Modell (1804):
DALTON -Modell
Aggregatzustände
Gesetz v. d. Erhaltung der Masse
AVOGADRO
irgendetwas mit Strom
Kunststoffstab reiben!
DALTON: Modell der kleinsten Teilchen.
(geht auf DEMOKRIT (ca. 400 v Chr.) zurück/atomos).
„Atome sind kompakt, einheitlich und unteilbar. Sie besitzen eine bestimmte Masse und Größe.“
Leistungen: - erklärt die Aggregatzustände u. ihre Übergänge
- Gesetz der Erhaltung der Masse
- chemische Reaktion = Umgruppierung von Atomen
- deutet Satz von AVOGADRO.
Grenzen: - keine Erklärung von elektrischer Ladung
- keine Erklärung für den Zusammenhalt in Verbindungen
neue Erkenntnisse: - negative Ladungen müssen leicht beweglich
und leicht aus dem Atom ablösbar sein.
1.3. Das THOMSON -Modell (1890):
Folie
THOMSON -Modell
„Atome enthalten gleich viele positive wie negative Ladungen. Die
positive Ladung ist an die Hauptmasse des Atoms gebunden, die
negative Ladung (Elektronen) ist im Atom gleichmäßig verteilt und
an sehr wenig Masse gebunden.“
Leistungen: - erklärt Ladungen durch Abgabe bzw. Aufnahme von
Elektronen
- erklärt Zusammenhalt von Feststoffen durch Anziehung zwischen positiv und negativ geladenen Teilchen.
Grenzen: - viele chemischen Eigenschaften noch nicht erklärbar
- keine Erklärung der Radioaktivität.
neue Erkenntnisse: - Entdeckung der Radioaktivität (1895).
Der Atombau – 2
Chemie
AB:
Atombau
Atommodelle
1. Atommodelle
1.1. Modelle des täglichen Lebens:
verkleinertes oder vergrößertes Abbild der Wirklichkeit
Modelle in der Wissenschaft:
- sind Vorstellungshilfen
- sind nicht „wahr“ oder „falsch“ sondern „brauchbar“ oder „unbrauchbar“
- werden aufgrund neuer Forschungsergebnisse entweder erweitert oder verfeinert oder
aber durch neue ersetzt
- Modelle haben bestimmte Leistungen aber auch Grenzen.
1.2. Das DALTON-Modell (1804):
DALTON: Modell der kleinsten Teilchen.
(geht auf DEMOKRIT (ca. 400 v Chr.) zurück/atomos).
„Atome sind kompakt, einheitlich und unteilbar. Sie besitzen eine bestimmte Masse und Größe.“
Leistungen: - erklärt die Aggregatzustände und ihre Übergänge
- Gesetz der Erhaltung der Masse
- chemische Reaktion = Umgruppierung von Atomen
- deutet Satz von Avogadro.
Grenzen: - keine Erklärung von elektrischer Ladung
- keine Erklärung für den Zusammenhalt in Verbindungen
neue Erkenntnisse: - negative Ladungen müssen leicht beweglich und leicht aus dem
Atom ablösbar sein.
Ro
si n
1.3. Das THOMSON-Modell (1890):
„Atome enthalten gleich viele positive wie negative Ladungen. Die positive Ladung ist an
die Hauptmasse des Atoms gebunden, die negative Lae n m o d ell
uch
dung (Elektronen) ist im Atom gleichmäßig verteilt und an
k
en
sehr wenig Masse gebunden.“
Leistungen: - erklärt Ladungen durch Abgabe bzw. Aufnahme von Elektronen
- erklärt Zusammenhalt von Feststoffen durch Anziehung
zwischen positiv und negativ geladenen Teilchen.
Grenzen: - viele chemischen Eigenschaften noch nicht erklärbar
- keine Erklärung der Radioaktivität.
neue Erkenntnisse: - Entdeckung der Radioaktivität (1895).
Der Atombau – 3
Das DALTON-und das THOMSON-Modell
en
k
e
uch
n m o d ell
Ro
Das THOMSON-Modell (1890)
„Atome enthalten gleich
viele positive wie negative
Ladungen. Die positive Ladung ist an die Hauptmasse des Atoms gebunden,
die negative Ladung (Elektronen) ist im Atom gleichmäßig verteilt und an sehr
wenig Masse gebunden.“
si n
Das DALTON-Modell (1804)
„Atome sind kompakt, einheitlich und unteilbar. Sie
besitzen eine bestimmte
Masse und Größe.“
Der Atombau – 4
– Die Radioaktivität
– Die Halbwertszeit
Themen/Lernziele:
2.
Die Radioaktivität
2.1. Entdeckung der Radioaktivität
i
Marie CURIE
Ernest RUTHERFORD
erhält dafür 1908 den
Chemie-Nobelpreis
1895 RÖNTGEN entdeckt die nach ihm benannten Strahlen.
1896 BECQUEREL entdeckt Strahlung im Uran (U).
1897 Ehepaar CURIE isoliert die strahlenden Bestandteile der
Pechblende (radioaktives Erz). Entdeckung der Elemente
Radium (Ra) und Polonium (Po).
