1. Atombau und Periodensystem

Präsentation zum Thema: "1. Atombau und Periodensystem"—  Präsentation transkript:

1 1. Atombau und Periodensystem

2 1. Atombau und Periodensystem
1.1 Historische Entwicklung

3 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, Luft vier Grundwerte: Kälte, Nässe, Hitze, Trockenheit fünftes Element: Äther (Quintessenz, Energie)

4 1.1 Historische Entwicklung

5 1.1 Historische Entwicklung
Boyle : behauptet 1661 in „The Sceptical Chymist“, dass es Elemente und Verbindungen gibt John Dalton : stellt 1808 in „A New System Of Chemical Philosophy“ die Atomhypothese auf: Elemente bestehen aus unzerstörbaren Atomen, Verbindungen bestehen aus Atomen verschiedener Elemente

6 1.1 Historische Entwicklung.
J.J.Berzelius : entwirft 1813 die heutige chemische Schreibweise Ernest Rutherford : stellt 1911 sein Kern-Hülle Modell vor.

7

8 1. Atombau und Periodensystem
1.2 Aufbau der Atome

9 1.2 Aufbau der Atome Atomare Masseneinheit 1u = 1,66056‧10-24g
Elementarladung 1,602‧10-19As Kern (Ausdehnung 10-14m): Protonen (p+): 1u, eine positive Elementarladung Neutronen (n): 1u, elektrisch neutral Hülle (Ausdehnung 10-10m): Elektronen (e-) : 1/2000 u, eine negative Elementarladung

10 1.2 Aufbau der Atome 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+  O 92p+  U

11 1.2 Aufbau der Atome Neutronenzahl ≈ Protonenzahl, kann aber auch unterschiedlich sein. Die Summe der Protonen und Neutronen (= Anzahl der Kernteilchen) heißt Massenzahl (A).  17p+, 18n  17p+, 20n

12 1.2 Aufbau der Atome 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.

13 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 !

14

15 1. Atombau und Periodensystem
1.3 Das Mol

16 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.

17 1.3 Das Mol Atommasse Molmasse M Wasserstoffatom (H) 1 u 1 g/mol
Wasserstoffmolekül (H2) 2 u 2 g/mol Chloratom (Cl) 35,5 u 35,5 g/mol Chlormolekül (Cl2) 71 u 71 g/mol

18 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 111,1 g/mol 180 g/mol

19 1.3 Das Mol Molzahl n: Gibt die Anzahl der Mole an, Einheit mol
m = M‧n (m...Stoffmasse in Gramm)

20 1.3 Das Mol Beispiele: 1) Wie schwer sind 3 mol Ammoniak (NH3)?
m = n ∙ M = 3 mol ∙ 17 g/mol = 51 g

21 1.3 Das Mol 2) Wie viele Mol enthält 1 kg Wasser ? Wie viele Moleküle sind das ? n = = = 55,55 mol N = n ∙ NA = 55,55 mol ∙ 6,022 ∙ 1023 Teilchen/mol = = 3,35 ∙ 1025 Teilchen

22 1.3 Das Mol. 3) g eines unbekannten weißen Pulvers enthalten 3.7 mol Formeleinheiten. Um welche Substanz handelt es sich ? M = = = 58,5 g/mol M (Na) = 23,0 g/mol M (Cl) = 35,5 g/mol M (NaCl) = 58,5 g/mol

23

24 1. Atombau und Periodensystem
1.4 Modelle der Elektronenhülle

25 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).

26 1.4 Modelle der Elektronenhülle
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.

27 1.4 Modelle der Elektronenhülle
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

28 1.4 Modelle der Elektronenhülle
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 ( , Nobelpreis f. Physik 1945).

29 1.4 Modelle der Elektronenhülle
Orbitale: Aufenthaltsorte für jeweils maximal zwei Elektronen einer Sphäre. Arten der Orbitale: s p d f

30 1.4 Modelle der Elektronenhülle
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

31 1.4 Modelle der Elektronenhülle
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, ...

