Atomaufbau

11. Atomaufbau

a. Atommodelle

• Demokrit (4. Jahrhundert v. Chr.) und Leukipp

Demokrit (griechischer Philosoph, Schüler von Leukipp) war der Ansicht, dass die Materie aus kleinstes Teilchen aufgebaut ist, die nicht weiter zerteilbar sind: den Atomen (von "atomos" = griechisch für unteilbar). Nach Demokrit unterscheiden sich die Atome durch ihre Gestalt und ihre Grösse. Demokrit führte aber keine Versuche durch (im Gegensatz zu Naturwissenschaftlern) um die Richtigkeit seiner Behauptung zu belegen.

• John Dalton (1808)

Dalton griff die Idee von Demokrit wieder auf und vervollständigte sie (Atommodell nach Dalton).

Die Atome sind die kleinsten Bausteine der Stoffe.
Sie sind kugelförmig, unveränderlich und unteilbar.
Jedes chemische Element besteht aus einer bestimmten Atomart.
Die Atome der einzelnen Atomarten unterscheiden sich durch ihre Größe und ihre Masse.
Bei chemischen Reaktionen kommt es zu einer Umgruppierung von Atomen.

• Joseph John Thomson (1897)

Thomson konnte in Versuchen negativ geladene Teilchen, die Elektronen, nachweisen. Da diese aus den Atomen herausgelöst werden konnten, mussten sie Bestandteile des Atoms sein.
Daltons Atommodell ist unzureichend, um diese Beobachtung zu erklären.
Thomson stellte folgendes Atommodell vor um diesen Erkenntnissen Rechnung zu tragen:

Atome sind positiv geladene Kugeln, in denen die Elektronen eingelagert sind.
Das Atom ist neutral da die positive Ladung gleich der Anzahl Elektronen ist.
Neutrale Atome können Elektronen abgeben, dann erhalten sie global eine positive Ladung.
Neutrale Atome können Elektronen aufnehmen, dann erhalten sie global eine negative Ladung.

Die Radioaktivität konnte auch nicht mit Daltons Atommodell erklärt werden.

Versuch:
Eine Strahlenkanone besteht aus einem Bleiblock (hält die Strahlen zurück) welche eine Bohrung besitzt in der ein strahlendes Material eingefügt ist. Die Strahlen können nur durch die Öffnung nach draussen gelangen. Das Verhalten der Strahlen in einem elektrischen Feld wird untersucht:

Bleiblock mit Bohrung
Radium
α-Strahlen, positiv geladen
γ-Strahlen, neutral
β-Strahlen, negativ geladen
Leuchtschirm

Weitere Untersuchungen zeigten:

- α-Strahlen bestehen aus Teilchen der Masse 4 u
sie besitzen 2 positive Elementarladungen
sie besitzen ein geringes Durchdringungsvermögen (einige cm in der Luft)

- β-Strahlen bestehen aus Elektronen die sich sehr schnell fortbewegen
sie besitzen 1 negative Elementarladung
sie besitzen ein gutes Durchdringungsvermögen (sie können dünne Metallbleche durchdringen)

- γ-Strahlen haben ein sehr starkes Durchdringungsvermögen (nur sehr dicke Metallschichten können sie aufhalten)

Ein geändertes Thomson-Modell kann auch diesem Versuch Rechnung tragen:

Atome sind neutrale Kugeln, da die Anzahl Elektronen gleich der Anzahl positiv geladener Teilchen ist.
Neutrale Atome können Elektronen abgeben, dann erhalten sie global eine positive Ladung.
Neutrale Atome können Elektronen aufnehmen, dann erhalten sie global eine negative Ladung.

• Ernest Rutherford (1911) und James Chadwick (1932)

Rutherford benutzte radioaktives Material (Radium) um damit eine extrem dünne Goldfolie (≈ 1000 Goldatome breit) mit α-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 (Ø_Kern ≈ 100 000 < Ø_Atom) 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 (n^o), neutrale Elementarteilchen welche das Zusammensein der Protonen auf engstem Raum ermöglichen. Der Atomkern beinhaltet fast die gesamte Masse des Atoms.

b. Elementarteilchen

• Eigenschaften der Elementarteilchen.

Name
  Masse (u)
  Ladung
  Abkürzung
  Zeichnerische Darstellung

Proton
≈ 1 (1,0073)
1
p⁺
⊕

Neutron
≈ 1 (1,0087)
0
n^o
○

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⁺ + n^o
Anzahl n^o

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:

1

1

H

1

1

H⁺

1

1

H^-

32

16

S

32

16

S^2-

40

20

Ca

40

20

Ca²⁺

Ein Chlorid-Ion (die Ladung beträgt -1)

Ein Aluminium-Ion (die Ladung beträgt +3)

2. Ein Atom des Elementes der Massenzahl 56 besitzt 4 Neutronen mehr als Protonen.
a. Berechne die Anzahl der Elementarteilchen.

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

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

d. Gib das Atomsymbol mit Massen- und Ordnungszahl an.

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 n^o 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.