1903 RUTHERFORD findet 3 verschiedene Strahlenarten: α-, β- und
γ-Strahlen.
Versuchsaufbau RUTHERFORDS:
negativ, Ladung -1
Masse ≈ 1/1800 u
(Elektronen)
γ:
ungeladen, elektromagnetische Welle
α:
positiv, Ladung +2
Masse ≈ 4 u
(Helium ohne 2 Elektronen)
Radium
pie
Ko
Folie
β:
Bleiblock
Kondensator
Leuchtschirm
Ide
e
Lückentext!
(Damit der Schreibaufwand
nicht zu groß wird)
Element
Formel- Halbwertszeit
zeichen
128
Te
Tellur
82
Selen
Se
209
Bismut
Bi
232
Thorium
Th
238
Uran
U
235
Uran
U
129
Iod
I
Plutonium 239Pu
Kohlenstoff 14C
226
Radium
Ra
Plutonium 238Pu
137
Caesium
Cs
Strontium 90Sr
3
Tritium
H
60
Cobalt
Co
35
Schwefel
S
131
Iod
I
222
Radon
Rn
Francium 223Fr
223
Thorium
Th
Polonium 212Po
Beryllium 8Be
ca. 7·1024 Jahre (7 Quadrillionen Jahre)
ca. 1,08·1020 Jahre (108 Trillionen Jahre)
ca. 1,9·1019 Jahre (19 Trillionen Jahre)
14,05 Mrd. Jahre
4,468 Mrd. Jahre
704 Mio. Jahre
15,7 Mio. Jahre
24.110 Jahre
5.730 Jahre
1.602 Jahre
87,74 Jahre
30,2 Jahre
23,78 Jahre
12,36 Jahre
MA
5,3 Jahre
87,5 Tage
8,07 Tage
http://de.wikipedia.org/wiki/Halbwertszeit
3,8 Tage
22 Minuten
0,6 Sekunden
0,3 µs
9 · 10 –17 s (90 Trillionstelsekunden)
Folie
bitte
lesen
RUTHERFORDS Erklärung:
Radioaktive Strahlung beruht auf einem Zerfall radioaktiver
Atome. α- und β-Strahlen sind Atombruchstücke, γ-Strahlen
sind elektromagnetische Wellen.
Konsequenz:
Atome sind keine unteilbaren Teilchen, sie können in Bruchstücke zerfallen, und senden dabei radioaktive Strahlung aus.
2.2. Halbwertszeit:
Jedes radioaktive Element hat eine bestimmte Zerfallsgeschwindigkeit. Die Halbwertszeit ist die Zeit, in der jeweils die Hälfte
der vorhandenen Atome zerfällt.
Beispiele: Uran-235: T ≈ 704 Mio. Jahre
Francium-223: T ≈ 22 Min.
Radium: T ≈ 1600 Jahre
Polonium -212: T ≈ 0,3 µ Sek.
2.3. Zerfallskurve:
N0
N
N0/2
N0/4
Zeit
T1/2
T1/2
T1/2
T1/2
T1/2
t
2.4. Stärke radioaktiver Stoffe:
Aktivität: Zahl der Zerfälle in 1 s Einheit: 1/s = 1 BECQUEREL (Bq)
Bsp.: 1 μg Radium hat eine Aktivität von 37000 Bq
= 37000 Zerfälle/sec.
Der Atombau – 5
Chemie
Atombau
AB:
Radioaktivität
2. Die Radioaktivität
2.1. Entdeckung der Radioaktivität:
1895 RÖNTGEN entdeckt die nach ihm benannten Strahlen.
1896 BECQUEREL entdeckt Strahlung im Uran (U).
1897 Ehepaar CURIE isoliert die strahlenden Bestandteile der Pechblende (radioaktives Erz).
Entdeckung der Elemente Radium (Ra) und Polonium (Po).
1903 RUTHERFORD findet 3 verschiedene Strahlenarten: α-,
β- und γ-Strahlen.
Versuchsaufbau Rutherfords:
Radium
Bleiblock
Kondensator
Leuchtschirm
RUTHERFORDS Erklärung:
Konsequenz:
2.3. Zerfallskurve:
Teilchenmenge
N
Teilchenmenge N0
am Anfang
(Zeit t = 0)
N0 /2
N0 /4
Zeit
T1/2
T1/2
T1/2
T1/2
T1/2
t
Der Atombau – 6
RUTHERFORD (1903)
β: negativ, Ladung -1
Masse ≈ 1/1800 u
(Elektronen)
Radium
γ: ungeladen, elektromagnetische Welle
α: positiv, Ladung +2
Masse ≈ 4 u
(Helium ohne 2 Elektronen)
Bleiblock
Kondensator
Leuchtschirm
N
N0
Zerfallskurve:
Teilchenmenge am
Anfang (Zeit t = 0)
N0/2
50 %
N0/4
25 %
N0/8
12,5 %
Der Zerfall radioaktiver Elemente ist spontan und rein statistisch. Er lässt sich nicht
beeinflussen (Druck, Temperatur, chemische
Reaktionen). Nach der Zeit T ist die Hälfte
der Teilchen zerfallen, die Aktivität (also die
Anzahl der Zerfälle pro Sekunde) geht in
gleichem Maße zurück, beträgt also auch nur
noch die Hälfte des Ausgangswertes.
