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Periodensystem, Atommodelle und Atombau
Modulbeschreibung
Schularten:
Fächer:
Zielgruppen:
Autor:
Zeitumfang:
Gymnasium; Realschule
Chemie (Gym); Fächerverbund Naturwissenschaftliches
Arbeiten (RS)
10 (Gym), 8 (RS)
Joachim Drosdzol
Acht Stunden
Die Unterrichtseinheit ist in drei Sequenzen untergliedert:
1. Das Periodensystem der Elemente
2. Atombau und das Atommodell von Rutherford
3. Schalenmodell der Atomhülle.
Im Unterrichtsgang wird ein Atommodell erarbeitet, mit dessen Hilfe die Einordnung der
Hauptgruppenelemente im Periodensystem erklärbar werden. Damit werden die
Voraus-setzungen geschaffen zur Erklärung der chemischen Bindung.
Vorauszusetzende Kompetenzen fachlich:
Die Schülerinnen und Schüler können ein sinnvolles Ordnungsschema zur Einteilung
der Stoffe erstellen (Stoff, Stoffgemisch, Element, Verbindung, Metall, Nichtmetall) und
können das Teilchenmodell zur Erklärung von Aggregatzuständen usw. anwenden. Sie
wissen, dass ähnliche chemische Elemente in Elementgruppen zusammengefasst
werden.
Vorauszusetzende Kompetenzen methodisch:
Beschreiben von Abbildungen; Arbeiten mit Modellen; Erstellen und Auswerten von
Diagrammen; allgemein Informationen beschaffen und verarbeiten.
Ergebnissicherung/Leistungsmessung:
Tafelanschrieb, Arbeitsblätter, Auswertung von Materialien, Klassenarbeit.
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Periodensystem, Atommodelle und Atombau
Unterrichtsverlauf
1. und 2. Stunde – Begriffe "Element" und
"Verbindung"
Da im Weiteren auf dem Elementbegriff aufgebaut wird, werden zu Beginn die Begriffe
"Element" und "Verbindung" aus der vorangegangenen Klassenstufe wiederholt. Hierzu
werden den Schülerinnen und Schülern folgende aus der vorangegangenen
Klassenstufe bekannte Verbindungen und Elemente vorgestellt:
Verbindung:
•
•
•
•
•
MgO
FeS2
H 2O
CuO
Cu2O
Dazu enthaltene Elemente:
•
•
•
•
•
Mg und O
Fe und S
H und O
Cu und O
Cu und O
Ein Vergleich der genannten Verbindungen mit den darin enthaltenen Elementen zeigt,
dass Verbindungen ganz andere Eigenschaften besitzen als ihre Ausgangselemente.
Verbindungen lassen sich außerdem, zum Beispiel durch Energiezufuhr, wieder in ihre
Elemente zerlegen. Elemente hingegen können nicht mehr in andere Stoffe aufgetrennt
werden. Die im Klassengespräch erarbeiteten bzw. wiederholten Begriffe werden
abschließend zur Ergebnissicherung im Tafelanschrieb festgehalten.
Kriterien einer Einteilung der Elemente: Da die Schülerinnen und Schüler selbst eine
Einteilung der Elemente im Periodensystem erarbeiten sollen, wird zunächst darauf
verzichtet, ein fertiges Periodensystem, zum Beispiel in Form einer Wandtafel, als
Anschauungsmaterial zu verwenden.
Ausgehend von den oben schon genannten chemischen Elementen nennen die
Schülerinnen und Schüler im Klassengespräch weitere ihnen bekannte Elemente, die
ebenfalls ins Tafelbild übernommen werden. Von der Lehrperson wird nun
daraufhingewiesen, dass in der Chemie mittlerweile über hundert Elemente bekannt
sind. Daraus leitet sich die Notwendigkeit ab, diese vielen Elemente in einem
übersichtlichen System einzuordnen. Im Klassengespräch lassen sich dafür folgende
Kriterien erarbeiten:
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Periodensystem, Atommodelle und Atombau
a) Unterscheidung Metalle – Nichtmetalle:
Metalle: Mg, Cu, Zn, Na ......
Nichtmetalle: O, S, H, N ....
b) Einteilung nach Elementfamilien, zum Beispiel Alkalimetalle, Halogene
c) Sortieren nach Atommassen: 1H 4He 6,9Li usw., wobei die Werte für die Atommassen
von der Lehrkraft vorgegeben werden.
Die erarbeiteten Kriterien einer sinnvollen "Sortierung" der chemischen Elemente werden
als Tafelanschrieb festgehalten.
Erstellen einer Tabelle der Elemente: Auf der Folie 1.1 "Anordnung der chemischen
Elemente – Folie" (für die Schülerinnen und Schüler zur Bearbeitung das Arbeitsblatt
"Anordnung der chemischen Elemente") sind einige Elemente in alphabetischer
Reihenfolge ausgewählt. Zunächst wird im Klassengespräch die Zugehörigkeit der
einzelnen Elemente zu einer Elementfamilie erarbeitet. Dabei werden die Elemente einer
Familie von den Schülerinnen und Schülern auf ihrem Arbeitsblatt jeweils in gleicher
Weise markiert. Danach können die Schülerinnen und Schüler in Gruppenarbeit
Lösungsvorschläge für die Einordnung der Elemente in die vorgegebene Tabelle
erstellen, wobei die im Tafelbild oben aufgeführten Kriterien für die Einteilung der
Elemente Berücksichtigung finden sollen. Die Schülerinnen und Schüler stellen nun ihre
Lösungsvorschläge an der Tafel vor und begründen sie. Im Klassengespräch werden
anschließend die gefundenen Lösungen miteinander verglichen.
