8. Der Aufbau der Stoffe

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1 8. Der Aufbau der Stoffe 8.1 Stoffe laden sich elektrisch auf Werden ein Hartgummistab mit Wolle und ein Glasstab mit Watte gerieben, können die Stäbe kleine Papierstückchen anziehen. Man nennt den Zustand, in den die Stäbe durch Reibung versetzt werden, "elektrisch geladen". Berührt man mit dem geladenen Hartgummistab eine Holundermarkkugel, stösst der Stab die Kugel ab. Offensichtlich ist die Ladung des Hartgummistabes durch die Berührung teilweise auf die Kugel übertragen worden. Beide Körper sind nun gleich geladen und stossen sich ab. Der gleiche Versuch wird mit dem geriebenen Glasstab und einer zweiten Holundermarkkugel durchgeführt. Auch hier stösst der Stab die Kugel ab. Nähert man dagegen die beiden geladenen Holundermarkkugeln einander, ziehen sie sich an.

2 8.2 Die Entwicklung der Atommodelle Wegen ihrer geringen Abmessungen lassen sich Atome nicht direkt beobachten. Wollen wir Aussagen über ihren Aufbau machen. So sind wir auf die Deutung von Versuchsergebnissen angewiesen. DALTON stellte sich 1808 die Atome als kleine, massive, unzerstörbare Kugeln vor. Chemische Reaktionen betrachtete er als Umgruppierungen der Atome. Mit dieser Vorstellung konnte er das Gesetzt vom Erhalt der Masse erklären. Bereits gegen Ende des 19. Jahrhunderts weckte die Entdeckung der radioaktiven Strahlung durch BECQUEREL / CURIE Zweifel, ob Atome wirklich unteilbar seien. Man vermutete nämlich, dass die radioaktive Strahlung entsteht, wenn Atome zerfallen. Demnach können Atome also nicht die kleinsten Bausteine der Materie sein, sondern müssen selbst aus noch kleineren Teilchen aufgebaut sein. RUTHERFORD fand 1903 die Ursache dieser bis dahin rätselhaften Strahlung: Die Atome bestimmter Elemente zerfallen! Der radioaktive Zerfall verläuft bei den einzelnen radioaktiven Elementen unterschiedlich rasch und ist nicht zu beeinflussen. Die Beständigkeit eines radioaktiven Stoffes wird durch seine Halbwertszeit (t ½ ) angegeben, jener Zeit, nach der er zur Hälfte zerfallen ist. Beispielsweise hat Uran eine t ½ von 4.5 Mia Jahren; Lawrencium hingegen ein t ½ von nur 3 Minuten. 8.3 Radioaktive Strahlung - Arten Mit einem elektrischen Feld lassen sich drei Arten unterscheiden: α-strahlen sind zweifach positiv geladene Teilchen mit einer Masse von 4u. Sie haben an Luft nur eine Reichweite von wenigen Zentimetern und werden bereits durch ein Blatt Papier abgeschirmt. β-strahlen sind Elektronen mit hoher Geschwindigkeit. (bis 90% der Lichtgeschwindigkeit) die durch den Zerfall eines Neutrons in ein Proton und ein Neutron entstehen. Sie können einige Millimeter dicke Metallschichten durchdringen. γ-strahlen sind energiereiche Strahlen ähnlich der Röntgenstrahlen, die zentimeterdicke Bleiplatten durchdringen können.

3 Die Untersuchungen des Verhaltens von α-strahlen bei der Durchdringung dünner Metallfolien führte RUTHERFORD im Jahre 1911 zu grundlegend neuen Erkenntnissen über den Aufbau der Atome. 8.4 Rutherford'scher Streuversuch Eine etwa cm dünne Goldfolie wurde mit α-strahlen beschossen. Ein Leuchtschirm hinter der Goldfolie gab jeden Aufprall eines α-teilchens als Lichtblitz wieder. Die Häufung der Lichtblitze besonders an einer bestimmten Stelle überraschte. Sie besagte, dass die meisten α-teilchen die Goldfolie ungehindert durchdrungen hatten und die Atome in der Goldfolie eben nicht "undurchdringlich" waren. Immerhin war die Folie 2'000 Atomlagen "dick" (In der Abbildung sind 3 bzw. 4 Atomlagen wiedergegeben).

