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Chemie: 8. Klasse | Atombau und Periodensystem

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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:

Das Kern-Hülle-Modell

1903 wurde das Thomsonsche Atommodell eingeführt. Nach diesem bestetht 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.

Rutherfordscher Streuversuch
Abb. 8: Rutherfordscher Streuversuch[2]

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:

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 = „isotopos“).

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:

Schreibweise eines Isotops
Abb. 9: Schreibweise zur Angabe eines bestimmten Isotops

Beispiele

Wasserstoff kann in folgenden Varianten vorliegen

Kohlenstoff hat diese Isotope:

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:

Formel zur Ermittlung der maximalen Elektronenzahl einer Schale
Abb. 10: Formel zur Ermittlung der maximalen Elektronenzahl einer Schale

Damit ergibt sich folgende Übersicht über die maximale Elektronenzahl:

Schale Hauptquantenzahl maximale Elektronenanzahl
K12
L28
M318
. . .. . .. . .
P672
Q798

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 die selbe 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 Valenzelektronenschreibweise des Lithium-Atoms dargestellt. Für Kohlenstoff gibt es die zwei Möglichkeiten Valenzelektronenschreibweise des Kohlenstoff-Atoms und Valenzelektronenschreibweise des Kohlenstoff-Atoms mit Strichen anstelle von Punkten.

Der Edelgaszustand

Zu den Edelgasen gehören Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und 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

Elektronenaufnahme eines Chlormoleküls zur Erreichung des Oktettzustands
Abb. 11: Elektronenaufnahme eines Chlormoleküls zur Erreichung des Oktettzustands

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.

Elektronenabgabe eines Natriumatoms zur Erreichung des Oktettzustands
Abb. 12: Elektronenabgabe eines Natriumatoms zur Erreichung des Oktettzustands

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:

Unvollständie Reaktionsgleichung von Natrium und Chlor zu Natriumchlorid
Abb. 13: Unvollständie Reaktionsgleichung von Natrium und Chlor zu Natriumchlorid

Nach Richtigstellung der Indices und Koeffizienten ergibt sich:

Unvollständie Reaktionsgleichung von Natrium und Chlor zu Natriumchlorid
Abb. 14: Unvollständie Reaktionsgleichung von Natrium und Chlor zu Natriumchlorid
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

Gewinnung

Verwendung

Silicium – ein Halbmetall

Vorkommen

Gewinnung

Silicium wird durch eine Reaktion von Siliciumdioxid und Kohlenstoff gewonnen.

Gewinnung von Silicium aus einer Reaktion von Siliciumdioxid und Kohlenstoff
Abb. 15: Gewinnung von Silicium aus einer Reaktion von Siliciumdioxid und Kohlenstoff

Verwendung

Alkalimetalle – Hauptgruppenelemente

Gemeinsame Eigenschaften

Abgestufte Eigenschaften

Reaktion mit Sauerstoff

Die Alkalimetalle reagieren mit Sauerstoff zu weißen, festen Alkalimetalloxiden:

Reaktion von Lithium bzw. Kalium mit Sauerstoff
Abb. 16: Reaktion von Alkalimetallen mit Sauerstoff am Beispiel von Lithium bzw. Kalium
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).

Reaktion von Natrium bzw. Kalium mit Wasser
Abb. 17: Reaktion von Alkalimetallen mit Wasser am Beispiel von Natrium bzw. Kalium
Verwendung

Alkalimetalle werden für verschiedene Dinge genutzt:

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