ALLGEMEINE und ANORGANISCHE CHEMIE

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1 ALLGEMEINE und ANORGANISCHE CHEMIE ( ; 2 Std) Arbeitsunterlagen (Folien) unter 1. Einheit Atome, Elemente, Isotope Einführung Was ist Chemie Die verschiedenen Zweige der Chemie Physikalische und chemische Eigenschaften der Materie Begriffsklärungen Extensive und intensive Eigenschaften SI-Basiseinheiten Dichte Atom und Element Die Entdeckung des Elektrons Die Entdeckung der Röntgenstrahlung und der Radioaktivität Die Entdeckung des Protons Die Ordnungszahl Die Entdeckung des Neutrons Die Massenzahl Isotope Atommasseneinheit Die molare Masse eines Elements und die Avogadro sche Zahl Die Organisation der Elemente Einführung Empfohlenes Lehrbuch: CHEMIE Die zentrale Wissenschaft (T.L. Brown, H.E. LeMay, B.E. Bursten) 10. aktualisierte Auflage (2007) PEARSON Studium Was ist Chemie Chemie ist die Wissenschaft, die sich mit der Charakterisierung, Zusammensetzung und Umwandlung von Stoffen befasst. Die Chemie beschäftigt sich mit der Zusammensetzung und Struktur von Substanzen und den Kräften, die sie zusammenhalten, sowie mit der Umwandlung von Stoffen, also mit chemischen Reaktionen. Beispiele für chemische Reaktionen Verfärbung von Laub Verbrennung von Magnesium 1

2 A + B C Einführung Die verschiedenen Zweige der Chemie A Anorganische Chemie Chemie aller Elemente (ausgenommen Kohlenstoff) B C Organische Chemie Chemie der (Mehrzahl) der Verbindungen des Kohlenstoffs Biochemie Chemie und Stoffwechsel lebender Organismen Bioorganische Chemie Bioanorganische Chemie Außerdem: Analytische Chemie, Physikalische Chemie, Theoretische Chemie usw. Einführung Physikalische und chemische Eigenschaften der Materie Begriffsklärung: Materie ist alles was Masse und Volumen hat (z.b. Gold, Wasser, Fleisch usw.). Die meisten Stoffe, die uns im täglichen Leben begegnen, z.b. Luft oder der Treibstoff für Autos, sind nicht rein. Man kann diese Stoffe jedoch in verschiedene Reinstoffe zerlegen bzw. trennen. Eine Substanz oder ein Reinstoff im chemischen Wortgebrauch ist eine bestimmte, reine Form von Materie (z.b. Gold, destilliertes Wasser, aber nicht Fleisch oder Luft), besitzt definierte Eigenschaften und ihre/seine Zusammensetzung hängt nicht von der jeweiligen Probe ab. Wasser (H 2 O) oder einfaches, reines Speisesalz (Natriumchlorid, NaCl) sind Reinstoffe. Reinstoffe können entweder Elemente (Gold, Au) oder Verbindungen (Moleküle, z.b. NaCl) sein. Begriffsklärung: Materie oder Substanzen können in verschiedenen Zustandsformen (Aggregatszuständen) vorkommen: Fest (s, solid). Ein Festkörper hat sowohl eine definierte Form als auch eine definierte Ausdehnung [z.b. Eis, H 2 O(s)]. Flüssig (l, liquid). Eine Flüssigkeit besitzt ein definiertes, nicht vom Behälter abhängiges Volumen, hat aber keine bestimmte Form [z.b. Wasser, H 2 O(l)]. Gasförmig (g, gaseous). Ein Gas hat weder eine definierte Ausdehnung noch eine definierte Form, sondern es nimmt die Ausdehnung und Form des umgebenden Gefäßes an [z.b. Wasserdampf, H 2 O(g)]. Physikalische und chemische Umwandlungen: Bei physikalischen Umwandlungen eines Stoffes ändert sich seine physikalische Erscheinungsform, nicht jedoch seine Zusammensetzung. z.b. Verdampfen