Zeit
T1/2
T1/2
T1/2
T1/2
T1/2
t
Der Atombau – 7
– RUTHERFORDs Streuversuch
– Kern-Hülle-Modell
Themen/Lernziele:
1911
3.
Das Atommodell von Rutherford
3.1. Der RUTHERFORDsche Streuversuch
Versuche mit der
Goldfolie 1909–11
Ernest RUTHERFORD (1871–1937, Nobelpreis 1908):
Auf eine dünne Goldfolie (ca. 1000 Atomlagen) wird ein Bündel
α-Strahlen gerichtet.
Folie
AB
ArbeitsBlatt
Bei der Annahme, dass Atome kompakte Kugeln seien, müssten alle
α-Teilchen abprallen und reflektiert werden oder stecken bleiben.
Im Versuch war jedoch folgendes zu beobachten:
1. Nahezu alle α-Teilchen durchdrangen die Folie ungehindert!
(RUTHERFORD: „es war, als schieße man gegen einen Geist“)
Folgerung: Das Atom ist fast vollkommen leer!
2. Ganz wenige (eines von 20 000) wurden schwach abgelenkt
bzw. zurückgeworfen! (RUTHERFORD: „wie wenn man eine Granate gegen Seidenpapier wirft, und sie fliegt zurück“)
Größenordnung:
Atomdurchmesser: ca. 10 –10 m
Kerndurchmesser: ca. 10 –15 m
(vgl.: Reiskorn zu Fußballstadion)
Folgerung:
3.2. RUTHERFORDs Atommodell
Atome bestehen aus einem winzigen positiv geladenen
Atomkern (ca. 10–15 m), in dem praktisch die gesamte Masse
vereinigt ist und einer Atomhülle (ca. 10–10 m), in der sich die
negativ geladenen Elektronen aufhalten (Kern-Hülle-Modell).
Der Atombau – 8
Chemie
AB:
Atombau
Der RUTHERFORDsche Streuversuch
3. Das Atommodell von Rutherford
3.1. Der RUTHERFORDsche Streuversuch
Ernest RUTHERFORD
(1871–1937, Nobelpreis 1908)
Goldfolie
Der Atombau – 9
RUTHERFORD 1–2
Der Atombau – 10
RUTHERFORD 3–4
Der Atombau – 11
RUTHERFORD 5–6
Der Atombau – 12
RUTHERFORD 7–8
Der Atombau – 13
Themen/Lernziele:
– Aufbau von Atomen
– Der Atomkern
4.
Wdh.
RUTHERFORD
i
Der Atomkern
- sehr klein
- positiv geladen
- hat fast die ganze Masse des Atoms
Kernladungszahl = Ordnungszahl = Protonenzahl
4.1. Das Wasserstoffatom (Atommasse = 1u)
H
H+
Wasserstoff-Atom
Kern des Wasserstoff-Atoms
(„Proton“)
Aufbau:
+
Proton:
Kernbaustein
Masse:1 u
Ladung: +1
Modelle
?
e–
Elektron
Elektron:
Baustein der Atomhülle
Masse:1/1800 u
Ladung: –1
nur 2 Protonen, aber 4 u Atommasse
===> neuer Kernbaustein (Neutronen)
(1932 nachgewiesen)
4.2. Das Heliumatom (Atommasse = 4u)
He
He2+
Helium-Atom
Kern des Helium-Atoms
(„α-Teilchen“)
+
2 e–
2 Elektronen
Aufbau:
Neutron:
Kernbaustein
Masse:1 u
Ladung: ±0
Schreibweise:
Massenzahl
= Protonen + Neutronen
(Nukleonen)
4
2He
Ordnungszahl
= Protonenzahl = Zahl der
Elektronen in ungeladenen Atomen
4.3. Das Lithiumatom (Atommasse = 7u)
Aufbau:
7
3Li
4.4. Atombausteine
Proton (p)
Neutron (n)
Elektron (e)
Masse
≈1 u
≈1 u
≈ 1/1800 u
Ladung
+1
±0
-1
Der Atombau – 14
Themen/Lernziele:
i
– Isotope
– Beispiele und Eigenschaften
5.
iso-topos = „gleicher Platz“
Isotope
Isotope sind Atome des gleichen Elementes (==> gleiche Ordnungszahl, gleiche Protonenzahl), die sich jedoch in der Neutronenzahl und damit auch in der Atommasse unterscheiden.
