1. Atombau und Periodensystem

1. Atombau und Periodensystem 1.1 Historische Entwicklung

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)

1.1 Historische Entwicklung

1.1 Historische Entwicklung 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. Atombau und Periodensystem 1.2 Aufbau der Atome

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

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

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

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.

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 ! .

1. Atombau und Periodensystem 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) 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

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

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

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

1.3 Das Mol. 3) 216.45 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 .

1. Atombau und Periodensystem 1.4 Modelle der Elektronenhülle

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).

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.

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

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 (1900-1958, Nobelpreis f. Physik 1945).

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

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

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, ...

1.4 Modelle der Elektronenhülle

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 (1896-1997).

1.4 Modelle der Elektronenhülle.

1. Atombau und Periodensystem 1.5 Das Periodensystem

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

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.

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

1.5 Das Periodensystem 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:

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

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

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

1.5 Das Periodensystem 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

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:

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:

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:

1.5 Das Periodensystem 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-Nichtmetall Aggregatzustand Ordnungszahl Atommasse Instabile Elemente Elektronegativität.

1. Atombau und Periodensystem 1.6 Eigenschaften einiger Elemente

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)

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:

1.6 Eigenschaften einiger Elemente

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

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%)

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

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