1. Atombau und Periodensystem © Wolfgang Faber 2007 1. Atombau und Periodensystem.

1. Atombau und Periodensystem © Wolfgang Faber 2007

1. Atombau und Periodensystem



1.1 Historische Entwicklung



Demokrit 400 v.Chr.: atomos - das Unteilbare, Materie besteht aus solchen unteilbaren Einheiten

Aristoteles 350 v. Chr.:verwirft Atomtheorie, statt

dessen:vier Elemente: Erde, Wasser,

Feuer, Luftvier Grundwerte: Kälte, Nässe,

Hitze, Trockenheit

fünftes Element: Äther (Quintessenz, Energie)



Boyle 1627-1691:behauptet 1661 in „The Sceptical Chymist“,

dass es Elemente und Verbindungen gibt

John Dalton 1766-1844: stellt 1808 in „A New System Of Chemical Philosophy“ die Atomhypothese auf: Elemente bestehen aus unzerstörbaren Atomen, Verbindungen bestehen aus Atomen verschiedener Elemente


1.1 Historische Entwicklung.

J.J.Berzelius 1779-1848:entwirft 1813 die heutige chemische Schreibweise

Ernest Rutherford 1871-1937: stellt 1911 sein Kern-Hülle Modell vor.



1.2 Aufbau der Atome



Atomare Masseneinheit 1u = 1,66056‧10-24gElementarladung 1,602‧10-19As

Kern (Ausdehnung 10-14m):Protonen (p+): 1u, eine positive ElementarladungNeutronen (n): 1u, elektrisch neutral

Hülle (Ausdehnung 10-10m): Elektronen (e-) : 1/2000 u, eine negative

Elementarladung



Die Zahl der Protonen heißt Ordnungszahl (Z). Sie entspricht auch der Zahl der Elektronen im ungeladenen Atom.

Anordnung der Elemente im PSE (Periodensystem der Elemente) nach steigender Ordnungszahl. Jede Ordnungszahl eigenes Elementsymbol:

Element: Atome der gleichen Ordnungszahl

1p+ H 8p+ 92p+

O U



Neutronenzahl ≈ Protonenzahl, kann aber auch unterschiedlich sein.

Die Summe der Protonen und Neutronen (= Anzahl der Kernteilchen) heißt Massenzahl (A).

Cl35A17Z Cl37

17 17p+, 18n 17p+, 20n



Nuklid: genau definiertes Atom, Z und A festgelegt

Isotope: gleiche Z, unterschiedliche A

Nicht alle Nuklide eines Elements sind stabil zu wenig oder zu viel Neutronen bewirken Kernzerfall (Neutronen wirken als Kleber, sind aber selbst instabil).

Man kennt heute etwa 270 stabile und über 1600 instabile bzw. radioaktive Atomkerne.


1.2 Aufbau der Atome.

Atommasse M: Durchschnittsmasse des natürlichen Isotopengemisches eines Elements. Einheit u, siehe Periodensystem

z.B.: 35Cl 75,53%, 37Cl 24,47%

M = = 35.5 u

Umrechnung von u in g unangenehm Wie viele Chloratome wiegen 35,5 g ? Antwort: 1 mol ! .

1003747,243553,75



1.3 Das Mol


1.3 Das Mol

Loschmidtsche Zahl NL= Avogadrosche Zahl NA = 6,022‧1023 mol-1

Ein Mol ist die Loschmidtsche Zahl von Teilchen. (vgl. 1 Dutzend = 12 Teilchen)

Molmasse M: Die Masse von einem Mol eines bestimmten Teilchens oder einer Verbindung in Gramm pro Mol.


1.3 Das Mol

Atommasse

Molmasse M

Wasserstoffatom (H)

Wasserstoffmolekül (H2)Chloratom (Cl)

Chlormolekül (Cl2)

1 u

2 g/mol

71 g/mol

35,5 g/mol

1 g/mol

2 u

35,5 u

71 u


1.3 Das Mol

Man kann also mit Hilfe einer Waage und eines Periodensystems die Anzahl der Atome in einem Stoff bestimmen !

Beispiele:

M (S8) = M (H2O) =

M(CaCl2) = M(C6H12O6) =

256,8 g/mol

18,0 g/mol

180 g/mol111,1 g/mol


1.3 Das Mol

Molzahl n: Gibt die Anzahl der Mole an, Einheit mol

m = M‧n (m...Stoffmasse in Gramm)


1.3 Das Mol

Beispiele:

1) Wie schwer sind 3 mol Ammoniak (NH3)?

m = n ∙ M =

3 mol ∙ 17 g/mol =

51 g


2) Wie viele Mol enthält 1 kg Wasser ? Wie viele Moleküle sind das ?