4 8.5 Aufbau des Atoms nach BOHR Die Vorstellung, dass Atome undurchdringliche, feste Teilchen sind, konnte somit nicht länger aufrechterhalten werden.

5 Es schien so, als wären die Teilchen bis auf einen "Kern" praktisch "leer". Die Modellvorstellung des Kern-Hülle-Atoms entwickelte BOR 1913 weiter. Nach seinen Forschungsergebnissen sind drei Elementarteilchen am Aufbau der Atome beteiligt. Im Kern befinden sich positiv geladene Protonen und ungeladene Neutronen. Beide Kernteilchen besitzen eine Masse von jeweils 1u. In der Atomhülle halten sich die Elektronen auf. Ihre Masse ist im Vergleich zu den Protonen "verschwindend" klein. Elektronen sind negativ geladen Atomkern (zu gross dargestellt) mit Neutronen und Protonen Atomhülle (grossteils Leerraum) mit Elektronen Die Umlaufbahnen heissen Schalen (räumlich zu verstehen) Die Elektronen der äussersten Schale heissen Aussenelektronen (Valenzelektronen) Ort Elementarteilchen Symbol Masse (in u) Ladung Kern Neutron n 1 keine Kern Proton p + Ο Hülle Elektron e - ~ 0-1

6 Elektronen befinden sich nicht an einem Platz im Atom, sondern "rasen" um den Atomkern. Stellt man sich vor, man könnte ein Elektron fotografieren, hielten verschiedene Aufnahmen jedes Mal einen anderen Ort des Elektrons fest. Übereinander projiziert würden die Aufenthaltsorte zu einer Elektronenwolke verschwimmen. Der Aufenthaltsort eines Elektrons lässt sich nicht bestimmen. Elektronenwolken geben nur den wahrscheinlichen Aufenthaltsraum eines Elektrons wieder Ein Elektron ändert laufend Seine Bewegungsrichtung Schematische Darstellung einer Momentaufnahme Viele Momentaufnahmen eines Elektrons Einelektronige Wolke

7 8.5.1 Elektronen bewegen sich auf "Schalen" Licht ist eine Form von Energie. Kurzwelliges (blaues) Licht ist energiereicher als langwelliges (rotes) Licht. Den Umstand, dass Atome nur Licht ganz bestimmter Wellenlänge (nur ganz bestimmte Energiebeträge) aussenden oder aufnehmen können, erklärte BOHR mit folgender Annahme: Die Atomhülle besteht aus Elektronen, die sich mit grosser Geschwindigkeit im Raum um den Atomkern aufhalten. Unter den Elektronen eines Atoms gibt es energieärmere und energiereichere aber auch solche, die über annähernd gleiche Energie verfügen. Zwischen der Energie der Elektronen und ihrem Abstand vom Atomkern besteht ein Zusammenhang: Je grösser der Abstand eines Elektrons vom Atomkern ist, desto grösser ist auch seine Energie. Oder, anders ausgedrückt: Je grösser die Energie eines Elektrons, desto weiter ist es vom Atomkern entfernt. Durch Energiezufuhr (z.b. mittels Licht (Photon) oder Flamme) wird ein äusseres Elektron gegen die Anziehungskraft des Kerns auf ein höheres Energieniveau gehoben. Schon nach 10-9 Sekunden fällt es auf ein niedrigeres Energieniveau zurück. Die dabei frei werdende Energie wird in Form von Licht bestimmter Wellenlänge abgegeben. Da nur bestimmte Energieniveaus der Elektronen erlaubt sind, kann das Atom nur ganz bestimmte Energieportionen (Energiequanten) aufnehmen oder abgeben.