Mögliche Lösungen für die gestellte Aufgabe können aber auch mit Hilfe von Folie 1.2
"Möglichkeiten der Anordnung der chemischen Elemente" aufgezeigt und verglichen
werden. Dabei entspricht Möglichkeit 2 auf der Folie dem üblichen Schema der
Darstellung der chemischen Elemente im sogenannten Periodensystem. Zur
Veranschaulichung kann jetzt beispielsweise eine Wandtafel mit dem Periodensystem zur
Anwendung kommen.
Im Klassengespräch lässt sich nun herausfinden, dass die Einteilung der Elemente in
diesem Periodensystem folgenden Kriterien entspricht:
•
•
•
•
Die Elemente einer Gruppe stehen untereinander.
Elemente mit gleicher Wertigkeit (falls dieser Begriff schon eingeführt wurde)
stehen untereinander.
Metalle (links in der Tabelle), stehen den Nichtmetallen (rechts in der Tabelle)
gegenüber.
Auch der Wasserstoff wird in eine Gruppe (Alkalimetalle) eingebaut, mit deren
Elementen er zwar auf den ersten Blick keine Ähnlichkeiten besitzt. Allerdings kann
Wasserstoff unter sehr hohem Druck durchaus metallische Eigenschaften
annehmen ("metallischer Wasserstoff"). Als solcher ist er zum Beispiel im Kern des
Planeten Jupiter vorhanden.
Periodensystem der Elemente: Die eben erarbeitete Möglichkeit der Anordnung der
Elemente (2. Möglichkeit der Anordnung der Elemente nach Folie 1.2) weist aber
scheinbar einen Fehler auf. Sie stellt nämlich in einem Falle keine exakte Sortierung der
Elemente nach steigender Atommasse dar. Bei einer Anordnung nach steigender
Atommasse müsste nämlich Kalium (39,1 u) vor Argon (39,9 u) und nicht hinter Argon
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stehen. Damit würde sich Kalium aber unter den Edelgasen und Argon unter den
Alkalimetallen befinden. Dies würde aber dem Prinzip widersprechen, dass in einer
Elementgruppe nur chemisch ähnliche Elemente stehen dürfen. Für die Reihenfolge der
Elemente ist also die Atommasse nicht das entscheidende Kriterium, da das
Ordnungsprinzip der chemischen Verwandtschaft wichtiger ist. Um aber die Reihenfolge
der Elemente eindeutig festlegen zu können, wurde für jedes Element eine sogenannte
Ordnungszahl definiert, die zusätzlich zur Atommasse eines Elements angegeben wird.
In der Tabelle von Folie 1.3 "Hauptgruppen des Periodensystems" bzw. dem
Arbeitsblatt "Hauptgruppen des Periodensystems" ist demzufolge für jedes Element
unter der Atommasse auch die Ordnungszahl gesetzt.
Man erkennt, dass bei dieser Reihenfolge in der Tabelle Elemente periodisch
wiederkehren, die ähnliche Eigenschaften aufweisen, also zur gleichen Elementgruppe
gehören. Man bezeichnet folglich die Zusammenfassung der chemischen Elemente in
einer derartigen Tabelle als "periodisches System der Elemente" oder kurz als
"Periodensystem". Im Periodensystem zählt man die Zeilen (Perioden) mit arabischen
Zahlen und die Spalten (Elementgruppen) mit römischen Zahlen durch.
Eine genauere Begründung für die Einführung der Ordnungszahl ist hier allerdings
noch nicht möglich. Den Schülerinnen und Schülern wird einfach mitgeteilt, dass erst
eine Vertiefung des Wissens über den Bau der Atome zu einer genauen Definition der
Ordnungszahl führen wird.
Im Periodensystem von Folie 1.3 sind die Metalle grau markiert. Die Schülerinnen und
Schüler sollen in ihrem Arbeitsblatt diese Markierung der Metalle übernehmen. Auch
wenn das vorliegende Periodensystem mit den Hauptgruppen noch unvollständig ist, so
ist doch schon erkennbar, dass die aufgeführten Elemente im Periodensystem nach links
unten mehr metallische Eigenschaften und nach rechts oben mehr nichtmetallische
Eigenschaften aufweisen.
Wichtige Metalle, wie Kupfer, Silber, Gold, Zink usw. werden hier noch nicht aufgeführt.
Diese kommen vielmehr in den sogenannten Nebengruppen des Periodensystems vor,
auf die später noch etwas genauer eingegangen werden wird.
3. bis 5. Stunde – Atommodell
Atommodell von DALTON (1803): Zum Verständnis der Stoffeigenschaften der Elemente
ist es notwendig, das Wissen über den Bau der Atome zu vertiefen. Aus dem
Chemieunterricht der vorhergehenden Klassenstufe ist den Schülerinnen und Schülern
bekannt, dass Atome so klein sind, dass man sie auch mit den besten Mikroskopen nicht
direkt betrachten kann. Zahlreiche Eigenschaften der Atome lassen sich aber messen
oder mathematisch berechnen. Auf der Grundlage der mess- oder berechenbaren
Eigenschaften verwendet man nun vereinfachende bildliche Darstellungen (Modelle), um
die nicht sichtbare Wirklichkeit zu erklären. Ein sehr einfaches Modell ist das den
Schülerinnen und Schülern vertraute Modell von DALTON (1803), das nun mit Hilfe von
Folie 2.1 "Atommodell von Dalton") wiederholt wird. Im Klassengespräch wird zunächst
herausgestellt, dass dieses Modell sehr einfach und einprägsam ist. Anschließend wird die
Frage aufgeworfen, was das Atommodell von DALTON für die Chemie leistet. Können
wir zum Beispiel mit seiner Hilfe die Eigenschaften der Elemente und ihre Stellung im
PSE erklären?
