- Atombau und Periodensystem
- Ladung und geladene Teilchen
- Stoney (engl. Physiker) 1891
- Radioaktivität
- 1897: Becquerel entdeckt die Radioaktivität
- Das Kern-Hülle-Modell
- Das Protonen-Neutronen-Kernmodell
- Bauteile der Atome
- Isotope
- Beispiele
- Atomhülle – Energie der Elektronen
- Das Periodensystem der Elemente – das PSE
- Valenz(elektronen)strichschreibweise
- Der Edelgaszustand
- Beispiele
- Elektronendonatoren und Elektronenakzeptoren
- Metalle und Nichtmetalle
- Wasserstoff – ein Nichtmetall
- Vorkommen
- Gewinnung
- Verwendung
- Silicium – ein Halbmetall
- Vorkommen
- Gewinnung
- Verwendung
- Alkalimetalle – Hauptgruppenelemente
- Gemeinsame Eigenschaften
- Abgestufte Eigenschaften
- Reaktion mit Sauerstoff
- Reaktion mit Wasser
- Verwendung
Atombau und Periodensystem
Ladung und geladene Teilchen
Stoney (engl. Physiker) 1891
Die Träger der negativen elektrischen Ladungen sind Teilchen, die sogenannten Elektronen. Die Ladung eines Elektrons heißt negative Elementarladung. Symbol für das Elektron ist e–. Die Träger der positiven Ladungen heißen Protonen; sie tragen eine positive Elementarladung. Symbol für das Proton ist p+.
Radioaktivität
1897: Becquerel entdeckt die Radioaktivität
Atome eines radioaktiven Elements wandeln sich spontan in Atome eines anderen Atoms um (sie „zerfallen“); dabei tritt Strahlung auf. Es gibt folgende Strahlungsarten:
- α-Strahlen: positiv geladene Heliumteilchen; energiearm
- β-Strahlen: negative Strahlung (Elektronen); energiereich
- γ-Strahlen: sehr energiereiche Röntgenstrahlung
Das Kern-Hülle-Modell
1903 wurde das Thomsonsche Atommodell eingeführt. Nach diesem besteht wird die Masse eines Atoms nur von den Elektronen bestimmt. Um die negative Ladung auszugleichen, gibt es ein gleich verteiltes positives Feld, das masselos ist.
Ernest Rutherford überprüfte diese These mithilfe des Rutherfordschen Streuversuches (siehe rechts). Dabei werden α-Teilchen aus einem radioaktiven Präparat auf eine dünne Goldfolie (0,0005 mm, ≈ 1000 Lagen Goldatomen) „geschossen“; auf einem Leuchtschirm werden die nicht sichtbaren Strahlen sichtbar gemacht.
Dabei kann man beobachten, dass die meisten Strahlen durch die Folie ungelenkt durchdringen, einige abgelenkt und nur wenige Strahlen zurückgeworfen werden.
Daraus konnte Rutherford schließen, dass Atome aus einem massereichen, positiv geladenen und sehr kleinen Kern sowie aus einer (beinahe) masselosen, negativ geladenen und verhältnismäßig riesigen Hülle bestehen. Damit wurde das Thomsonsche Atommodell 1913 abgelöst.
Das Protonen-Neutronen-Kernmodell
Der Physiker Werner Heisenberg sagte 1932: „Der Kern besteht aus zweierlei Elementarteilchen!“ Das sind diese:
- positiv geladene Protonen: p+
- ungeladene Neutronen: n
Protonen und Neutronen ergeben zusammen die Nukleonen, die Kernteilchen (lat. nucleus = der Kern). Um die sogenannte Massenzahl oder Nukleonenzahl zu ermitteln, addiert man die Anzahl der Protonen mit der der Neutronen.
Bauteile der Atome
Damit ergibt sich folgende Übersicht über die Bauteile der Atome.1
Elektron | Proton | Neutron | |
Symbol | e– | p+ | n |
Masse in kg | 9,109 · 10–31 | 1,673 · 10–27 | 1,675 · 10–27 |
Masse in u (Masseneinheit für Atome) | 0,0005 | 1,00(73) | 1,00(87) |
Elementarladung | -1 | +1 | 0 |
Isotope
Jedes Element ist durch seine Protonenzahl genau definiert, kann sich aber in der Anzahl der Neutronen unterscheiden. Diese unterschiedlichen Vorkommen eines Elements nennt man Isotope (griech. isotopos = „gleicher Ort“).