des Wassers: H 2 O(l) H 2 O(g) Alle Zustandsänderungen sind physikalische Umwandlungen. Bei chemischen Umwandlungen (oder chemischen Reaktionen) wird eine Substanz in eine chemisch unterschiedliche Substanz umgewandelt. Beispiele: Verbrennung von Wasserstoff mit Sauerstoff: Knallgasreaktion: 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(g) Zersetzung von Kaliumchlorat, KClO 3 (s): 2 KClO 3 (s) 2 KCl(s) + 3 O 2 (g) (Labormethode zur Gewinnung von Sauerstoff, O 2 ) oder In der Chemie wird zwischen physikalischen und chemischen Eigenschaften der Materie unterschieden: Physikalische Eigenschaften: Sind charakteristisch für eine bestimmte Substanz (Reinstoff). Sie sind beobachtbar und/oder messbar, ohne dass sich die Identität oder Zusammensetzung der Substanz ändert. Beispiele: Masse, Dichte, Temperatur, Schmelzpunkt, Siedepunkt, Härte, Farbe, Aggregatszustand. Chemische Eigenschaften: Beziehen sich auf die chemische Reaktivität einer Substanz. Chemische Eigenschaften beschreiben, auf welche Weise sich ein Stoff verändern bzw. reagieren kann, um andere Stoffe zu bilden. So hat z.b. Wasserstoffgas die chemischen Eigenschaften mit Sauerstoff in einer heftigen Reaktion zu Wasser zu reagieren (Knallgasreaktion). 2

3 Weiters wird zwischen intensiven und extensiven Eigenschaften der Materie unterschieden. Intensive Eigenschaften sind unabhängig von der Größe der Probe. Eine Substanz ist durch seine intensiven Eigenschaften charakterisiert und kann damit identifiziert werden. Beispiele: Temperatur, Siedepunkt, Schmelzpunkt, Dichte. Extensive Eigenschaften hängen von der Probengröße ab. Beispiele: Masse und Volumen. Extensive Eigenschaften beziehen sich auf die vorliegende Menge einer Substanz. Dichte ist eine intensive Größe, die sich aus dem Verhältnis zweier extensiver Größen zusammensetzt: Dichte [g/cm 3 oder g.cm -3 ] = Masse/Volumen Unterschiedliche Masse, aber gleiche Temperatur u. Dichte SI-Basiseinheiten: Die SI-Basiseinheit für die Länge ist das Meter (m). Die SI-Basiseinheit für die Masse ist das Kilogramm (kg). Die SI-Basiseinheit für die Temperatur ist das Kelvin (K). Daneben wird in der Chemie aber auch die Celsius-Skala verwendet. Auf der Kelvin-Skala entspricht Null der niedrigsten erreichbaren Temperatur (-273,15 C), die auch als absoluter Nullpunkt bezeichnet wird. Die Celsius- und die Kelvin-Skala besitzen die gleiche Einheitengröße, d.h. ein Kelvin entspricht einem Grad Celsius usw. Es gilt die Beziehung: K = C + 273,15 Die Einheit für das Volumen ist das Kubikmeter (m 3 ). Es gilt: 1 m 3 = 1000 dm 3 1 dm 3 = 1000 cm 3 = 1 L = 1000 ml 1 cm 3 = 1000 mm 3 = 1 ml Der Liter ist keine SI-Einheit. Die Dichte ist eine Stoffeigenschaft, die häufig zur Charakterisierung von Substanzen herangezogen wird. Sie ist definiert als die Masse pro Volumen des Stoffes: Dichte = Masse/Volumen Einheit: g/cm 3 bzw. g/ml Dichten ausgewählter Substanzen bei 25 C Substanz Dichte (g/cm 3 ) Luft 0,001 Balsaholz 0,16 Es ist kein Zufall, dass die Ethanol 0,79 Dichte von Wasser gleich Wasser 1,00 1,00 g/ml ist, da das Gramm Ethylenglycol l l 109 1,09 ursprünglich als die Masse von 1 ml Wasser bei einer Speisezucker 1,59 bestimmten Temperatur Speisesalz 2,16 definiert wurde. Eisen 7,9 Gold 