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Periodensystem, Atommodelle und Atombau
Das Ergebnis des Klassengesprächs wird als Tafelanschrieb zusammengefasst:
Atome sind auch mit Mikroskopen nicht sichtbar. Zu ihrer Beschreibung verwendet man
Modelle, die auf der Grundlage der messbaren oder berechenbaren Eigenschaften der
Atome erstellt werden. Ein sehr einfaches Atommodell ist das von DALTON aus dem
Jahre 1803.
Das Atommodell von Dalton erklärt:
•
•
•
•
Atombegriff: ja
Atommassen: ja
Ordnungszahlen: ja
Elementeigenschaften: nein
Es zeigt sich also, dass das Modell von DALTON nicht ausreicht, die Eigenschaften der
Atome zu beschreiben. Außerdem weist dieses Modell noch einen weiteren gravierenden
Mangel auf: Es erklärt nämlich nicht, warum sich Stoffe elektrisch aufladen bzw. warum
sie den elektrischen Strom leiten können.
Grundbegriffe aus der Elektrizitätslehre: Zunächst ist es wichtig, die Schülerinnen und
mit den wichtigsten Grundbegriffen aus der Elektrizitätslehre vertraut zu machen bzw.
diese Begriffe zu wiederholen. Zur Demonstration elektrischer Phänomene ist zum
Beispiel die Influenzmaschine gut geeignet, die wohl in den meisten Physiksammlungen
vorhanden ist.
Das Drehen der Kurbel der Influenzmaschine führt zu einer gegenläufigen Drehung der
beiden Drehscheiben. Durch sogenannte Influenzeffekte laden sich dabei die beiden
Drehscheiben entgegengesetzt auf, wobei es zu einer Ladungsübertragung auf die
beiden Metallkugeln kommt. Wenn die Spannung zwischen den Kugeln groß genug ist,
kommt es zu Blitzentladungen (Folie 2.2 "Influenzmaschine") (zur genauen Erklärung
der Funktionsweise siehe die URL "Influenzmaschine").
Diese elektrische Aufladung ist in Wirklichkeit eine Ladungstrennung, da ursprünglich,
das heißt im neutralen Zustand, auf jeder Kugel gleich viele negative und positive
Ladungsträger vorhanden waren (Folie 2.3 "Ladungen an der Influenzmaschine").
Durch die Ladungstrennung erhält eine der beiden Kugeln einen positiven
Ladungsüberschuss (wird "positiv") und die andere einen negativen Ladungsüberschuss
(wird "negativ"). Kommt es nun zu einem Ladungsausgleich (zum Beispiel über Funken)
werden beide Kugeln wieder neutral.
Für die weiteren Überlegungen ist es wichtig, die Polarität der beiden Kugeln zu
bestimmen.
Dies kann sowohl mit Hilfe eines speziellen Prüfgerätes als auch mit einer Glimmlampe
erfolgen (Folie 2.4 "Polbestimmung"). Dabei darf die Influenzmaschine nicht zu stark
aufgeladen werden, damit keine schmerzhafte Entladung über die sich nähernde Hand
erfolgt.
Bei der Verwendung des Prüfgerätes wird erst die linke, dann die rechte Kugel der
Influenzmaschine mit der Kugel des Prüfgerätes berührt. Das Prüfgerät zeigt dann die
jeweilige Aufladung der Kugeln an.
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Periodensystem, Atommodelle und Atombau
Bei der Verwendung einer Glimmlampe ist zu beachten, dass eine Glimmlampe immer an
dem Ende glüht, das mit negativer Ladung in Berührung kommt. In Folie 2.4
beispielsweise leuchtet die Glimmlampe an der Seite, die mit der linken Kugel der
Influenzmaschine verbunden ist. Das bedeutet, dass die linke Kugel der abgebildeten
Influenzmaschine negativ geladen ist. Wird eine über den Körper geerdete Glimmlampe
aber an eine positiv geladene Kugel gehalten, so leuchtet die entgegengesetzte
Glimmlampenseite auf, weil von der Erde negative Ladung "nachfließt", um die positive
Ladung zu neutralisieren.
Vereinfachend lässt sich dieses Verhalten der Glimmlampe damit erklären, dass nur die
negative Ladung beweglich ist, da es sich bei der negativen Ladung um sehr kleine,
bewegliche Teilchen handelt, die sogenannten Elektronen. Hingegen handelt es sich bei
der positiven Ladung um Ladungsträger, die in den Atomen der Stoffe "fest eingebaut"
und daher unbeweglich sind.
Die obere Abbildung von Folie 2.5 ("Glimmlampe/Stromkreis") zeigt, wie die
beweglichen Elektronen ihre Elektrode verlassen können. Sie treffen dabei auf die
Neonatome der Gasfüllung, die dabei zum Leuchten angeregt werden.
Auch in einem elektrischen Stromkreis fließen nur die negativen Ladungsträger, also die
Elektronen, die durch eine "Elektronenpumpe" (Netzgerät oder Batterie) durch den
Stromkreis gepumpt werden. Zur Verdeutlichung kann hier ein einfacher Stromkreis aus
Batterie, Drähten und Birnchen aufgebaut werden (siehe unteren Teil von Folie 2.5:
"Glimmlampe/Stromkreis").