Um anzugeben, welches Isotop gemeint ist, wird folgende Schreibweise verwendet, wobei Z gleich der Anzahl der Protonen (und damit der Elektronen, der Kernladungszahl und der Ordnungszahl) und A gleich der Nukleonenzahl ist:
Beispiele
Wasserstoff kann in folgenden Varianten vorliegen
- 1H = Wasserstoffatom mit 1 Nukleon (1 Proton)
- 2H = Wasserstoffatom mit 2 Nukleonen (1 Proton, 1 Neutron) = Deuterium
- 3H = Wasserstoffatom mit 3 Nukleonen (1 Proton, 2 Neutronen) = Tritium
Kohlenstoff hat diese Isotope:
- 12C = normaler Kohlenstoff
- 13C = schwerer Kohlenstoff
- 14C = superschwerer Kohlenstoff (radioaktiv)
Atomhülle – Energie der Elektronen
Die Atomhüllen der Elemente zeigen ein gemeinsames Bauprinzip: Die Elektronen befinden sich gruppiert in bestimmten Abständen vom Kern (= Schalen = Bahnen = Eigenschaften). Elektronen in der Nähe des Kerns sind energieärmer als solche, die sich auf äußeren Bahnen bewegen. Deshalb werden die Schalen von innen nach außen mit Elektronen besetzt.
Die maximale Elektronenzahl z einer Schale kann man mit der folgenden Formel ermitteln, wobei n die Hauptquantenzahl (Schalennummer) ist:
Damit ergibt sich folgende Übersicht über die maximale Elektronenzahl:
Schale | Hauptquantenzahl | maximale Elektronenanzahl |
K | 1 | 2 |
L | 2 | 8 |
M | 3 | 18 |
. . . | . . . | . . . |
P | 6 | 72 |
Q | 7 | 98 |
Das Periodensystem der Elemente – das PSE
Die Elemente werden nach steigender Protonenzahl in das Periodensystem angeordnet. Die waagrechten Reihen werden als Perioden (= Schalen) bezeichnet, die senkrechten Spalten als Gruppen (= Anzahl der Außenelektronen).
Atome der Elemente einer Gruppe haben dieselbe Zahl an Außenelektronen (= Valenzelektronen). Die Valenzelektronen bestimmen die chemischen Eigenschaften eines Elements.
Hauptgruppe | Bezeichnung | Anzahl Valenzelektronen | Wertigkeit |
1. Hauptgruppe | Alkalimetalle | 1 VE | I |
2. Hauptgruppe | Erdalkalimetalle | 2 VE | II |
3. Hauptgruppe | Erdmetalle | 3 VE | III |
4. Hauptgruppe | Kohlenstoffgruppe | 4 VE | IV |
5. Hauptgruppe | Stickstoffgruppe | 5 VE | III |
6. Hauptgruppe | Sauerstoffgruppe | 6 VE | II |
7. Hauptgruppe | Halogene | 7 VE | I |
8. Hauptgruppe | Edelgase | 8 VE | 0 |
Edelgase sind sehr reaktionsträge. Sie besitzen alle 8 Valenzelektronen – mit Ausnahme von Helium: Dieses hat 2 Valenzelektronen. Diesen energiearmen Zustand nennt man Edelgaskonfiguration.
Valenz(elektronen)strichschreibweise
Um Atome und ihre Anzahl der Valenzelektronen einfach und übersichtlich anzuzeigen, wird häufig die Valenz(elektronen)strichschreibweise benutzt.
In dieser wird für den Atomrumpf, also den Atomkern und die inneren Elektronen, das Elementsymbol des Atoms geschrieben. Ein Valenzelektron wird als Punkt dargestellt. Zwei Punkte können auch als Strich verbunden werden.
Möchte man zum Beispiel das Lithium-Atom darstellen, wird dies mit $ \mathrm{Li\:\cdot} $ dargestellt. Für Kohlenstoff gibt es die zwei Möglichkeiten $ \mathrm{:\:C\::} $ und $ \mathrm{\mid\:C\:\mid} $.
Der Edelgaszustand
Zu den Edelgasen gehören Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon. Sie sind wie oben bereits beschrieben sehr reaktionsträge. Das liegt daran, dass sie aufgrund ihres Oktettzustands besonders energiearm sind. Deshalb „versuchen“ andere Atome wie Natrium oder Chlor durch Elektronenaufnahme oder -abgabe diesen auch zu erreichen.
Beispiele
Das Chlormolekül nimmt insgesamt zwei Elektronen auf, wodurch beide jeweils acht Valenzelektronen besitzen (davor waren es nur sieben). Hier wurde das Chlor nicht als einzelnes Atom dargestellt, um nochmals zu verdeutlichen, dass das Chloratom bipolar ist.