1.3 Das Mol

n =

=

Mm

mol/g18g1000

= 55,55 mol

N = n ∙ NA

= 55,55 mol ∙ 6,022 ∙ 1023 Teilchen/mol =

= 3,35 ∙ 1025 Teilchen


1.3 Das Mol.

3) 216.45 g eines unbekannten weißen Pulvers enthalten 3.7 mol Formeleinheiten. Um welche Substanz handelt es sich ?

M =

=

nm

mol7,3g45,216

= 58,5 g/mol

M (Na) = 23,0 g/mol M (Cl) = 35,5 g/mol

M (NaCl) = 58,5 g/mol .



1.4 Modelle der Elektronenhülle



Das Sphärenmodell:Elektronen mit niedriger Energie:

häufig sehr nahe beim Kern Elektronen mit höherer Energie:

„weitere Ausflüge“ Ordnung der Elektronen nach steigender Energie

(in so genannten Sphären).



Sphären: kugelförmige Bereiche rund um den Atomkern, wo sich die jeweiligen Elektronen meistens aufhalten (hohe Aufenthalts-wahrscheinlichkeit).

Die Größe der Sphären steigt mit der Energie der Elektronen.

Hauptquantenzahl n: Nummer der Sphären, Reihung nach steigender Energie.

2n2 ist die maximale Anzahl von Elektronen, die in einer Sphäre der Nummer n Platz haben.



Die Sphären werden nun von den jeweils vorhandenen Elektronen von innen nach außen besetzt.

Außenelektronen: Elektronen in der äußersten besetzten Sphäre

Valenzelektronen: Für die chemische Bindung verantwortlich, hauptsächlich die Außenelektronen



Das Orbitalmodell:

Pauli*-Verbot: innerhalb eines Atoms darf es keine zwei Elektronen mit gleicher Energie geben.

Exakte Unterscheidung der Energiestufen nötig vier Quantenzahlen, die zusammen ein Elektron eindeutig charakterisieren.

* Benannt nach dem österreichischen Physiker Wolfgang Pauli (1900-1958, Nobelpreis f. Physik 1945).



Orbitale: Aufenthaltsorte für jeweils maximal zwei Elektronen einer Sphäre.

Arten der Orbitale:

s p d f



Je nach Art des Orbitals gibt es oft mehrere energiegleiche Orbitale in unterschiedliche Raumrichtungen Platz für mehr Elektronen

Orbitale s p d f

Ab der ... Sphäre 1. 2. 3. 4.

Anzahl der möglichen Raumrichtungen

(= energiegleiche Orbitale)

1 3 5 7

Platz für ... Elektronen 1‧2=2 3‧2=6 5‧2=10 7‧2=14



Bei dem Orbitalbuchstaben wird auch immer die Zahl der Sphäre mit angegeben: z.B. 1s, 4f, 3d. Gemeint sind immer alle energiegleichen Orbitale einer Sphäre gemeinsam.

Aufgefüllt werden nun eigentlich die Orbitale nach steigender Energie, wobei die Energieabfolge der Orbitale nicht immer der Sphärenreihenfolge entspricht:1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, ...



Hundsche* Regel: Energiegleiche Orbitale werden von den Elektronen zunächst einfach besetzt. Alle energiegleichen Orbitale einfach besetzt Doppelbesetzung

* Benannt nach dem deutschen Physiker Friedrich Hund (1896-1997).


1.4 Modelle der Elektronenhülle.



1.5 Das Periodensystem



Aufbau des Periodensystems:

1869: Mendelejew und Meyer veröffentlichen Ordnungssystem der Elemente: Elemente mit ähnlichen Eigenschaften werden zu Gruppen zusammengefasst Vorhersage noch nicht entdeckter Elemente (Germanium).

Siehe Buch Abb.13.2, 13.3



Perioden (Zeilen): Reihung der Elemente nach steigender Ordnungszahl (=steigende Elektronenzahl). Bei Besetzung einer neuen Sphäre neue Periode

Gruppen (Spalten): Elemente mit gleicher Anzahl Außenelektronen sind in einer Gruppe Gruppen sind Elemente mit ähnlichen Eigenschaften.