35,5
17Cl
Bsp.: Chlor
i
Massenzahl
Nukleonenzahl/Massenzahl
35
17Cl
Ordnungszahl
75 %
MA
bitte
lesen
http://de.wikipedia.org/wiki/Isotop
37
17Cl
25 %
5.1. Reinelemente (20 Elemente)
Elemente, die nur eine Atomsorte enthalten (Be, F, Na,…)
5.2. Mischelemente (alle anderen)
Elemente die mehrere verschiedene Isotope enthalten
5.3. Wichtige Elemente mit Isotopen
Element:
i
Häufigkeit:
Kern:
Symbol:
Wasserstoff
1
1H
99,98 %
(1p)
H
Wasserstoff
2
1H
0,0145 %
(1p,1n)
3
1H
10 –15 %
Kohlenstoff
12
6C
98,9 %
(6p,6n)
Kohlenstoff
13
6C
1,1 %
(6p,7n)
Kohlenstoff
14
6C
Spuren
(6p,8n)
Uran
235
92U
0,7 %
(92p,143n)
Uran
238
92U
99 %
(92p,146n)
Wasserstoff
m(1 Atom 126C)
1u =
12
Radiocarbonmethode
Halbwertszeit von 14C beträgt 5730 J. (1 kg Kohlenstoff
hat eine Aktivität von 233 Bq = 14 Zerfälle/g•min)
Bsp.: Ist die Aktivität einer Holzprobe auf 25% des natürlichen Wertes gesunken, so ist der Holzfund 11460 Jahre alt
i
Schreibweise:
Kernspaltung/Bombe
D
Deuterium
(1p,2n)
T
Tritium
Isotope unterscheiden sich im Allgemeinen in ihren physikalischen
Eigenschaften, nicht jedoch in ihrem chemischen Verhalten, denn
das wird nur durch die Zahl und die Verteilung der Elektronen
bestimmt.
===>
nächste Einheit !!
Der Atombau – 15
Themen/Lernziele:
– Bewegung der Elektronen
– Ionisierung von Atomen
– Ionisierungsenergie
6.
Der Aufbau der Atomhülle
In der Atomhülle befinden sich die Elektronen, sie bewegen sich
völlig ungeordnet durch den Raum:
Momentaufnahme
Um genaueren Einblick in den Aufbau der Atomhülle zu erhalten: ===> sezieren!
Elektronen werden herausgeschossen (Zehnerle)
Ion (griech.): das „Wandernde“
vgl.: Apfelpflücken, die ersten gehen gut, …
Bewegung
viele Momentaufnahmen
„Stroboskop“
Kugelwolke
6.1. Die Ionisierung
Ion: ist ein elektrisch geladenes Teilchen. Entfernt man ein (oder
mehrere) Elektron(en) aus einem Atom, bleibt ein positiv geladenes Teilchen (Kation) übrig. Dieser Vorgang heißt Ionisierung.
Zur Ionisierung muss Energie aufgewendet werden
Bsp.: die Ionisierung von Helium:
e–
e–
2p+
2n
2p+
2n
+
e–
e–
He +
+ e–
ΔH = + 2370 kJ/mol
He
e–
2p+
2n
2p+
2n
He +
Ionisierungsenergien
e–
He2+
+ e–
ΔH = + 5250 kJ/mol
Helium-Kern
(= α-Teilchen)
Folie
+
Ionisierungsenergie
6.2. Die Ionisierungsenergie
Die Ionisierungsenergie ist abhängig von der Ladung des Atomkernes (Kernladungszahl) und von der Entfernung der Elektronen
vom Kern. Je größer die Ionisierungsenergie eines Elektrons ist,
desto geringer ist sein Abstand zum Kern.
Werden mehrere Elektronen aus dem Atom entfernt steigt die
Ionisierungsenergie immer an.
Der Atombau – 16
Ionisierungsenergien
2,5
(der jeweils ersten Elektronen)
in MJ/mol
He
Ne
2,0
F
1,5
Ar
N
O
H
1,0
Cl
P
C
Be
Mg
B
0,5
S
Li
Si
Ca
Al
Na
K
Ordnungszahl
0,0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
Lit.: KAMP/SCHREPPER: Chemische Formeln und Daten; Klett-Verlag Stuttgart 1995 — Datei: Ionisierungsenergien.xls
14
15
16
17
18
19
20
Der Atombau – 17
1.