Das Natriumatom gibt ein Elektron ab, wodurch es nur noch zwei Schalen besitzt. Die zweite besitzt acht Elektronen; dadurch wurde ebenfalls der Edelgaszustand erreicht.
Elektronendonatoren und Elektronenakzeptoren
In einer Reaktion müssen Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme gleichzeitig ablaufen. Es gibt sogenannte Elektronendonatoren („Elektronenabgeber“) und Elektronenakzeptoren („Elektronenaufnehmer“). So ist Natrium ein Elektronendonator, während Chlor ein Elektronenakzeptor ist.
Auf diese Weise kann Natrium mit Chlor zu Natriumchlorid (Speisesalz) reagieren:
Nach Richtigstellung der Indices und Koeffizienten ergibt sich:
Metalle und Nichtmetalle
Metalle geben Elektronen ab. Damit sind sie Elektronendonatoren (z.B. Calcium, Kalium). Nichtmetalle dagegen nehmen (meist) Elektronen auf und sind daher Elektronenakzeptoren (z.B. Stickstoff, Fluor). Bei der Elektronenaufnahme bzw. -abgabe entstehen geladene Teilchen, die sogenannten Ionen, da in einem Atom nicht mehr gleich viele Elektronen und Protonen vorliegen.
Die positiv geladenen Ionen wandern zur Kathode (negativer Pol) = Kationen
Die negativ geladenen Ionen wandern zur Anode (positiver Pol) = Anionen
Wasserstoff – ein Nichtmetall
Vorkommen
- häufigstes Element im Weltall
- auf der Erde gebunden in Form von:
- Wasser
- Kohlenwasserstoffe (Erdöl, -gas und Lebewesen, Öle, Fette, etc.)
- in Säuren als Proton H+
Gewinnung
- im Labor: Ein unedles Metall reagiert mit Salzsäure, z.B.:
$$ \mathrm{Zn\,(s) \:+\: 2\,HCl\,(aq) \:\rightarrow\: H_2\,(g) \:+\: ZnCl_2\,(aq)} $$
- technisch durch Reaktion von Methan (CH4) und Wasser zu Wasserstoff und Kohlenstoffmonooxid
$$ \mathrm{CH_4\,(g) \:+\: H_2O \:\rightarrow\: 3\,H_2\,(g) \:+\: CO\,(g)} $$
Verwendung
- Raketenantrieb
- Raffinerien
Silicium – ein Halbmetall
Vorkommen
- nicht in reiner Form
- in Gesteinen (z.B. Sandstein, Granit, Quarz, etc.) in Verbindungen als Siliciumdioxid oder Silikate
Gewinnung
Silicium wird durch eine Reaktion von Siliciumdioxid und Kohlenstoff gewonnen.
Verwendung
- Baustoffe: Zement, Mörtel, etc.
- Verbindungen in der Elektronik und bei Solarzellen
- Glas
Alkalimetalle – Hauptgruppenelemente
Gemeinsame Eigenschaften
- niedrige Schmelzpunkte (29 - 180°C)
- weich, leicht, metallisch glänzend
- reagieren sehr leicht mit Sauerstoff bzw. Wasser(-dampf); sie müssen daher unter Luftabschluss (Petroleum bzw. Vakuum) aufbewahrt werden
Abgestufte Eigenschaften
- Dichte: Nimmt von Lithium zu Caesium zu (im PSE von oben nach unten aufsteigend).
- Schmelzpunkt: Nimmt von Lithium zu Caesium ab (im PSE von unten nach oben aufsteigend).
- Reaktivität: Nimmt von Lithium zu Caesium zu (im PSE von oben nach unten aufsteigend).
Reaktion mit Sauerstoff
Die Alkalimetalle reagieren mit Sauerstoff zu weißen, festen Alkalimetalloxiden:
Reaktion mit Wasser
Mit Wasser reagieren Alkalimetalle zu Alkalimetallhydroxiden. Dabei wird Wasserstoff frei. Die Alkalimetallhydroxide reagieren stark basisch und wirken stark ätzend (siehe unter Chemie: 9. Klasse – Säure-Base-Reaktionen für mehr Informationen).
Verwendung
Alkalimetalle werden für verschiedene Dinge genutzt:
- Lithium: Legierung zum Härten von Aluminium, Blei, Magnesium, etc.; Neutronenabsorber in Kernkraftwerken
- Natrium: Straßenlaternen
- Caesium: Bau von Fotozellen und Elektronenröhren