Aufgaben

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

2. Das Element Lithium besteht aus einem Isotopengemisch der Massen 6,02 u und 7,02 u. Die mittlere Atommasse beträgt 6,94 u.
Berechne die Massenprozente der beiden Isotope im Element.

d. Atomhülle: Das Schalenmodell oder Bohr-Modell

Nach Rutherfords Atommodell kreisen die Elektronen sehr schnell um den winzigen Atomkern, um die Anziehungskraft des Kerns durch eine gleich große Zentrifugalkraft auszugleichen. Dabei müsste das Elektron aber Energie verlieren und somit immer energieärmer werden um schlussendlich in den Kern zu stürzen.
Dies kann man aber nicht beobachten!
Man nahm deshalb an, dass die Atome nur bestimmte sogenannte stationäre Zustände besitzen, in denen Elektronen auf ihrer Umlaufbahn keine Energie verlieren.

• Ionisierungsenergie

Die Ionisierungsenergie (IE) ist die Energie, die zum Abtrennen eines Elektrons aus einem Atom benötigt wird.

Beispiele:

H → H⁺ + e^- IE = 1313 kJ/mol

Ne → Ne⁺ + e^-     IE = 2100 kJ/mol

Um ein zweites Elektron eines Atomes abzuspalten, muss man eine noch höhere IE liefern.
Je stärker ein Elektron vom positiv geladenen Kern angezogen wird, desto höher die IE.

Beispiel: das Schwefelatom


Von Elektron Nummer 16 bis zum Elektron 1 nimmt die IE beständig zu.
Zweimal stellt man aber auch ein sprunghaftes Ansteigen der IE fest: zwischen dem 11. und dem 10. Elektron und zwischen dem 3. und dem 2. Elektron.
Die Atomhülle des Schwefelatoms ist daher in drei Energiestufen eingeteilt:
E₁, E₂ und E₃.

Schlussfolgerung:
Die Elektronen eines Atoms sind nicht alle gleich, sondern können nach verschiedenen Energiestufen eingeordnet werden.

Für das Schwefelatom erhält man:


e^- abgetrennt

e^- in der
Atomhülle Elektron
E₁: 1. Energiestufe
E₂: 2. Energiestufe
E₃: 3. Energiestufe

Wie für das Schwefelatom lassen sich die Elektronen in jedem Atom grupppenweise nach Energiestufen ordnen. Dies führte zum Schalenmodell oder Bohr-Modell (nach Niels Bohr) der Atome:

• 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.

• 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^- → Nichtmetall^n- (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^- → NM^m- (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):

NM^2-

NM^-

Beispiel:

Na⁺
Natrium-Ion
Kation

Mg²⁺
Magnesium-Ion
Kation

Al³⁺
Aluminium-Ion
Kation

Pb⁴⁺
Blei-Ion
Kation

S^2-
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.

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

• Magnesium

• Lithium

• Schwefel

• Natrium

• Sauerstoff

• Fluor

• Calcium

• 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.
• Iod

• Barium

• Schwefel

• Kalium

• Magnesium

• Brom

• Lithium

• Blei

• Gold(III)

• Eisen(II)

• 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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-	α-Strahlen bestehen aus Teilchen der Masse 4 u sie besitzen 2 positive Elementarladungen sie besitzen ein geringes Durchdringungsvermögen (einige cm in der Luft)
-	β-Strahlen bestehen aus Elektronen die sich sehr schnell fortbewegen sie besitzen 1 negative Elementarladung sie besitzen ein gutes Durchdringungsvermögen (sie können dünne Metallbleche durchdringen)
-	γ-Strahlen haben ein sehr starkes Durchdringungsvermögen (nur sehr dicke Metallschichten können sie aufhalten)

Name	Masse (u)	Ladung	Abkürzung	Zeichnerische Darstellung
Proton	≈ 1 (1,0073)	1	p⁺	⊕
Neutron	≈ 1 (1,0087)	0	n^o	○
Elektron	≈ 0 (0,0005)	-1	e^-	⊖

H → H⁺ + e^-	IE = 1313 kJ/mol
Ne → Ne⁺ + e^-	IE = 2100 kJ/mol

Energiestufe (Schale)	Hauptquantenzahl (n)	Maximale Anzahl Elektronen (2 n²)
K L M N	1 2 3 4	2 8 18 32

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

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)

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)

	M → n e^- + Mⁿ⁺	(Kation, M = Metall)
	NM + m e^- → NM^m-	(Anion, NM = Nichtmetall)

Hauptgruppe:	I	II	III	IV	V	VI	VII
Wertigkeit:	1	2	3	4	3	2	1
Metall (M):	M⁺	M²⁺	M³⁺	M⁴⁺
Nichtmetall (NM):						NM^2-	NM^-
Beispiel:	Na⁺ Natrium-Ion Kation	Mg²⁺ Magnesium-Ion Kation	Al³⁺ Aluminium-Ion Kation	Pb⁴⁺ Blei-Ion Kation		S^2- Sulfid-Ion Anion	F^- Fluorid-Ion Anion

Name	Chemische Formel	Kation Name	Anion Name	Ionenformel
Calciumoxid
Kaliumbromid
Natriumsulfid
Diphosphortrioxid
Aluminiumoxid
Natriumsulfat
Magnesiumphosphat