Atommodell von THOMSON: Mit diesem Modell aus dem Jahr 1903 wurden die
Erkenntnisse aus der Elektrizitätslehre aufgegriffen und das Modell von Dalton
entsprechend verändert (siehe Folie 2.6 "Atommodell von Thomson"). Positive Ladung
ist nach THOMSON in den Atomen gleichmäßig verteilt, fest eingebaut und daher
unbeweglich. Auch die Masse des Atoms ist diffus verteilt. Demgegenüber ist die
negative Ladung (Elektronen) in den Atomen beweglich. Sie kann daher auch nach außen
abgegeben oder von außen aufgenommen werden.
Abschließend wird das Modell von THOMSON mit den Grundbegriffen der
Elektrizitätslehre kurz an der Tafel skizziert.
Streuversuch von RUTHERFORD: Um Genaueres über die Verteilung von Masse und
Ladung im Atom zu erfahren, hatte der Physiker Ernest RUTHERFORD 1910 die Idee,
die Atome einer sehr dünnen Goldfolie mit den von ihm entdeckten sogenannten
alpha-Strahlen zu beschießen; alpha-Strahlen werden von vielen radioaktiven Stoffen (zum
Beispiel Radium) abgegeben. Sie sind schnell fliegende Heliumatome, denen zwei
Elektronen fehlen und die daher zweifach positiv geladen sind. Für seinen Versuch
brachte RUTHERFORD ein radioaktives Präparat (die Quelle der alpha-Strahlen) in
einem Bleiblock unter, der aus einer engen Öffnung die Strahlen nur in Richtung der
Goldfolie als Strahlenbündel durchließ (Folie 2.7 a"Versuch von Rutherford –
Versuchsaufbau"). Da alpha-Strahlen von den Molekülen der Luft abgebremst werden,
musste der Versuch im Vakuum durchgeführt werden.
Nach der Erläuterung durch die Lehrkraft beschriften die Schülerinnen und Schüler ihr
Arbeitsblatt "Versuch von Rutherford – Versuchsaufbau".
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RUTHERFORD und seine Mitarbeiter erwarteten, dass bei ihrem Versuch die Strahlen
weitgehend unverändert und fast ohne Richtungsänderung die sehr dünne Goldfolie
passieren müssten. Bei ihren Überlegungen waren sie nämlich von THOMSONS
Atommodell ausgegangen. Danach sollten alpha-Teilchen mit ihrer großen
Bewegungsenergie Goldatome leicht durchdringen können, weil nach diesem Modell die
Masse der Atome auf ein großes Volumen verteilt ist. Die Atome bieten somit den
schnellen alpha-Teilchen kein richtiges Hindernis (Folie 2.7 b "Versuch von Rutherford
– theoretische Vorhersage").
Dementsprechend müssten also die meisten alpha-Teilchen geradlinig oder nur wenig
gestreut die Goldfolie passieren und so auf einem dahinterliegenden Zinksulfidschirm als
Lichtblitze zu registrieren sein Folie 2.7 "Versuch von Rutherford –
erwartetes/tatsächliches Messergebnis").
Die Schülerinnen und Schüler beschriften nun das Arbeitsblatt "Versuch von
Rutherford – erwartetes Messergebnis".
Anschließend wird der Klasse das tatsächliche Messergebnis präsentiert (Folie 2.7 c).
Zwar passierte der größte Teil der Strahlen tatsächlich – wie vorhergesagt – fast ohne
Ablenkung die Goldfolie. Manche alpha-Teilchen wurden aber viel stärker abgelenkt
(gestreut) als erwartet und einige wenige prallten sogar von der Folie ab. RUTHERFORD
musste sehr überrascht gewesen sein, als ein Mitarbeiter ihm dieses unerwartete
Messergebnis präsentierte.
Die Schülerinnen und Schüler vermerken anschließend das Ergebnis des
Rutherfordversuchs im Arbeitsblatt "Versuch von Rutherford – tatsächliches
Messergebnis" und diskutieren, wie dieses Ergebnis zu interpretieren ist. Dabei wird
herausgearbeitet, dass die Atome der Goldfolie die alpha-Teilchen stärker als erwartet
beeinflussen. Folie 2.7 d "Versuch von Rutherford – Versuchsergebnis" verdeutlicht
diese Aussage. Von der Lehrkraft wird dann darauf hingewiesen, dass man auch im
Forschungsteam um RUTHERFORD verwundert war, wie stark manche alpha-Teilchen
durch die Atome der Goldfolie abgelenkt wurden. Die alpha-Teilchen mussten dabei von
Teilchen beeinflusst worden sein oder mit Teilchen zusammengestoßen sein, die eine
wesentlich größere Masse als sie selbst besitzen. Da diese physikalischen Vorgänge mit
dem Atommodell von THOMSON nicht erklärt werden können, musste das Forscherteam
anhand der Messwerte ein neues Atommodell berechnen.
Das Atommodell nach RUTHERFORD: Diese Berechnungen führten zu der Annahme,
dass es nur dann zu der beobachteten Ablenkung bzw. Rückstreuung von
alpha-Teilchen kommen kann, wenn praktisch die gesamte Masse und die gesamte
positive Ladung der Goldatome in einem kleinen Zentralbereich konzentriert ist. Diesen
Bereich bezeichnete RUTHERFORD als Atomkern. Der positiv geladene Atomkern ist
dann zum Ladungsausgleich von den negativ geladenen Elektronen umgeben, die
praktisch masselos sind. Die Elektronen bewegen sich dabei in einem Bereich, dessen
Radius 10 000 mal größer als der Kernradius ist und Atomhülle genannt wird, wobei der
Raum zwischen den Elektronen leer sein muss. Somit kann erklärt werden, dass die
meisten der alpha-Teilchen, die im Versuch von RUTHERFORD die Goldfolie
durchdringen, nicht abgelenkt werden, weil sie überhaupt nicht auf einen Kern treffen.