19,32 Das Volumen der meisten Stoffe ändert sich mit der Temperatur. Daher sind Dichten temperaturabhängig! Bei der Angabe einer Dichte sollte daher immer auch die Bezugstemperatur angegeben werden! Die Begriffe Dichte und Gewicht werden oftmals verwechselt! Wenn jemand sagt Eisen wiege mehr als Luft, ist normalerweise gemeint, dass Eisen eine höhere Dichte hat als Luft. 1 kg Eisen hat die gleiche Masse wie 1kg Luft, nur nimmt Eisen ein kleineres Volumen ein. Substanzen unterscheiden sich durch ihre intensiven Eigenschaften. Wasser (H 2 O) ist unter Normalbedingungen (25 C, 1 atm) Farbe = farblos Aggregatzustand = flüssig (l) Dichte (25 C) = 1.00 g/cm 3 Schmelzpunkt = 0 C (273,15 K) Siedepunkt = 100 C (373,15 K) 3

4 Atom und Element Erste theoretische Betrachtungen der Materie im klassischen Griechenland ( v. Chr.). 2 Theorien: Alle irdischen Stoffe sind aus den vier Elementen Erde, Luft, Feuer und Wasser in wechselndem Mengenverhältnis aufgebaut. Alle Stoffe bestehen aus definierten kleinsten Teilchen, den Atomen: Leukipp und Demokrit ( s, unteilbar). Die unterschiedliche Lage, Gestalt und Anordung dieser Atome sei Grund für die Verschiedenheit der Dinge. Später auch noch von Lukrez vertreten (97-55 v. Chr.) Durch die Dominanz der Philosophie von Platon und Aristoteles wieder in Vergessenheit geraten. Zeit der Alchemie (300 v. bis 1650 n. Chr.): Versuche zur Stoff (=Element)umwandlung. Die Vorstellung von Atomen kam erst wieder im Europa des 17. Jahrhunderts auf. Symbole der 4 Elemente in Musaeum Hermeticum, Robert Boyle (in The Sceptical Chymist): Elemente sind bestimmte primitive und einfache, völlig unvermischte Körper; sie enthalten keine anderen Körper, sie sind die Zutaten, aus denen alle perfekt gemischten Körper zusammengesetzt sind und in welche diese letztlich zerlegt werden. Lavoisier (1790): Ein Element ist ein Stoff, der in keine einfacheren Stoffe zerlegt werden kann, und eine Verbindung entsteht durch das Zusammenfügen von Elementen. Zur Zeit Lavoisiers waren etwa 30 Elemente bekannt. Moderne Definition: Alle Stoffe sind aus einer begrenzten Zahl einfacher Stoffe aufgebaut, den sog. Elementen. Moderne Chemie - Epoche der quantitativen Betrachtungs- und Arbeitsweise Antoine Laurent Lavoisier ( ) Erstes grundlegendes Werk über Chemie ( Traité élémentaire de Chymie ) ) Entdeckt, dass Verbrennungen durch Sauerstoff zustande kommen und dass bei chemischen Reaktionen die Gesamtmasse unveränderlich ist (Gesetz von der Erhaltung der Masse). Seite aus Lavoisier s Traité élémentaire de Chymie Dalton Joseph Louis Proust ( ). Französischer Chemiker. Formuliert das Gesetz der konstanten Proportionen. John Dalton ( ). Lehrer in England. Postuliert die Atom-Hypothese auf Basis der Ergebnisse seiner experimentellen Arbeiten (entdeckt das Gesetz der multiplen Proportionen) und der Arbeiten von Proust. Dalton sche Atomhypothese: (a) Alle Atome eines Elements sind ident (nicht korrekt: Isotope!) (b) Atome von verschiedenen Elementen haben unterschiedliche Massen (c) Eine chemische Verbindung besteht aus Atomen von mehr als einem Element (d) In einer chemischen Reaktion werden Atome weder zerstört noch gebildet, sondern tauschen unter Bildung neuer Verbindungen nur ihre Partner 4