8 BOHR stellte sich diese Energieniveaus als Kreisbahnen ("Elektronenschalen") vor, auf denen die Elektronen den Kern umkreisen. Er stellte weiters fest, dass sich auf einer Bahn eine bestimmte Anzahl von Elektronen befinden können, in der jeweils äussersten aber nur maximal acht Elektronen. Diese Aussenelektronen bestimmen die chemischen Eigenschaften. Die Schalen bezeichnete er mit Grossbuchstaben, beginnend mit K. 8.6 Aufgaben 6.6.1: Wie viel ist von einem radioaktiven Element noch vorhanden, nachdem drei Halbwertszeiten vergangen sind? 6.6.2: Wie viele Elektronen können sich maximal auf der 1., 2., 3. und 4. Schale befinden?

9 8.7 Das Periodensystem der Elemente Schon in der ersten Hälfte des 19. Jahrhunderts war aufgefallen, dass manche Elemente ähnliche Eigenschaften haben. So die Halogene (Fluor, Chlor, Brom, Iod), die Alkalimetalle (Lithium, Natrium, Kalium) und die Erdalkalimetalle (Calcium, Strontium, Barium) veröffentlichten MENDELEJEW und MEYER je eine Tabelle der Elemente, die als Periodensystem bezeichnet wird. Sie ordneten die rund 60 damals bekannten Elemente nach der Atommasse und den chemischen Eigenschaften. Ein Schwefelatom (S) unterscheidet sich von einem Sauerstoffatom (O) in der Anzahl der Elementarteilchen. So kann man an der Anzahl der Protonen oder Elektronen erkennen, um welches Element es sich handelt (16 p + = S, 8 p + = O oder 16 e - = S, 8 e - = O). Die Protonenzahl oder Elektronenzahl wird auch Ordnungszahl genannt. Sie wird vor das Elementssymbol gesetzt. Die Zahl der Protonen entspricht der Zahl der Elektronen in der Atomhülle. Die positiven Ladungen des Kerns und die negativen Ladungen der Atomhülle gleichen sich also aus.

10 Zieht man im Periodensystem eine Diagonale vom Element mit der Ordnungszahl 5 (Bor, B), zum Element mit der Ordnungszahl 85 (Astat, At), dann stehen im linken (unteren) Teil die Metalle, im rechten (oberen) Teil die Nichtmetalle. Atome sind elektrisch neutral Die Masse eines Atoms ergibt sich aus der Gesamtzahl der Protonen und Neutronen und wird in der Atommasseneinheit u angegeben. Die Massenzahl eines Elements wird ebenfalls vor das Elementssymbol jedoch über die Ordnungszahl geschrieben (grössere Dezimalzahl). Zieht man von der Massenzahl die Ordnungszahl ab, erhält man die Zahl der Neutronen. Beispiel: Natrium (Na) Zusammensetzung Masse 11 Elektronen 11 0 u = 0 u 11 Protonen 11 1 u = 11 u Total sind es aber 23 u d.h. es fehlt noch 12 u, was 12 Neutronen entsprechen. Aus der Protonenzahl (11), die der Elektronenzahl entspricht, ergibt sich die Platznummer im Periodensystem der Elemente. Die Anzahl der Elektronenschalen (hier 3) entspricht der Periodennummer (arabische Ziffern), die Anzahl der Aussenelektronen (hier 1) entspricht der Gruppennummer (römische Ziffern).