Wasserstoff H
1
1,31
Helium
He
2
2,37
5,25
Lithium
Li
3
0,52
7,30
11,82
Beryllium
Be
4
0,90
1,76
14,85
21,00
Bor
Be
5
0,80
2,43
3,66
25,03
32,83
Kohlenstoff
C
6
1,09
2,35
4,62
6,22
37,83
47,28
Stickstoff
N
7
1,40
2,86
4,58
7,48
9,45
53,27
64,36
Sauerstoff
O
8
1,31
3,39
5,30
7,47
10,99
13,33
71,34
84,08
Fluor
F
9
1,68
3,37
6,05
8,41
11,02
15,16
17,87
92,04 106,40
Neon
Ne
10
2,08
3,95
6,12
9,37
12,18
15,24
20,00
23,07 115,40 131,40
Natrium
Na
11
0,50
4,56
6,91
9,54
13,35
16,61
20,12
25,49
28,93 141,40 159,10
Magnesium Mg
12
0,74
1,45
7,73
10,54
13,63
18,00
21,70
25,66
31,64
35,46 170,00 189,40
Aluminium
13
0,58
1,82
2,75
11,58
14,83
18,38
23,30
27,46
31,86
38,46
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
42,66 201,30 222,30
Ionisierungsenergien in MJ/mol
Wasserstoff H
1
Helium
He
2
Lithium
Li
3
Beryllium
Be
4
Bor
Be
5
Kohlenstoff
C
6
Stickstoff
N
7
Sauerstoff
O
8
Fluor
F
9
Neon
Ne
10
Natrium
Na
11
Magnesium Mg
12
Aluminium
13
Al
(aller Elektronen der ersten 13 Elemente)
Anzahl der
Elektronen
Al
Elementsymbol
Element
Element
Anzahl der
Elektronen
Elementsymbol
Ionisierungsenergien in MJ/mol
(aller Elektronen der ersten 13 Elemente)
** rückwärts sortiert **
1,31
2,37
0,58
5,25
0,52
7,30 11,82
0,90
1,76
14,85 21,00
0,80
2,43
3,66
25,03 32,83
1,09
2,35
4,62
6,22
37,83 47,28
1,40
2,86
4,58
7,48
9,45
53,27 64,36
1,31
3,39
5,30
7,47
10,99
13,33
71,34 84,08
1,68
3,37
6,05
8,41
11,02
15,16
17,87
92,04 106,40
2,08
3,95
6,12
9,37
12,18
15,24
20,00
23,07 115,40 131,40
0,50
4,56
6,91
9,54
13,35
16,61
20,12
25,49
28,93 141,40 159,10
0,74
1,45
7,73
10,54
13,63
18,00
21,70
25,66
31,64
35,46 170,00 189,40
1,82
2,75
11,58
14,83
18,38
23,30
27,46
31,86
38,46
42,66 201,30 222,30
Lit.: KAMP/SCHREPPER: Chemische Formeln und Daten; Klett-Verlag Stuttgart 1995 — Datei: Ionisierungsenergien.xls
Der Atombau – 18
Themen/Lernziele:
– Verteilung der Elektronen
– Kugelwolken (Orbitale)
– Valenzelektronen
6.3. Verteilung der Elektronen in der Atomhülle
Alle Elektronen eines Atoms sind völlig gleich! Alle Aussagen über
den Aufbau der Atomhülle betreffen nur die statistische Verteilung der Elektronen!
Aufgrund der experimentell gewonnenen Erkenntnisse lassen sich
weitere Aussagen über den Aufbau der Atomhülle machen:
Die einzelnen Begriffe ausführlichst erklären.
Durch Farben werden die jeweils zueinandergehörenden Bereiche markiert
Stockwerke
AB
ArbeitsBlatt
Die Elektronen werden für jedes Element
eingezeichnet, die Valenzelektronen werden
markiert.
1.) Die Elektronen eines Atoms befinden sich auf verschiedenen
Energiestufen (Energieniveaus).
2.) Diesen Energieniveaus entsprechen räumliche Bereiche
innerhalb der Elektronenwolke, die sogenannten Schalen; die
Elektronenwolke (= Atomhülle) hat somit einen schalenförmigen Aufbau (1, 2, 3, 4, …).
3.) Innerhalb einer Schale lassen sich noch weitere verschiedene
Aufenthaltsräume unterscheiden, diese Bereiche nennen wir
Kugelwolken bzw. Orbitale (s, p, d, f).
4.) Die Elektronen, die sich in der äußersten noch besetzten
Schale befinden bezeichnet man als Valenzelektronen (oder
Außenelektronen).
5.) Alle anderen Elektronen und der Atomkern zusammen ergeben den Atomrumpf.
6.) Für das chemische Verhalten der Atome sind nur die Valenzelektronen wichtig!
verschiedene Orbitale (Kugelwolken)
Der Atombau – 19
Chemie
Atombau
AB:
Die Atomhülle
6.3. Verteilung der Elektronen in der Atomhülle:
Alle Elektronen eines Atoms sind völlig gleich! Alle Aussagen über den Aufbau der Atomhülle betreffen nur die
statistische Verteilung der Elektronen!
Aufgrund der experimentell gewonnenen Erkenntnisse lassen sich weitere Aussagen über den Aufbau der Atomhülle machen:
1. Die Elektronen eines Atoms befinden sich auf verschiedenen Energiestufen (Energieniveaus).
2. Diesen Energieniveaus entsprechen räumliche Bereiche
innerhalb der Elektronenwolke, die sogenannten Schalen; die Elektronenwolke (= Atomhülle) hat somit einen
schalenförmigen Aufbau (1, 2, 3, 4, …).
3. Innerhalb einer Schale lassen sich noch weitere verschiedene Aufenthaltsräume unterscheiden, diese Bereiche
nennen wir Kugelwolken bzw. Orbitale (s, p, d, f).