Jedoch werden diejenigen der positiv geladenen alpha-Teilchen, die dem ebenfalls
positiven Kern zu nahe kommen, stark abgelenkt. Stoßen sie direkt auf den Atomkern,
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Periodensystem, Atommodelle und Atombau
prallen sie sogar zurück (Folie 2.7 e "Folgerungen aus dem Versuch von Rutherford"
).
Des Weiteren nahm Rutherford an, dass die Elektronen auf beliebigen Bahnen um den
Kern kreisen, was verhindert, dass sie auf den Kern stürzen ("Planeten-Bahnen"). Im
Übrigen machte er keine genaueren Angaben über die Bahnen und den Aufenthalt der
Elektronen.
Das Modell, das von Rutherford, seinen Mitarbeitern und Kollegen entwickelt wurde, wird
auch als Kern-Hülle-Atommodell bezeichnet (Folie 2.8: Atommodell von Rutherford –
Kern-Hülle-Modell ).
Zur Ergebnissicherung der erarbeiteten Sachverhalte beschriften die Schülerinnen und
Schüler das Atommodell im Arbeitsblatt "Atommodell von Rutherford –
Kern-Hülle-Modell" .
Bausteine der Atome: Weitere Forschungen ergaben, dass auch der Atomkern aus
einzelnen Teilchen besteht. Zunächst erkannte man, dass im Atomkern sogenannte
Protonen vorkommen. Sie tragen jeweils eine positive Ladung und besitzen die Masse 1
u.
Später entdeckte man, dass im Atomkern auch neutrale Teilchen existieren, die ebenfalls
die Masse 1 u besitzen und als Neutronen bezeichnet werden.
Atome sind also nicht unteilbar. Protonen, Neutronen und Elektronen sind die "Bausteine"
der Atome.
Die Schülerinnen und Schüler vervollständigen nun entsprechend der Folie 2.8
(Abschnitt: "Bestandteile der Atome“) ihr Arbeitsblatt "Atommodell von Rutherford –
Kern-Hülle-Modell" .
Berücksichtigt man den Aufbau eines Atomkerns aus Protonen und Neutronen, so
erweitert sich das Atommodell von RUTHERFORD. Am Beispiel des He-Atoms wird dies
mit der Klasse erarbeitet. Im Kern des He-Atoms mit der Masse 4 u (siehe Tafel mit dem
Periodensystem) befinden sich vier Kernteilchen, die auch als Nukleonen bezeichnet
werden. Dabei konnten die Forscher zeigen, dass es sich um zwei Protonen und zwei
Neutronen handelt, wie es in Folie 2.9 "Kern-Hülle-Modell – Protonen, Neutronen und
Elektronen" dargestellt wird. Zum Ladungsausgleich müssen dementsprechend zwei
Elektronen in der Atomhülle vorhanden sein. Die Protonenzahl entspricht dabei der
bereits erwähnten Ordnungszahl.
Zur Ergebnissicherung wird nun der Aufbau eines He-Atoms als Tafelskizze erstellt und
die neu eingeführten Begriffe im Tafelanschrieb festgehalten.
Die Schülerinnen und Schüler erhalten nun den Arbeitsauftrag, in Gruppen nach
gleichem Muster Skizzen für die Atome der Elemente Be, F und Na zu erarbeiten. Die
Ergebnisse werden anschließend an der Tafel verglichen. Dieser Arbeitsauftrag könnte
stattdessen aber auch Bestandteil einer Hausarbeit sein.
Isotope: Am Beispiel von Chlor (Atommasse laut Periodensystemtafel 35,5 u) ergibt sich
eine Schwierigkeit. Da nämlich jedes Nukleon ziemlich genau die Masse 1 u aufweist,
sollten die Atomgesamtmassen auch jeweils ganzzahlige Werte aufweisen. Dabei wird
vorausgesetzt, dass die Masse der Elektronen vernachlässigt werden kann (siehe Folie
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2.8).
Dieser Widerspruch klärt sich auf, wenn man die Massen einzelner Chloratome bestimmt.
Dabei findet man nämlich Chloratome mit der Masse 35 u (zu 75 %) und Chloratome mit
der Masse 37 u (zu 25 %). Es gibt also Chloratome mit unterschiedlichen Massen. Der
Wert von 35,5 u ist damit nur als Mittelwert dieser beiden "Sorten" von Cl-Atomen zu
verstehen. Worin unterscheiden sich aber die beiden "Sorten" von Cl-Atomen? Nach dem
bisher Gesagten unterscheiden sich die Atome der verschiedenen Elemente in ihrer
Ordnungszahl (= Protonenzahl). Daraus folgt, dass sich die beiden "Sorten" von
Cl-Atomen nicht in ihrer Protonenzahl, sondern nur in ihrer Neutronenzahl unterscheiden
können:
1735Cl hat 18 Neutronen und 1737Cl hat 20 Neutronen.
Diese beiden "Sorten" von Cl-Atomen sind chemisch völlig gleich. Sie unterscheiden sich
nur in ihrer Masse. Sie gehören dem gleichen Element, nämlich Chlor, an und stehen
somit an gleicher Stelle des Periodensystems (gr. isotopos = am gleichen Ort) und
werden daher als Isotope bezeichnet.
