13. Atomaufbau

a. Elektrostatisches Grundgesetz


Versuche:
- Ein Hartgummistab wird durch Reibung an einem Katzenfell negativ aufgeladen. Man nähert diesen Stab einem zweiten Hartgummistab, der ebenfalls negativ geladen ist.
- Ein Glasstab wird durch Reiben an Seide positiv aufgeladen. Man nähert diesen Glasstab einem zweiten Glasstab, der ebenfalls positiv geladen ist.
- Ein negativ geladener Hartgummistab wird einem positiv geladenen Glasstab genähert.

Beobachtung


Schlussfolgerung
Es gibt zwei Arten von Ladungen: positive ⊕ und negative ⊖ Ladungen. Gleichnamige Ladungen stossen sich ab, verschiedennamige Ladungen ziehen sich an.

Alle Stoffe enthalten positive und negative Ladungen. Für elektrisch neutrale Stoffe ist die Anzahl positiver und negativer Ladungen gleich. Die Träger der negativen Ladungen wurden als erste identifiziert, es handelt sich um die Elektronen. Da die Elektronen durch einen Metalldraht fließen, können die Atome unmöglich die kleinsten Teilchen der Materie sein: Daltons Atommodel ist unzureichend um diese Vorgänge zu erklären.

b. Atommodell nach Rutherford

Rutherford benutzte radioaktives Material (Radium) um damit eine extrem dünne Goldfolie (≈ 1000 Goldatome breit) mit α-Teilchen (⊕ geladene Teilchen) zu beschießen:
     Bleiblock mit Bohrung
Radium
α-Strahlen
Goldfolie
Leuchtschirm
Impakt
   


Goldfolie
sehr dünn
≈ 1000 Goldlagen

Eigentlich erwartete Rutherford, dass die meisten α-Teilchen von den positiven Teilchen des Atoms (Atommodell nach Thomson) abgelenkt würden. Experimentell aber machte er folgende Beobachtungen:
(i) Die meisten α-Teilchen durchdringen einfach die Goldfolie (> 99,99%)
(ii) Einige wenige α-Teilchen werden abgelenkt

Erklärung:
     Wenn die positiven Ladungen im ganzen Atom verteilt wären, dann müssten viel mehr α-Teilchen abgelenkt werden.
Dies ist aber nicht der Fall!
Die positive Ladungen des Atoms müssen daher in einem winzigen Ort des Atoms lokalisiert sein, zum Beispiel in einem winzigen zentralen Atomkern. Nur die α-Teilchen deren Bahn ganz nah an diesem winzigen Kern entlang verläuft werden abgelenkt.

Schlussfolgerung:
(i) Die Atome bestehen aus einem winzigen Atomkern und einer Atomhülle.
(ii) Der winzige Atomkern (ØKern ≈ 100 000 < ØAtom) enthält die positiven Ladungen.
(iiI) Die Atomhülle enthält die negativ geladenen Elektronen und besteht zum größten Teil aus leerem Raum (nichts).

Das Atommodell nach Rutherford berücksichtigt diese Schlussfolgerungen und wird auch noch das Kern-Hülle-Modell genannt. Doch eigentlich müssten die positiven Ladungen des Atomkerns sich abstoßen. Erst 1932 konnte Chadwick nachweisen, dass der Atomkern auch noch neutrale Teilchen (die Neutronen) enthält. Die starken Wechselwirkungen zwischen den Neutronen und den positiven Ladungen ermöglichen das Zusammensein der positiven Ladungen auf engstem Raum im Atomkern. 

                  Atomhülle
  Atomkern
  Elektron
  Proton
  Neutron
  Elektronenbahn

Atommodell nach Rutherford-Chadwick:

• 

Die Atome besitzen einen sehr kleinen positiv geladenen Kern, um den sich die Elektronen auf Umlaufbahnen in der Atomhülle sehr schnell bewegen.

• 

Die positive Ladung des Kerns wird durch die negative Ladung der Atomhülle ausgeglichen.

• 

Die Atomhülle enthält die Elektronen (e-), negativ geladene Elementarteilchen. Da die Masse der Elektronen sehr klein ist (im Vergleich zu den Teilchen welche sich im Atomkern befinden) ist die Atomhülle fast masselos.

• 

Der Atomkern enthält die Protonen (p+), positiv geladene Elementarteilchen und Neutronen (no), neutrale Elementarteilchen welche das Zusammensein der Protonen auf engstem Raum ermöglichen. Der Atomkern beinhaltet fast die gesamte Masse des Atoms.

c. Elementarteilchen

• Eigenschaften der Elementarteilchen.