1.Periode (Energiestufe 1s): 2 Elemente

1s1 ... Elektronenkonfiguration, Hochzahl = Elektronenzahl im Orbital

1s2

H:

He:



2. Periode (Energiestufe 2s, 2p): 8 Elemente

Li: [He] 2s1 ... [He] ist die volle Besetzung von Helium, wenig Beitrag zur Bindung

[He] 2s2 2p2

[He] 2s2 2p6

C:

Ne:



3.Periode (Energiestufen 3s, 3p): 8 Elemente

[Ne] 3s2 3p3

P:



4. Periode (Energiestufen 4s, 3d, 4p): 18 Elemente

[Ar] 4s2

[Ar] 4s2 3d3

[Ar] 4s2 3d5

Ca:

V:

Mn:



[Ar] 4s2 (3d10) d-Elektronen sind nicht mehr an der Bindung beteiligt

2 Valenzelektronen

[Ar] 4s2 (3d10) 4p3

Zn:

As:



Das PSE besteht aus Gruppen:

s – Block (1., 2. Gruppe), p – Block (13.-18. Gruppe): Hauptgruppen

d – Block (3.-12. Gruppe): Nebengruppen

Einerstelle der Gruppennummer: maximale Zahl der Valenzelektronen mit Ausnahme der Gruppen 10 und 11



5.Periode (Energiestufen 5s, 4d, 5p): 18 Elemente

[Kr] 5s2 4d2

[Kr] 5s2 (4d10)

[Kr] 5s2 (4d10) 5p3 4d- Elektronen nicht an Valenzen

beteiligt

Zr:

Cd:

Sb:



6. Periode (Energiestufen 6s, 4f, 5d, 6p): 32 Elemente

[Xe] 6s2

[Xe] 6s2 5d1 Element des d-Blocks

[Xe] 6s2 4f2 Erstes Element des f-

Blocks (seltene Erden)

Ba:

La:

Ce:



[Xe] 6s2 (4f14) 5d1 „letztes“ f-Element ?

[Xe] 6s2 (4f14) 5d2 f-Elektronen nicht valenzfähig

[Xe] 6s2 (4f14 5d10) 6p2 f- und d-Elektronen nicht valenzfähig

Lu:

Hf:

Pb:



7. Periode (Energiestufen 7s, 5f, 6d, 7p ? ): Fr -

Transurane kommen in der Natur nicht vor.

Derzeit Elemente bis Ordnungszahl 111 benannt (Roentgenium).

Noch nicht bestätigte Entdeckungen bis 118.


1.5 Das Periodensystem.

Weitere wichtige Informationen im PSE:

Metall-NichtmetallAggregatzustandOrdnungszahlAtommasseInstabile ElementeElektronegativität.



1.6 Eigenschaften einiger Elemente



Alkalimetalle Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (= 1.Gruppe außer H)

Elektronenkonfiguration: s1

Eigenschaften: Metalle leicht weich (mit Messer schneidbar)



glänzend

niedrig schmelzend

im metallischen Zustand sehr reaktionsfähig

natürliches Vorkommen als einfach positives Ion (z.B. Na+, geringe Reaktionsfähigkeit)

Vorkommen:



Na und K: Sie sind das 6. bzw. 7.häufigste Element der Erdrinde (jeweils ca. 2.5%). Vorkommen z.B. in Feldspäten (Gesteine), NaCl im Meerwasser

Li, Rb, Cs: Häufigkeit nur jeweils 10-3 %

Reaktionen: Reaktion mit Wasser Wasserstoffentwicklung:2 Na + 2H2O 2 NaOH + H2



Edelgase He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn (18. Gruppe)

Elektronenkonfiguration: s2p6

Eigenschaften:

gasförmige, reaktionsträge Nichtmetalle

sehr tiefe Schmelz- und Siedepunkte

Vorkommen:

Ar in der Luft (ca. 1%)



Ne, Kr, Xe in der Luft (sehr selten)

He in Erdgasvorkommen (im Weltall zweithäufigstes Element !)

Rn in Höhlen (natürlicher radioaktiver Zerfall, „Heilquellen“)

Verwendung:

Ar als Schutzgas (Schweißen)

Ar in Glühbirnen und Leuchtstoffröhren



He als Kühlmittel für Supraleiter

He als Füllgas für Ballons

Ne, Kr, Xe für spezielle Glühbirnen

1. Atombau und Periodensystem © Wolfgang Faber 2007 1. Atombau und Periodensystem.

Documents

Transcript of 1. Atombau und Periodensystem © Wolfgang Faber 2007 1. Atombau und Periodensystem.