11 Zusammenfassung am Beispiel von Fluor 18,99 9F 2 7 runden 19 (Protonen + Neutronen) 9 (Protonen) 10 Neutronen = Atommasse (in Unit) Fluor = Elementsymbol 1. Schale (Umlaufbahn) mit 2 e - 2. Schale mit 7 Aussenelektronen Protonen im Kern = Ordnungszahl 8.8 LEWIS-Schreibweise Die Elektronenformel (auch LEWIS-Schreibweise genannt, nach deren Erfinder GILBERT NEWTON LEWIS) dient zur Darstellung von Atomen und Molekülen. Es handelt sich hierbei um eine Symbolschreibweise, bei der nur die Valenzelektronen (Elektronen auf der äussersten Schale) mittels Punkte dargestellt werden. Beim Füllen dieser Valenzelektronen werden zuerst je ein Elektron (als Punkt dargestellt) "verteilt. Nach vier solchen Punkte (entsprechen 4 Elektronen) kommen nicht mehr weitere Punkte hinzu, sondern die Punkte werden zu "Strichen" erweitert. D.h. ein Strich entspricht 2 Elektronen. Wenn die äusserste Schale mit Elektronen gefüllt ist (vier Striche), besitzt das Atom die Konfiguration eines Edelgases (weil Edelgase auch eine volle äusserste Schale besitzen.) Li Be B C N O F Ne Elektronenformel (Lewis-Formel):

12 8.9 Aufgaben Was haben Elemente, die in einer Gruppe untereinander stehen, gemeinsam? Was haben Elemente, die im Periodensystem nebeneinander stehen, gemeinsam? Wie viele Elektronen enthalten die Elektronenhüllen von Sauerstoff, Natrium, Calcium und Brom? Wie viele Elektronen besitzen diese Atome ihrer äussersten Schale? Finden Sie heraus, um welche Elemente es sich hier handelt. a) b) c)

13 8.9.5 Zeichnen Sie die Elektronenbesetzung folgender Elemente: a) Li b) Ne c) Si In welcher Richtung stehen die Gruppen im PSE? Welche Gemeinsamkeiten haben alle 6 Elemente einer Gruppe Welche Namen (!) haben die Elemente der Hauptgruppe V? Was sind Unterschiede und Gemeinsamkeiten der Schalenbesetzung von Sauerstoff und Schwefel?

14 8.9.9 Schreiben Sie die Symbole der gesuchten Elemente auf die untenstehenden Linien. a) Welches Element hat 5 Valenzelektronen auf der 3. Schale? b) Welches Element hat 2 vollbesetzte Schalen und 3 Valenzelektronen? c) Welchem Element fehlen 2 Elektronen auf der M-Schale um Edelgaskonfiguration (volle äusserste Schale) zu erreichen? d) Welches Element in der 6. Periode hat 2 Valenzelektronen zuviel für die Edelgaskonfiguration? e) Welches Element der 5. Periode hat die Edelgaskonfiguration? f) Welches Element steht in der 6. Periode und der Nebengruppe VI? g) Welches Element könnte 35 Neutronen haben? h) Welches Element hat die Schalenbesetzung K: 2 L: 8 M: 8 N: 1? Wir haben eine neue Schreibweise für die Elemente kennen gelernt. a) Welche Bedeutung haben Punkte und Striche in dieser Schreibweise? b) Welche Elementsymbole könnten für das X stehen? c) Schreiben Sie auf diese Art die acht Hauptgruppenelemente der 4. Periode.

15 8.10 Atomkern Atome haben Durchmesser im Bereich von m. Der Atomkern jedoch ist noch um vier Grössenordnungen kleiner, sein Durchmesser beträgt etwa m. In ihm ist nahezu die gesamte Masse eines Atoms konzentriert, seine Dichte beträgt sage und schreibe kg/m 3. Der Durchmesser des Atomkerns ist etwa 100'000mal kleiner als der des ganzen Atoms. Wäre der Atomkern so gross wie ein Zündholzkopf (2 mm), so würde der Durchmesser der Atomhülle 200 Meter betragen Die Eigenschaften von Protonen, Neutronen und Elektronen Die Masse eines Protons oder Neutrons beträgt praktisch 1 u. Elektronen hingegen sind derart leicht, dass man sie mit 0 u gleichsetzen kann. Die Ladung eines Protons oder Elektrons wird als (positive oder negative) Elementarladung bezeichnet. KERN HÜLLE Proton Neutron Elektron Masse kg kg kg Ladung + Elementarladung ungeladen - Elementarladung