Diese im Klassengespräch erarbeiteten Sachverhalte werden nun im Tafelanschrieb
festgehalten.
Neben dem Chlor bestehen auch andere Elemente aus einem Gemisch von isotopen
Atomen (zum Beispiel Magnesium, Schwefel ...). Solche Elemente nennt man
Mischelemente. Die für ein Isotopengemisch ermittelte Atommasse stellt einen Mittelwert
dar. Dieser ergibt sich, wie beim Chlor schon gezeigt, aus der Atommasse der
Einzelatome und deren prozentualem Anteil am Isotopengemisch. Elemente wie
Beryllium und Fluor hingegen bestehen nur aus einer Atomsorte. Sie werden als
Reinelemente bezeichnet.
Überraschenderweise handelt es sich auch beim Wasserstoff um ein Mischelement.
Gewöhnlicher Wasserstoff besteht nämlich nicht nur aus 11H, sondern enthält noch 0,02
% 12H, das auch als Deuterium (gr. das Zweite, Symbol "D") bezeichnet wird. Daneben
kommt noch in winzigen Spuren 13H vor, das Tritium (gr. das Dritte, Symbol "T") genannt
wird.
Die im Klassengespräch neu erarbeiteten Sachverhalte werden ebenfalls im
Tafelanschrieb festgehalten.
6. bis 8. Stunde – Atommodell von Rutherford
Grenzen des Atommodells von Rutherford: Im Klassengespräch wird die Frage
aufgeworfen, was das Atommodell von Rutherford für die Chemie leistet. Kann es
beispielsweise erklären, warum 24He ein Edelgas, aber 36,9Li ein Metall ist? Warum ist
Sauerstoff reaktionsfreudig, das Nachbarelement Stickstoff hingegen sehr
reaktionsträge?
Ergebnis der Diskussion: Das Modell liefert eine Begründung für die unterschiedlichen
Ordnungszahlen und Atommassen der einzelnen Elemente . Es erklärt aber nicht deren
unterschiedliche chemischen Eigenschaften. Es erklärt auch nicht, wie die chemische
Bindung zwischen Atomen zustandekommt.
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Periodensystem, Atommodelle und Atombau
Anmerkung: Das Atommodell von Rutherford ist unzulänglich, weil die Atomhülle einfach
als Raum betrachtetet wird, in dem sich die Elektronen quasi frei bewegen können. Hier
fehlen genauere Angaben zum "Verhalten" der Elektronen.
Das Ergebnis der Diskussion wird als Tafelanschrieb in Tabellenform zusammengefasst:
Das Atommodell von Rutherford erklärt:
•
•
•
•
Atommassen: ja
Ordnungszahlen: ja
chemische Eigenschaften der Elemente: nein
chemische Bindung: nein
Anmerkung: Das Atommodell von Rutherford macht keine Angaben zum genauen Aufbau
der Atomhülle.
Elektronenabgabe von Atomen: Atome sind nach dem Modell von Rutherford nach außen
elektrisch neutral, wenn die Zahl der Protonen des Atomkerns der Zahl der Elektronen
entspricht. Zwischen der positiven Ladung des Kerns und der negativen Ladung der
Elektronen bestehen elektrische Anziehungskräfte, die verhindern, dass die Elektronen
die Atomhülle nach außen verlassen können. Die erste Hälfte von Folie 3.1"Ionisierung
von H-Atomen" zeigt am Beispiel des Wasserstoffatoms, wie sich positive Ladung
(Atomkern) und negative Ladung (Atomhülle) die Waage halten.
Führt man aber Wasserstoffgas Energie zu (zum Beispiel energiereiche Strahlung), so
können die Atome ihre Elektronen abgeben (zweite Hälfte von Folie 3.1). Das H-Atom
zeigt nun nur noch die Ladung des Atomkerns, es ist also positiv geladen:
Schreibweise:
H
(Energiezufuhr) ->
H+ + e-
Das H+-Teilchen wandert im elektrischen Feld in Richtung Minuspol. Es wird daher als
Ion (gr. das Wandernde) bezeichnet. Die Abspaltung eines Elektrons wird Ionisierung
genannt, wobei die Energie, die gerade ausreicht, um von einem Atom ein Elektron
abzutrennen, die sogenannte Ionisierungsenergie darstellt. Diese unterscheidet sich
zwischen den verschiedenen Atomsorten und wird zum Beispiel in MJ/mol angegeben.
Für Wasserstoffatome lässt sich ein Wert von 1,3 MJ/mol messen.
Zur Ergebnissicherung werden die eben besprochenen Vorgänge als Tafelanschrieb
festgehalten.
Beim nächsten Element des Periodensystems, dem Helium, können von dessen Atomen
zwei Elektronen abgetrennt werden (siehe Folie 3.2 "Ionisierung von He-Atomen").
Messungen ergaben, dass für die Abspaltung des zweiten Elektrons ein höherer
Energiebetrag aufgebracht werden muss als für die Abspaltung des ersten Elektrons.
Dies ist darauf zurückzuführen, dass ein einzelnes Elektron alleine der Ladung und
damit Anziehung der beiden Kernprotonen ausgesetzt ist. Die Energie zur Abspaltung
des ersten Elektrons wird als erste Ionisierungsenergie und die für die Abspaltung des
zweiten Elektrons als zweite Ionisierungsenergie bezeichnet.
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Periodensystem, Atommodelle und Atombau
Zur Ergebnissicherung werden alle neuen Sachverhalte dem obigen Tafelanschrieb
hinzugefügt.