4. Die Elektronen, die sich in der äußersten noch besetzten
Schale befinden bezeichnet man als Valenzelektronen
(oder Außenelektronen).
verschiedene
5. Alle anderen Elektronen und der Atomkern zusammen
Orbitale
ergeben den Atomrumpf.
(Kugelwolken)
6. Für das chemische Verhalten der Atome sind nur die
Valenzelektronen wichtig!
Zeichne die Elektronen in die entsprechenden Orbitale!
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Der Atombau – 20
Themen/Lernziele:
– Atombau und Periodensystem
7.
-
Folie
-
Elektronenschalen
-
Ionisierungsenergie: Je größer die Ionisierungsenergie eines Elektrons ist, desto geringer muss
sein Abstand zum Atomkern sein.
Der Aufbau d. Atomhülle
- Grundlage des Periodensystems
Von einem Element zum nächsten erhöht sich die Protonenzahl im Kern um 1 und damit auch die Elektronenzahl.
Das hinzukommende Elektron wird (bei den Hauptgruppenelementen) immer in die jeweils äußerste Schale eingebaut, die
noch nicht vollständig besetzt ist.
Zuerst werden alle Kugelwolken (Orbitale) jeweils nur mit
einem Elektron besetzt (Elektronen sind negativ geladen und
stoßen sich deshalb ab).
Nach Erreichen eines Edelgases (2 e– bzw. 8 e– ) wird immer
eine neue Schale begonnen.
7.1. Atombau und Atomgröße
-
Folie
-
Atomradien
Innerhalb einer Gruppe nimmt die Zahl der Schalen von oben
nach unten zu; demzufolge wird das Atom immer voluminöser.
Innerhalb einer Periode nimmt zwar die Zahl der Elektronen
zu, die Anzahl der Schalen bleibt aber gleich; die Zunahme der
Kernladung führt daher zu einer Abnahme des Atomradiuses
von links nach rechts.
7.2. Die LEWIS-Schreibweise
Um die Valenzelektronenzahl bildlich darzustellen, hat sich die
sogenannte LEWIS-Schreibweise eingebürgert. Dabei deutet man
Elektronen als Punkte und ‚Elektronenpaare‘ als Striche an, die
man um das Elementsymbol (= Atomrumpf, also Atomkern und
Innenelektronen) herumschreibt.
einfach besetzte Kugelwolke/Orbital
doppelt besetzte Kugelwolke/Orbital
HausAufgabe
HA
Beispiele:
H
He
Li
O
ArbeitsBlatt
AB
LEWIS-Schreibweise/Kugelwolkenmodell:
Der Atombau – 21
„Hotel Elektronenschale“
s –
p –
d –
f –
…–
super
perfekt
dunkel
feucht
…
5
5
5
4f
4f
4f
3 dx2-y2
3 dxz
5f
5
5
4f
4f
5
5
4f
5
4f
2 py
3 dxy
5
5f
3 dz2
4 dxz
5f
4 dxy
5f
3 py
2 px
1s
2 pz
4 py
5 dxy
3 px
4 px
4s
5 py
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
s –
p –
d –
f –
…–
5 px
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d 4f
5d 5f
6d 6f
…
sharp
principal
diffuse
fundamental
…
3s
4 dx2-y2
3 dyz
5f
5f
4 dz2
2s
5 dxz
5f
3 pz
5 dx2-y2
4 dyz
4 pz
5 dz2
5 dyz
5s
5 pz
5…
6…
Elektronenanordnung beim Eisen
26Fe
Der Atombau – 22
Atomradien
(der ersten 20 Elemente)
200
in 10-12 m = pm
K
Ca
Na
150
Mg
Li
Be
Al
Si
100
B
C
50
N
O F
P
S
Cl
Ar
Ne
H
He
Ordnungszahl
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20
Lit.: RÖMPP: Chemie Lexikon, 9. Aufl.; Thieme-Verlag Stuttgart — Datei: Ionisierungsenergien.xls
Der Atombau – 23
Chemie
Atombau
AB:
Die LEWIS-Schreibweise
Element
Ordnungszahl: Z
Atomsymbol
Valenzelektronen
LEWISSchreibweise
Wasserstoff
1
H
1
H
Helium
2
He
2
He
Lithium
3
Li
1
Li
Beryllium
4
Be
2
Be
Bor
5
B
3
B
Kohlenstoff
6
C
4
C
Stickstoff
7
N
5
N
Sauerstoff
8
O
6
O
Fluor
9
F
7
F
Neon
10
Ne
8
Ne
Natrium
11
Na
1
Na
Magnesium
12
Mg
2
Mg
Aluminium
13
Al
3
Al
Silicium
14
Si
4
Si
Phosphor
15
P
5
P
Schwefel
16
S
6
S
Chlor
17
Cl
7
Cl
Argon
18
Ar
8
Ar
Kalium
19
K
1
K
Calcium
20
Ca
2
Ca
Achtung: hier stehen noch 10 Nebengruppenelemente dazwischen
Gallium
31
Ga
3
Ga
Germanium
32
Ge
4
Ge
Arsen
33
As
5
As
Selen
34
Se
6
Se
Brom
35
Br
7
Br
Krypton
36
Kr
8
Kr
Rubidium
37
Rb
1
Rb
Fragen:
Worin stimmen die Elektronenhüllen der Elemente einer Periode überein? Wo nicht?