5 Quecksilber Brom Iod Kupfer Atome des Element X Atome des Element Y Verbindung aus den Elementen X und Y Beispiele üblicher Elemente Roter Phosphor Cadmium Die von Lavoisier, Proust und Dalton erkannten Gesetzmäßigkeiten werden heute in Form der drei fundamentalen stöchiometrischen Grundgesetze formuliert. Griech.: (stoicheion) Grundstoff Gesetz von der Erhaltung der Masse (1. Stöchiometrische Grundgesetz): Bei jedem chemischen Vorgang bleibt die Summe der Massen aller beteiligten Stoffe konstant. Gesetz der konstanten Massenverhältnisse bzw. Gesetz der äquivalenten Proportionen (2. Stöchiometrisches Grundgesetz): Die im Verlauf eines chemischen Vorganges umgesetzten Massen der beteiligten Stoffe stehen in einem konstanten, für diese Reaktion charakteristischen Verhältnis. Gesetz der multiplen Proportionen (3. Stöchiometrisches Grundgesetz): Vermögen zwei Elemente mehr als eine Verbindung miteinander zu bilden, so stehen die Massen des einen von ihnen, die sich mit einer gleichbleibenden Masse des anderen verbinden, in einem konstanten, einfach-ganzzahligen Verhältnis. Gesetz der konstanten Massenverhältnisse bzw. Gesetz der äquivalenten Proportionen (2. Stöchiometrisches Grundgesetz): Die im Verlauf eines chemischen Vorganges umgesetzten Massen der beteiligten Stoffe stehen in einem konstanten, für diese Reaktion charakteristischen Verhältnis. Beispiele: (a) Eisenpulver (Fe) und Schwefel (S) reagieren nach Erhitzen unter lebhaftem Aufglühen zu Eisensulfid (FeS). Man findet, dass es nur dann zu einer vollständigen Umwandlung kommt, wenn ein ganz bestimmtes Massenverhältnis angewendet wird, nämlich z.b. 5,59 g Eisen : 3,21 g Schwefel. (b) Schwefel (S) und Kohlenstoff (C) verbrennen mit reinem Sauerstoff (O 2 ) zu Schwefeldioxid (SO 2 ) bzw. Kohlendioxid (CO 2 ). Bei jeder dieser Verbrennungen hängt die Menge des verbrauchten Sauerstoffs in streng gesetzmäßiger Weise von der Menge der verbrannten Substanz ab, z.b. 3,21 g Schwefel : 3,2 g Sauerstoff bzw. 1,20 g Kohlenstoff : 3,2 g Sauerstoff. Gesetz der multiplen Proportionen (3. Stöchiometrisches Grundgesetz): Vermögen zwei Elemente mehr als eine Verbindung miteinander zu bilden, so stehen die Massen des einen von ihnen, die sich mit einer gleichbleibenden Masse des anderen verbinden, in einem konstanten, einfach-ganzzahligen Verhältnis. Beispiel: Stickstoff vermag mit Sauerstoff fünf verschiedene Verbindungen (Stickoxide) einzugehen. Den fünf Reaktionen, die zu diesen Verbindungen führen, kommen der Reihe nach folgende Umsetzungsverhältnisse zu: 2,8 g Stickstoff : 1,6 g Sauerstoff 2,8 g Stickstoff : (2 1,6) g Sauerstoff 2,8 g Stickstoff : (3 1,6) g Sauerstoff 2,8 g Stickstoff : (4 1,6) g Sauerstoff 2,8 g Stickstoff : (5 1,6) g Sauerstoff Die fünf Verbindungen sind: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 5 Gesetz der multiplen Proportionen (3. Stöchiometrisches Grundgesetz): Vermögen zwei Elemente mehr als eine Verbindung miteinander zu bilden, so stehen die Massen des einen von ihnen, die sich mit einer gleichbleibenden Masse des anderen verbinden, in einem konstanten, einfach-ganzzahligen Verhältnis. Beispiel: Wasserstoff vermag mit Sauerstoff zwei stabile Verbindungen zu bilden, nämlich Wasser (H 2 O) und Wasserstoffperoxid (H 2 O 2 ). Bei der Bildung von Wasser reagieren 8,0 g Sauerstoff mit 1,0 g Wasserstoff, während bei der Bildung von Wasserstoffperoxid 16,0 g Sauerstoff mit 1,0 g Wasserstoff reagieren. Das Verhältnis der beiden pro Gramm Wasserstoff eingesetzten Sauerstoffmassen ist also gleich 2:1. Mit Hilfe der Atomtheorie kann man also daraus schließen, dass Wasserstoffperoxid zweimal so viele Sauerstoffatome pro Wasserstoffatom enthält wie Wasser! 5