Name

  Masse (u)  

  Ladung  

  Abkürzung  

  Zeichnerische Darstellung  

Proton

≈ 1 (1,0073)

1

p+

Neutron

≈ 1 (1,0087)

0

no

Elektron  

  ≈ 0 (0,0005)  

-1

e-


• Bestimmung der Anzahl Elementarteilchen mit Hilfe des PSE.

Informationen welche das PSE gibt:

A

Z

X     A:  
X:  
Z:  
Massenzahl
Elementsymbol
Kernladungszahl, Ordungszahl

Mit Hilfe von A und Z kann man die Anzahl Elementarteilchen leicht berechnen:
Z:  
A:  
A - Z:  
Anzahl p+
Anzahl p+ + no
Anzahl no

Für elektrisch neutrale Atome gilt: Anzahl e- = Anzahl p+
Wie von Thomson entdeckt können bestimmte neutrale Atome
- Elektronen aufnehmen, es werden Anionen (negativ geladene Teilchen) gebildet
- Elektronen abgeben, es werden Kationen (positiv geladene Teilchen) gebildet
Falls eine Ladung vorhanden ist, so wird sie rechts oben angegeben.

Aufgaben
1. Berechne jeweils die Anzahl Elementarteilchen:

40

20

Ca





127

53

I





107

79

Au





1

1

H





1

1

H+





1

1

H-





32

16

S





32

16

S2-





40

20

Ca





40

20

Ca2+





80

35

Br-





39

19

K+





Ein Chlorid-Ion (die Ladung beträgt -1)







Ein Aluminium-Ion (die Ladung beträgt +3)








2. Für ein Atom Silber:
(a) Gib das Atomsymbol mit Massen- und Ordnungszahl an.



(b) Berechne die Anzahl der Elementarteilchen.




(c) Berechne die Masse des Kerns, der Atomhülle und des gesamten Atoms. Was stellt man fest?









(d) Berechne die Ladung des Kerns, der Atomhülle und des gesamten Atoms. Was stellt man fest?










c. Isotope

Beispiel:
Berechne die Anzahl Elemtarteilchen in der Tabelle, was stellt man fest? 
 
      

54

26

Fe      
      

56

26

Fe      
      

57

26

Fe      
      

58

26

Fe      
Protonen        
Elektronen          
Neutronen        

Isotope sind Atome eines gleichen Elementes, welche die gleiche Anzahl p+ aber eine verschiedene Anzahl no besitzen. Deshalb unterscheiden sich Isotope durch ihre Masse.
Die Isotope eines Elementes zeigen gleiches chemisches Verhalten.
Ein Mischelement besteht aus einem Gemisch von isotopen Atomen.
Ein Reinelement besteht aus Atomen die alle gleich sind.

Aufgabe 
Berechne die mittlere Atommasse von Magnesium, ein Mischelement aus 79,0 % 24Mg, 10,0 % 25Mg und 11,0 % 26Mg. 









d. Atomhülle: Das Schalenmodell oder Bohr-Modell

• Schalenmodell (Bohr-Modell)
  - die Elektronen bewegen sich nur auf bestimmten Bahnen oder Schalen um den Atomkern
  - jeder Schale ist eine bestimmte Energie zugeordnet
  - jede Schale kann nur eine begrenzte Anzahl Elektronen aufnehmen:

  Energiestufe (Schale)     Hauptquantenzahl (n)     Maximale Anzahl Elektronen (2 n2)  

K
L
M
N

1
2
3
4

2
8
18
32

Beispiel:  

35

17

Cl  
Gib das Schalenmodel an!
Z=17, keine Ladung: 17 Elektronen sind auf den verschiedenen Schalen zu verteilen
Schalenmodell für die 18 ersten Elemente des PSE: ( Einzelelektron; Elektronenpaar)  

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

H
  

He
  

Li
  

Be
  

B
  

C
  

N
  

O
  

F
  

Ne
  

Na
  

Mg
  

Al
  

Si
  

P
  

S
  

Cl
  

Ar
  


• Lewis-Schreibweise und Wertigkeit:  ( Einzelelektron; Elektronenpaar)

Hauptgruppe:

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

 Anzahl e- auf der Außenschale:

1

2

3

4

5

6

7

8*

Lewis-Schreibweise:

  

  

  

  

  

  

  

  

Wertigkeit:

1

2

3

4

3

2

1

0

*    außer Helium: nur 2 Elektronen
Lewis-Schreibweise: Auf der Außenschale bestehen nur vier Räume in denen sich die Elektronen befinden können. Jeder Raum wird zuerst mit einem einzigen Elektron aufgefüllt. Einzelelektronen werden durch einen Punkt, Elektronenpaare durch einen Strich dargestellt.

In der Lewis-Schreibweise gibt die Anzahl der Einzelelektronen die Wertigkeit oder Valenz an!