16 Beispiel: Alle Kohlenstoffatome haben im Kern sechs Protonen. Sie haben die Kernladungszahl sechs. Alle Atome eines Elementes besitzen die gleiche Zahl an Protonen 8.12 Isotopen Untersuchungen, die mit Hilfe von Massenspektrographen durchgeführt wurden, zeigten, dass die meisten Elemente aus Atomen mit unterschiedlicher Masse bestehen. Ihre Atome enthalten eine unterschiedliche Zahl an Neutronen. Atome eines Elements, die sich durch die Zahl der Neutronen unterscheiden, werden Isotope genannt. Beispielsweise existieren vom Element Wasserstoff drei Isotope 1 1 H Wasserstoff: % aller in der Natur vorkommenden Wasserstoffatome. 2 1 H ist zu % im natürlichen Wasserstoff enthalten. Er wird auch als Deuterium oder schwerer Wasserstoff bezeichnet, ist stabil und doppelt so schwer wie H H ist das Tritium oder überschwerer Wasserstoff. Es entsteht sowohl in Kernreaktoren als auch in den obersten Schichten der Atmosphäre durch die kosmische Strahlung. Es ist nicht stabil und zerfällt mit einer Halbwertszeit von 12 Jahren.

17 Auf Grund dieser Isotopenverteilung hat das Element Wasserstoff eine durchschnittliche Atommasse von u. Die relative Häufigkeit der Isotope eines Elements ist in der Regel unabhängig von dessen Herkunft. Daher kann im Periodensystem eine durchschnittliche Atommasse angegeben werden. Beispiel: C-14-Methode zur Alterbestimmung in der Archäologie Die bekannteste naturwissenschaftliche Methode zur Altersbestimmung von organischen Materialien ist die 1946/47 von Libby entwickelte C14-Methode. Als radioaktives Kohlenstoffisotop gelangt C14 über die Atmosphäre in das Gewebe eines jeden Lebewesens. Wenn dieses stirbt, bricht die C14-Zufuhr ab und verschwindet allmählich: nach 5730 Jahren, der sogenannten Halbwertszeit, ist die Hälfte zerfallen. In einem Beschleuniger-Massenspektrometer (AMS) kann die noch vorhandene Anzahl der C14-Isotope gemessen werden und daraus der Todeszeitpunkt des Lebewesens errechnet werden. Das Verfahren beruht darauf, dass in abgestorbenen Organismen die Menge an gebundenen radioaktiven 14 C-Atomen gemäss dem Zerfallsgesetz abnimmt. Lebende Organismen sind von diesem Effekt nicht betroffen, da sie ständig neuen Kohlenstoff aus der Umwelt aufnehmen, der wieder den normalen Anteil an 14 C- Atomen einbringt. Dieser normale Anteil ist trotz des ständigen Zerfalls nahezu konstant, da 14 C ebenso ständig in der oberen Atmosphäre neu gebildet wird. In der Natur kommen drei Isotope des Kohlenstoffs vor: 12 C, 13 C, 14 C. Isotopenuntersuchungen zeigen, dass der Anteil am Gesamtkohlenstoffgehalt in der Luft für 12 C etwa 98,89 %, für 13 C etwa 1,11 % und für 14 C 0, % (=10 10 %) beträgt. Auf (1 Billion) 12 C-Kerne kommt so statistisch nur ein einziger 14 C-Kern. Im Gegensatz zu 12 C und 13 C ist 14 C nicht stabil.