Die Ionisierung von Li-Atomen: Die Ionisierungsenergien für die drei Elektronen des
Lithiums sind in Folie 3.3 a "Ionisierung von Li-Atomen"angegeben. Dabei fällt die
sprunghafte Zunahme der Ionisierungsenergie vom ersten zum zweiten Elektron auf.
Verdeutlicht wird dies noch durch die Tabelle in Folie 3.3 b "Vergleich der
Ionisierungsenergien“. Beim He ist der Wert für die zweite Ionisierungsenergie das
2,2fache des Wertes für die erste Ionisierungs-energie. Beim Li hingegen steigt der Wert
auf das 14fache an. Dies ist nur zu erklären, wenn man für die Elektronen
unterschiedliche "Aufenthaltsräume" annimmt (Folie 3.3 b): Elektronen, die näher am
Kern sind, werden dabei stärker festgehalten. Zu ihrer Abspaltung ist eine größere
Energiemenge nötig als zur Abspaltung kernfernerer Elektronen.
Zur Ergebnissicherung übernehmen die Schülerinnen und Schüler die Beschriftung der
Folie 3.3 b in den oberen Teil des Arbeitsblatts "Ionisierung von Li-Atomen und
Elektronenschalen".
Das Schalenmodell der Atomhülle: Die Lehrkraft gibt eine kurze Einführung zum
Schalenmodell der Atomhülle:
Das Atommodell von RUTHERFORD wurde von vielen Forschern weiterentwickelt.
Schon Niels BOHR postulierte 1913, dass sich die Elektronen nicht auf beliebigen
Bahnen in der Atomhülle bewegen können, sondern auf bestimmten, berechenbaren
Kreisbahnen den Kern umrunden. Diese These wurde durch die Erkenntnisse der Physik
und die Berechnung von Mathematikern untermauert und führte zum sogenannten
Orbitalmodell der Atomhülle. Im Unterricht verwendet man häufig ein vereinfachtes
("didaktisches") Modell, das sogenannte Schalenmodell (siehe die Sachinformation
"Schalenmodell der Atomhülle" ).
In diesem Modell sind um den Kern herum Schalen angeordnet (wie bei einer Zwiebel).
Diese Schalen repräsentieren Aufenthaltsräume für Elektronen, die in diesen Bahnen
den Kern umkreisen. Nach den Gesetzen der Quantenphysik kann man die Bahnen (den
Aufenthalt) der Elektronen nicht genau berechnen. Die Schalen stellen daher nur
wahrscheinliche Aufenthaltsräume dar, die einem bestimmten Ionisierungsenergieniveau
entsprechen. Folglich müssen für die Elektronen einer Schale in etwa "vergleichbare
Energiemengen" für die Ionisierung aufgebracht werden. Folie 3.3 c " Schalen eines
Li-Atoms" stellt nun ein solches Schalenmodell für das Li-Atom dar.
Die Schülerinnen und Schüler übernehmen den Text der Folie in den unteren Teil ihres
Arbeitsblatts "Ionisierung von Li-Atomen und Elektronenschalen".
Die Schalen eines C-Atoms: Anhand der Werte für die Ionisierungsenergien (
Arbeitsblatt "Schalen eines C-Atoms") sollen die Schülerinnen und Schüler in
Gruppenarbeit die Verteilung der sechs Elektro-nen in den beiden Elektronenschalen
vornehmen. Die Ergebnisse der Schülerinnen und Schüler werden hinterher mit Folie
3.4 "Schalen eines C-Atoms" verglichen.
Die Elektronenschalen von Na und Mg: Nachdem nun das Schema der
Elektronenverteilung für Lithium und Kohlenstoff, also für zwei Elemente der zweiten
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Periodensystem, Atommodelle und Atombau
Periode des Periodensystems erarbeitet wurde, werden nun zwei Elemente der nächsten
Periode betrachtet, nämlich Natrium und Magnesium. Zuerst sollen die Schülerinnen und
Schüler die vorgegebenen Tabellenwerte des Arbeitsblatts "Ionisierungsenergien für
Na und Mg" in die beigefügte Graphik übertragen. Diese Graphik wird anschließend im
Klassengespräch ausgewertet, wobei zur Anschauung auf Folie 3.5
"Ionisierungsenergien für Na und Mg" zurückgegriffen werden kann. Aus den deutlich
sichtbaren Abstufungen der Ionisierungsenergien kann auf die Zahl der
Elektronenschalen geschlossen werden.
Die Schülerinnen und Schüler sollen nun in Gruppenarbeit in das Arbeitsblatt
"Elektronenschalen von Na und Mg" die Elektronen einzeichnen. Einzelne Gruppen
tragen anschließend ihre Ergebnisse vor und begründen diese. Zur Ergebnissicherung
kann außerdem Folie 3.6"Elektronenschalen von Na und Mg" Verwendung finden.
Ionisierungsenergien und die Verteilung der Elektronen auf die Elektronenschalen der
ersten 20 Elemente des Periodensystems: Aus den Ionisierungsenergien kann jetzt auch
für weitere Elemente des Periodensystems auf die Elektronenverteilung geschlossen
werden. Die Schülerinnen und Schüler erhalten zur Bearbeitung das Arbeitsblatt
"Ionisierungsenergien und Verteilung der Elektronen". Nach der Vorgabe der Folien
3.7a und b "Ionisierungsenergien der ersten 20 Elemente und Elektronenverteilung
auf die einzelnen Schalen" sollen auf diesem Arbeitsblatt die Energiestufen für die
Ionisierungsenergien markiert werden. Daraus lässt sich ableiten, wie die Elektronen sich
auf die einzelnen Schalen verteilen (Spalte "Elektronenverteilung" des Arbeitsblatts). Die
gefundene Elektronenverteilung kann nun für die einzelnen Elemente in die untere
Tabelle des Arbeitsblatts eingetragen werden.