Worin stimmen die Elektronenhüllen der Elemente einer Gruppe überein? Wo nicht?
Der Atombau – 24
– Atombau und chemische Egenschaften
– Edelgasregel und Wertgkeit
Themen/Lernziele:
Frage 1:
Wdh.
Kontrolle der HA
-
gleiche Anzahl an inneren Schalen,
innere Schalen haben alle die gleiche Anzahl an Elektronen,
äußerste Elektronenschale ist mit unterschiedlich vielen
Elektronen besetzt.
Frage 2:
-
gleiche Anzahl an Elektronen in der äußersten Schale (= die
Zahl der Valenzelektronen ist gleich),
unterschiedlich viele innere Schalen.
7.3. Atombau und chemische Eigenschaften
Wdh.
Die Gemeinsamkeit der Elemente einer Gruppe (z.B. der Alkalimetalle) ist in ihrer übereinstimmenden Anzahl von Valenzelektronen begründet. Diese Anzahl bestimmt das chemische
Verhalten offenbar ganz entscheidend (z. B. Reaktionsfreudigkeit,
Metall- oder Nichtmetallcharakter, Wertigkeit).
7.4. Edelgasregel
?
Wieso reagieren
Edelgase nicht
!
!
neuer Begriff
Die Elektronenverteilung der Edelgase (8 Valenzelektronen bzw.
2 bei He) zeichnet sich durch eine besondere Stabilität aus. Bei
chemischen Reaktionen sind daher alle Atome bestrebt, durch
Aufnahme bzw. Abgabe von Elektronen eine edelgasähnliche
Struktur der Atomhülle zu erreichen.
(Beispiele: Alkalimetalle: Abgabe eines Valenzelektrons. Erdalkalimetalle: Abgabe von zwei VE. Halogene: Aufnahme von einem VE)
Na
Na+ + e–
Mg
Mg2+ + 2 e–
Cl + e–
Cl–
Reaktionsfähigkeit
Je leichter ein Element die Edelgaskonfiguration erreichen kann,
desto reaktiver ist es. Alkalimetalle und Halogene sind die reaktionsfähigsten Elementgruppen. (Vgl. Cs und F)
Metall oder Nichtmetall
Halbmetalle, H, C
Metalle sind diejenigen Elemente, die eher Valenzelektronen abgeben um Edelgaskonfiguration zu erreichen (VE-Zahl < 4), Nichtmetalle sind Elemente die eher Elektronen aufnehmen (VE-Zahl > 4).
Wertigkeit
Bisher: Anzahl der H-Atome, die ersetzt
oder gebunden werden können
Die Wertigkeit kann aus der Valenzelektronenzahl abgelesen
werden: Die maximale Wertigkeit eines Elements entspricht der
gesamten Valenzelektronenzahl (also auch der Gruppennummer),
die häufigste Wertigkeit ergibt sich aus dem ‚kürzesten‘ Weg
zur Edelgasstruktur.
Bsp.: Verbindungsformeln:
NaCl
Na2O
MgCl2
MgO
Al2O3
Der Atombau – 25
Chemie
Atombau
AB:
Die Edelgasregel
7.3. Atombau und chemische Eigenschaften
Die Gemeinsamkeit der Elemente einer Gruppe (z.B. der Alkalimetalle) ist in ihrer übereinstimmenden Anzahl von Valenzelektronen begründet. Diese Anzahl bestimmt das
chemische Verhalten offenbar ganz entscheidend (z.B. Reaktionsfreudigkeit, Metall- oder
Nichtmetallcharakter, Wertigkeit).
7.4. Edelgasregel
Die Elektronenverteilung der Edelgase (8 Valenzelektronen bzw. 2 bei He) zeichnet sich
durch eine besondere Stabilität aus. Bei chemischen Reaktionen sind daher alle Atome
bestrebt, durch Aufnahme bzw. Abgabe von Elektronen eine edelgasähnliche Struktur
der Atomhülle zu erreichen. (Beispiele: Alkalimetalle: Abgabe eines Valenzelektrons. Erdalkalimetalle: Abgabe von zwei VE. Halogene: Aufnahme von einem VE)
Na
Na+ + e-
Mg
Mg2+ + 2 e-
Cl + e-
Cl-
Reaktionsfähigkeit
Je leichter ein Element die Edelgaskonfiguration erreichen kann, desto reaktiver ist es.
Alkalimetalle und Halogene sind die reaktionsfähigsten Elementgruppen. (Vgl. Cs u. F)
Metall oder Nichtmetall
Metalle sind diejenigen Elemente, die eher Valenzelektronen abgeben um Edelgaskonfiguration zu erreichen (VE-Zahl < 4), Nichtmetalle sind Elemente die eher Elektronen
aufnehmen (VE-Zahl > 4).