18 8.13 Aufgaben Bestimmen Sie für die folgenden Elemente Ordnungszahl, Atommasse, Zahl der Protonen, Neutronen und Elektronen, sowie die Zahl der Elektronen in der äussersten Schale: Be, F, Al, Se Aus welchen Elementarteilchen bestehen die folgenden Atome: 40 7 N, Ca, U Dalton nahm an, dass die Atome eines Elementes alle gleich sind. Warum ist dies nach heutigen Erkenntnissen nicht richtig?

19 8.14 Die Elektronegativität Die chemischen Eigenschaften eines Atoms werden wesentlich von seinen Fähigkeiten beeinflusst, eigene Elektronen abgeben oder Elektronen anderer Atome aufnehmen zu können. Dies wird durch die Elektronegativität angegeben. Als Mass dient eine Skala, in der dem am stärksten elektronegativen Element, dem Fluor, willkürlich ein Wert von ca. 4.0 zugeordnet wird. Die übrigen Elemente werden im Vergleich dazu eingestuft. Die Elektronegativität ist ein Mass für die Fähigkeit eines Atoms, Bindungselektronen an sich zu ziehen. Die Elektronegativität eines Elementes kann auf Grund seiner Stellung im Periodensystem abgeschätzt werden. Die Elektronegativität innerhalb einer Periode steigt von links nach rechts an, weil die positive Kernladung und damit die Anziehungskraft auf die Elektronen immer grösser wird. Die Elektronegativität nimmt innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab, da die positive Ladung des Atomkerns durch die zunehmend dichtere Elektronenhülle nach aussen abgeschirmt wird.

20 Daher haben Elemente, die links und unten im Periodensystem stehen geringe, Elemente rechts oben grosse Elektronegativität. Dies kann man gut experimentell beweisen. Betrachtet man die Energie, die man aufwenden muss, um einem Atom ein Elektron zu entziehen (Das Atom wird dann zum Ion, die dafür benötigte Energie nennt man Ionisierungsenergie), so korreliert diese mit den Elektronegativitäten. Denn: Je grösser die Elektronegativität, desto fester zieht das entsprechende Atom die Elektronen zu sich, desto mehr Energie braucht es, diesem Atom ein Elektron abzuknüpfen Aufgaben Bestimmen Sie ohne Zuhilfenahme der Tabelle, nur mit Hilfe des Periodensystems, welches Element jeweils das stärker Elektronegativere ist: Silicium oder Schwefel, Chlor oder Iod, Eisen oder Fluor?

21 8.16 Ionen Atomen können Elektronen entfernt oder aber hinzugefügt werden. Die Anzahl Protonen (positiv geladen) entspricht damit nicht mehr der Anzahl Elektronen (negativ geladen). Das Atom ist insgesamt, d.h. von aussen gesehen, geladen und heisst nun Ion. Der Vorgang, der dazu führt heisst Ionisation und führt im Normalfall zu einer Schädigung des Stoffes, zu dem das Atom gehört. Ionisationen können z.b. durch starke Erhitzung, aber auch durch ionisierende Strahlung (UV, Röntgen, Gamma etc.) ausgelöst werden. Ionen entstehen aber auch freiwillig während der Ionenbindung und sind demnach in Salzen enthalten. Ionen, denen Elektronen entfernt werden, sind positiv geladen und heissen Kationen. Metalle bilden häufig Kationen. Beispiel: Natriumatom, dem ein Elektron entfernt wird: vorher: nachher: 11 + (Protonen) (Elektronen) 10-0 = neutral 1+ (Kation Na + ) Ionen, denen Elektronen hinzugefügt werden, sind negativ geladen. Sie heissen Anionen. Nichtmetalle bilden häufig Anionen. Beispiel: Chloratom, dem 1 Elektron hinzugefügt wird: vorher: nachher 17 + (Protonen) (Elektronen) 18 0 = neutral 1 (Anion Cl - )