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).
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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:
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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. |
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Bleiblock mit Bohrung![]() 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:
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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:
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Bleiblock mit Bohrung![]() α-Strahlen Goldfolie Leuchtschirm ![]() |
|
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:
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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. |
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Atommodell nach Rutherford-Chadwick: |
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b. 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:
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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:
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H |
|
H+ |
|
H- |
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S |
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S2- |
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Ca |
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Ca2+ |
c. Isotope
Beispiel:
Berechne die Anzahl Elemtarteilchen in der Tabelle, was stellt man fest?
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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. |
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
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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. |
Die Ionisierungsenergie (IE) ist die Energie, die zum Abtrennen eines Elektrons aus einem Atom benötigt wird. |
H → H+ + e- | IE = 1313 kJ/mol |
Ne → Ne+ + e- | IE = 2100 kJ/mol |
![]() | Von Elektron Nummer 16 bis zum Elektron 1 nimmt die IE beständig zu. |
![]() |
e- abgetrennt e- in der Atomhülle |
![]() 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 |
1 |
2 |
Beispiel: |
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Gib das Schalenmodel an! Z=17, keine Ladung: 17 Elektronen sind auf den verschiedenen Schalen zu verteilen |
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![]() |
![]() |
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.
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: |
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 |
Allgemein: Metall → n e- + Metalln+ (Metall-Ion, Kation)
Nichtmetalle können ein Elektronenoktett nur durch Aufnahme von Elektronen erreichen: |
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 |
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+ |
Mg2+ |
Al3+ |
Pb4+ |
S2- |
F- |
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 |
Kation |
Anion |
Ionenformel |
Calciumoxid | ||||
Kaliumbromid | ||||
Natriumsulfid | ||||
Diphosphortrioxid | ||||
Aluminiumoxid | ||||
Natriumsulfat | ||||
Magnesiumphosphat |