32 1.4 Modelle der Elektronenhülle

33 1.4 Modelle der Elektronenhülle
Hundsche* Regel: Energiegleiche Orbitale werden von den Elektronen zunächst einfach besetzt. Alle energiegleichen Orbitale einfach besetzt  Doppelbesetzung * Benannt nach dem deutschen Physiker Friedrich Hund ( ).

34 1.4 Modelle der Elektronenhülle.

35

36 1. Atombau und Periodensystem
1.5 Das Periodensystem

37 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

38 1.5 Das Periodensystem 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.

39 1.5 Das Periodensystem 1.Periode (Energiestufe 1s): 2 Elemente
1s1 ... Elektronenkonfiguration, Hochzahl = Elektronenzahl im Orbital 1s2 H: He:

40 1.5 Das Periodensystem 2. Periode (Energiestufe 2s, 2p): 8 Elemente
Li: [He] 2s [He] ist die volle Besetzung von Helium, wenig Beitrag zur Bindung [He] 2s2 2p2 [He] 2s2 2p6 C: Ne:

41 1.5 Das Periodensystem 3.Periode (Energiestufen 3s, 3p): 8 Elemente
[Ne] 3s2 3p3 P:

42 1.5 Das Periodensystem 4. Periode (Energiestufen 4s, 3d, 4p): 18 Elemente [Ar] 4s2 [Ar] 4s2 3d3 [Ar] 4s2 3d5 Ca: V: Mn:

43 1.5 Das Periodensystem [Ar] 4s2 (3d10) d-Elektronen sind nicht mehr an der Bindung beteiligt  2 Valenzelektronen [Ar] 4s2 (3d10) 4p3 Zn: As:

44 1.5 Das Periodensystem Das PSE besteht aus Gruppen:
s – Block (1., 2. Gruppe), p – Block ( Gruppe): Hauptgruppen d – Block ( Gruppe): Nebengruppen Einerstelle der Gruppennummer: maximale Zahl der Valenzelektronen mit Ausnahme der Gruppen 10 und 11

45 1.5 Das Periodensystem 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:

46 1.5 Das Periodensystem 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:

47 1.5 Das Periodensystem [Xe] 6s2 (4f14) 5d1 „letztes“ f-Element ? Lu:
[Xe] 6s2 (4f14) 5d2 f-Elektronen nicht valenzfähig [Xe] 6s2 (4f14 5d10) 6p2 f- und d-Elektronen nicht valenzfähig Lu: Hf: Pb:

48 1.5 Das Periodensystem 7. Periode (Energiestufen 7s, 5f, 6d, 7p ? ): Fr - Transurane kommen in der Natur nicht vor. Derzeit Elemente bis Ordnungszahl benannt (Roentgenium). Noch nicht bestätigte Entdeckungen bis 118.

49 1.5 Das Periodensystem. Weitere wichtige Informationen im PSE:
Metall-Nichtmetall Aggregatzustand Ordnungszahl Atommasse Instabile Elemente Elektronegativität.

50

51 1. Atombau und Periodensystem
1.6 Eigenschaften einiger Elemente

52 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)

53 1.6 Eigenschaften einiger Elemente
glänzend niedrig schmelzend im metallischen Zustand sehr reaktionsfähig natürliches Vorkommen als einfach positives Ion (z.B. Na+, geringe Reaktionsfähigkeit) Vorkommen:

54 1.6 Eigenschaften einiger Elemente

55 1.6 Eigenschaften einiger Elemente
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

56 1.6 Eigenschaften einiger Elemente
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%)

57 1.6 Eigenschaften einiger Elemente
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

58 1.6 Eigenschaften einiger Elemente
He als Kühlmittel für Supraleiter He als Füllgas für Ballons Ne, Kr, Xe für spezielle Glühbirnen