Im Umkehrsatz bedeutet dies für die Elemente der Nebengruppen (alles Metalle), dass die Anzahl der Einzelelektronen durch die Wertigkeit des Metalles in der Verbindung bestimmt wird:
Fe(II) stammt von Eisen mit 2 Einzelelektronen, Fe(III) stammt von Eisen mit 3 Einzelelektronen.

e. Oktettregel

Edelgase gehen keine Reaktionen mit anderen Elementen ein weil sie energetisch sehr stabil sind. Diese besondere Stabilität der Edelgase ist auf die Anzahl der Elektronen auf der Außenschale der Edelgase zurückzuführen. Außer Helium (2 e-) besitzen alle Edelgase 8 e- auf der Außenschale (Elektronenoktett) und sind deshalb besonders stabil. Bei chemischen Reaktionen von Metallen mit Nichtmetallen versuchen deshalb die Edukte auch 8 e- auf der Außenschale zu erhalten.


Metalle können ein Elektronenoktett nur durch Abgabe von Elektronen erreichen:


Beispiel: Aluminium, 13Al
Bohr-Modell:                           Elektronen-
konfiguration
(E.k.) von Ne
Ladung Kern: +13;    (13 p+) +13;    (13 p+)
Ladung Hülle: -13;    (13 e-)
-10;    (10 e-)
Ladung des Atoms:  +13 + (-13) = 0 +13 + (-10) = +3
Lewis-Schreibweise: 

Aluminium-Ion
(Kation)

Allgemein:  Metall → n e- + Metalln+ (Metall-Ion, Kation)


Nichtmetalle können ein Elektronenoktett nur durch Aufnahme von Elektronen erreichen:


Beispiel: Chlor, 17Cl
Bohr-Modell:                           Elektronen-
konfiguration
(E.k.) von Ar
Ladung Kern: +17;    (17 p+) +17;    (17 p+)
Ladung Hülle: -17;    (17 e-)
-18;    (18 e-)
Ladung des Atoms:  +17 + (-17) = 0 +17 + (-18) = -1
Lewis-Schreibweise: 

  

Chlorid-Ion
(Anion)

Allgemein:  Nichtmetall + n e- → Nichtmetalln- (Name des Nichtmetalls in einer Verbindung + -Ion, Anion)

Zusammenfassung:
Bei der Reaktion eines Metalles M mit einem Nichtmetall NM, gibt das Metall Elektronen ab und bildet ein Kation, das Nichtmetall nimmt Elektronen auf und bildet ein Anion:
        M → n e- + Mn+(Kation, M = Metall)
NM + m e- → NMm-    (Anion, NM = Nichtmetall)

PSE und Kationen und Anionen:

Hauptgruppe:

I

II

III

IV

   V   

VI

VII

Wertigkeit:

1

2

3

4

3

2

1

Metall (M):

M+

M2+

M3+

M4+

Nichtmetall (NM):

NM2-

NM-

Beispiel:

Na+
Natrium-Ion
Kation

Mg2+
Magnesium-Ion
Kation

Al3+
Aluminium-Ion
Kation

Pb4+
Blei-Ion
Kation

S2-
Sulfid-Ion
Anion

F-
Fluorid-Ion
Anion


Für die Elemente der Nebengruppen (alles Metalle) werden Kationen gebildet, die positive Ladung entspricht der Wertigkeit des Metalles in der Verbindung:
Fe(II) bildet Fe2+-Ionen, Fe(III) bildet Fe3+-Ionen.

f. Aufgaben 


1. Welche stabile Ionen können folgende Atome bilden?
Erkläre jeweils mit Hilfe des Bohr-Modells und der Lewis-Schreibweise!
(a) Magnesium











(b) Lithium








(c) Schwefel











(d) Natrium














(e) Sauerstoff














(f) Fluor














(g) Calcium














(h) Wasserstoff














2. Gib jeweils die Lewis-Schreibweise und den Namen des Ions (sowie Kation oder Anion) an, welches aus folgenden Atomen gebildet werden kann:
Nimm eventuell die Tabelle PSE und Kationen und Anionen zu Hilfe.
(a) Iod





(b) Barium





(c) Schwefel





(d) Kalium





(e) Magnesium





(f) Brom





(g) Lithium





(h) Blei





(i) Gold(III)





(j) Eisen(II)





(k) Eisen(III)





3. Verbindungen, welche aus Kationen und Anionen aufgebaut sind nennt man Salze. Die elektrostatische Anziehungskraft zwischen Kationen und Anionen ist die Grundlage der Ionenbindung.
Fülle folgende Tabelle aus (falls möglich):
Name

  Chemische  
Formel

  Kation  
Name

  Anion  
Name

  Ionenformel  


Calciumoxid

    

Kaliumbromid

    

Natriumsulfid

    

Diphosphortrioxid

    

Aluminiumoxid

    

Natriumsulfat

    

Magnesiumphosphat  

    



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