Die Ergebnisse lassen sich mit Hilfe der Folie 3.8 "Elektronenverteilung bei den ersten
20 Elementen des Periodensystems" vergleichen.
Die Außenelektronenzahlen: Die Folie 3.8"Elektronenverteilung bei den ersten 20
Elementen des Periodensystems" (bzw. das entsprechende Arbeitsblatt) wird genauer
analysiert. Dabei zeigt sich, dass die Elemente einer Spalte (Gruppe) in der äußersten
Schale immer gleich viele Elektronen aufweisen. Diese Elektronen werden auch als
Außenelektronen bezeichnet. Die Außenelektronenzahl eines Hauptgruppenelements
entspricht dabei auch genau seiner Gruppenzahl im Periodensystem. Da dieses Zahl für
die chemische Eigenschaften eines Elements sehr wichtig ist, sollen die Schülerinnen
und Schüler die Außenelektronen in demArbeitsblatt "Außenelektronenzahlen bei
Hauptgruppenelementen des Periodensystems" eintragen. Zur Ergebnissicherung
können die Schülerergebnisse mit der Folie 3.9 "Außenelektronenzahlen bei
Hauptgruppenelementen des Periodensystems" verglichen werden.
Die Hauptgruppen des Periodensystems im Überblick: Folie 3.10"Hauptgruppen des
Periodensystems" gibt einen Überblick zu den Hauptgruppen des Periodensystems. In
der Folie sind die Metalle dunkelgrau, die Halbmetalle hellgrau und die Nichtmetalle
unmarkiert. Für jedes Element sind jeweils drei Zahlenwerte angegeben: Atommasse,
Ordnungszahl und Elektronegativitätszahl. Die letzte Zahl wird dabei zunächst nicht
weiter erläutert. Es wird lediglich darauf verwiesen, dass sie im Laufe des
Chemieunterrichts dieser Jahrgangsstufe noch eine Rolle spielen wird (siehe polare
Atombindung). Die Schülerinnen und Schüler bekommen anschließend das gleichnamige
Arbeitsblatt "Hauptgruppen des Periodensystems" ausgeteilt und vervollständigen es
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Periodensystem, Atommodelle und Atombau
entsprechend der oben erwähnten Folie.
Haupt- und Nebengruppen des Periodensystems: Zum Schluss wird mit Hilfe der Folie
3.11 "Haupt- und Nebengruppen des Periodensystems" ein Überblick auch über die
Nebengruppen des Periodensystems gegeben. Diese Folie kann gegebenenfalls auch
als Arbeitsblatt an die Schülerinnen und Schüler ausgeteilt werden.
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Periodensystem, Atommodelle und Atombau
Bildungsplanbezug
Gymnasium (auch geeignet für Realschule; Bezüge
siehe unten)
Chemie, Klasse 10
STOFFE UND IHRE TEILCHEN
Die Schülerinnen und Schüler können
•
•
•
das Kern-Hülle-Modell von Atomen ( Protonen, Elektronen, Neutronen) und ein
Erklärungsmodell für die energetisch differenzierte Atomhülle ( Ionisierungsenergie)
beschreiben.
die Molekülbildung durch Elektronenpaarbindung unter Anwendung der
Edelgasregel erläutern (bindende und nichtbindende Elektronenpaare);
den räumlichen Bau von Molekülen mithilfe eines geeigneten Modells erklären;
ORDNUNGSPRINZIPIEN
•
Die Schülerinnen und Schüler können den Zusammenhang zwischen Atombau
und Stellung der Atome im PSE erklären (Ordnungszahl, Protonenanzahl,
Elektronenanzahl, Massenzahl, Valenzelektronen, Hauptgruppe, Periode).
(Aus: Bildungsplan Baden-Württemberg 2004 – Gymnasium, Kompetenzen und Inhalte
für Chemie, Klasse 10; Seiten 196-197)
Realschule
Naturwissenschaftliches Arbeiten, Klasse 8
KOMPETENZERWERB DURCH DAS ERSCHLIESSEN VON PHÄNOMENEN,
BEGRIFFEN UND STRUKTUREN
Die chemische Fachsprache und das Periodensystem nutzen
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Periodensystem, Atommodelle und Atombau
Die Schülerinnen und Schüler können mit den Begriffen Stoff – Reaktion – Element –
Atom – Energie folgerichtig argumentieren. [...] Sie können aus dem Periodensystem
Informationen entnehmen und Tabellen zur Eigenschaftsbeschreibung nutzen.
KOMPETENZERWERB IM GRUNDLAGENORIENTIERTEN UNTERRICHT DER
KLASSEN 8 UND 9
In den Klassen 8 und 9 steht die Erarbeitung von fachspezifischen Grundlagen im
Vordergrund. Hier kann sowohl in Themeneinheiten als auch systematisch unterrichtet
werden. Die Module des Fächerverbundes „Naturwissenschaftliches Arbeiten“ (Biologie,
Chemie, Physik) können dabei nacheinander oder nebeneinander oder integrativ
realisiert werden.
(Aus: Bildungsplan Baden-Württemberg 2004 – Realschule, Kompetenzen und Inhalte
für Naturwissenschaftliches Arbeiten, Klassen 5-10; Seite 98 bis 102)
Ausführliche Informationen zum Bildungsplan Baden-Württemberg 2004 gibt es unter
Bildung stärkt Menschen.
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