Wertigkeit
Die Wertigkeit kann aus der Valenzelektronenzahl abgelesen werden: Die maximale
Wertigkeit eines Elements entspricht der gesamten Valenzelektronenzahl (also auch der
Gruppennummer), die häufigste Wertigkeit ergibt sich aus dem ‚kürzesten‘ Weg zur
Edelgasstruktur.
Bsp.: Verbindungsformeln:
NaCl
Na2O
MgCl2
MgO
Al2O3
Der Atombau – 26
Chemie
Atombau
AB:
Atomhülle - LEWIS - Edelgasregel
7. Der Aufbau d. Atomhülle - Grundlage d. Periodensystems 7.3. Atombau und chemische Eigenschaften
- Von einem Element zum nächsten erhöht sich die
Protonenzahl im Kern um 1 und damit auch die
Elektronenzahl.
- Das hinzukommende Elektron wird (bei den
Hauptgruppenelementen) immer in die jeweils äußerste Schale eingebaut, die noch nicht vollständig
besetzt ist.
- Zuerst werden alle Kugelwolken (Orbitale) jeweils
nur mit einem Elektron besetzt (Elektronen sind
negativ geladen und stoßen sich deshalb ab).
- Nach Erreichen eines Edelgases (2 e – bzw. 8 e – )
wird immer eine neue Schale begonnen.
Die Gemeinsamkeit der Elemente einer Gruppe (z.B.
der Alkalimetalle) ist in ihrer übereinstimmenden Anzahl von Valenzelektronen begründet. Diese Anzahl
bestimmt das chemische Verhalten offenbar ganz
entscheidend (z. B. Reaktionsfreudigkeit, Metall- oder
Nichtmetallcharakter, Wertigkeit).
7.4. Edelgasregel
Die Elektronenverteilung der Edelgase (8 Valenzelektronen bzw. 2 bei He) zeichnet sich durch eine
besondere Stabilität aus. Bei chemischen Reaktionen
sind daher alle Atome bestrebt, durch Aufnahme bzw.
Abgabe von Elektronen eine edelgasähnliche Struktur
der Atomhülle zu erreichen.
7.1. Atombau und Atomgröße
(Beispiele: Alkalimetalle: Abgabe eines Valenzelektrons.
- Innerhalb einer Gruppe nimmt die Zahl der Schalen
Erdalkalimetalle: Abgabe von zwei Valenzelektronen.
von oben nach unten zu; demzufolge wird das Atom
Halogene: Aufnahme von einem Valenzelektron)
immer voluminöser.
Na+ + e –
Na
- Innerhalb einer Periode nimmt zwar die Zahl der
Elektronen zu, die Anzahl der Schalen bleibt aber
Mg2+ + 2 e –
Mg
gleich; die Zunahme der Kernladung führt daher zu
Cl–
Cl + e –
einer Abnahme des Atomradiuses von links nach
rechts.
Reaktionsfähigkeit
200
K
Atomradien (der ersten 20 Elemente)
in 10
-12
m = pm
Ca
Na
150
Mg
Li
Be
Al
Si
100
B
C
50
N
O F
P
S
Cl
Ar
Ne
H
He
Ordnungszahl
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20
7.2. Die LEWIS-Schreibweise
Um die Valenzelektronenzahl bildlich darzustellen,
hat sich die sogenannte LEWIS-Schreibweise eingebürgert. Dabei deutet man Elektronen als Punkte und
‚Elektronenpaare‘ als Striche an, die man um das Elementsymbol (= Atomrumpf, also Atomkern und Innenelektronen) herumschreibt.
Beispiele:
H He Li
O
Je leichter ein Element die Edelgaskonfiguration erreichen kann, desto reaktiver ist es. Alkalimetalle und
Halogene sind die reaktionsfähigsten Elementgruppen.
(Vgl. Cäsium - Cs und Fluor - F)
Metall oder Nichtmetall
Metalle sind diejenigen Elemente, die eher Valenzelektronen abgeben um Edelgaskonfiguration zu erreichen
(Valenzelektronen-Zahl < 4), Nichtmetalle sind Elemente die eher Elektronen aufnehmen (ValenzelektronenZahl > 4).
Wertigkeit
Die Wertigkeit kann aus der Valenzelektronenzahl
abgelesen werden: Die maximale Wertigkeit eines
Elements entspricht der gesamten Valenzelektronenzahl (also auch der Gruppennummer), die häufigste
Wertigkeit ergibt sich aus dem ‚kürzesten‘ Weg zur
Edelgasstruktur.
Ionenverbindungen
Vergleicht man die Anzahl der Elektronen, die zum
Erreichen der Edelgaskonfiguration abgegeben bzw.
aufgenommen werden müssen, lässt sich die Formel
einer Verbindung bestimmen (vgl. auch nächste Unterrichtseinheit).
Bsp.: Verbindungsformeln:
NaCl Na2O MgCl2 MgO Al2O3
Der Atombau – 27