6 Die Entdeckung des Elektrons Joseph John Thomson ( ) Direktor am Cavendish- Laboratorium der Universität Cambridge Entdecker des Elektrons (1897) Nobelpreisträger für Physik (1906) (ZnS) Kathodenstrahlröhre (Entladungsröhre): Kathodenstrahlen werden emittiert, wenn eine hohe Spannung zwischen zwei Elektroden (Metallkontakten) in einer evakuierten Röhre angelegt wird. J. J. Thomson beobachtete, dass (a) diese Strahlen durch ein elektrisches (C) oder magnetisches Feld (A) abgelenkt werden und (b) unabhängig vom Elektrodenmaterial sind. Kathodenstrahl Originalabbildung von J. J. Thomson über seine Arbeit zu den Kathodenstrahlen. Erschienen in Philosophical Magazine (1897) 44, 293. Thomson konstruierte eine Kathodenstrahlröhre, die an einer Seite mit einem fluoreszierenden Schirm versehen war. Messungen der Ablenkungen der Kathodenstrahlen durch elektrische und magnetische Felder erlaubten die Bestimmung des Verhältnis der Ladung des Elektrons zu seiner Masse. Ablenkung durch Gegenwart eines Magneten Die Schlussfolgerungen von J. J. Thomson aus diesen Experimenten mit Entladungsröhren waren folgende: (a) Die Kathodenstrahlen sind von korpuskularer Natur. (b) Sie tragen eine negative Ladung und werden als Elektronen bezeichnet. (c) Das Ladungs/Masseverhältnis (e/m) dieser Teilchen wurde von Thomson mit etwa -1, C / g bestimmt. C ist die Abkürzung für Coulomb, die SI-Einheit für die elektrische Ladung. Mit Hilfe des Ladungszu-Masse Verhältnisses des Elektrons war es anschließend möglich, sobald man entweder die Ladung oder die Masse des Elektrons in einem weiteren Experiment messen konnte, den Wert der jeweils anderen Größe zu bestimmen. Mit Hilfe des oben dargestellten Öltropfenexperiments, gelang es 1909 dem amerikanischen Physiker Robert Millikan ( ) die Ladung eines Elektrons zu bestimmen (Nobelpreis für Physik 1923). Millikan sches Öltropfenexperiment: Eine Kammer zwischen zwei Elektroden enthält Gas, das ionisiert wird. Öl wird nun als feiner Nebel eingesprüht und die Gas-Ionen übertragen quasi die Ladung (=Elektronen) auf die Öltropfen und verleihen ihnen Ladung. Die Wanderung der geladenen Öltropfen im angelegten Feld wird mit dem Mikroskop verfolgt. Durch Anlegen eines elektrischen Feldes ganz bestimmter Stärke werden die Tröpfchen in Schwebe gehalten. Millikan s Experiment zeigte, dass die Ladungen immer ganzzahlige Vielfache einer bestimmten Ladung waren. 6

7 Ergebnis von Thomson: e/m = -1, C / g Ergebnis von Millikan: e = C Ladung Masse eines Elektrons: m = Ladung /Masse ( C) = (-1, C / g) Masse eines Elektrons: m = 9, g = 9, kg Thomson s Atommodell ( plum pudding model oder Rosinenkuchenmodell ). Nach Thomson ist ein Atom eine elektrisch neutrale Kugel (gewöhnliche Materie ist elektrisch neutral, also muss es auch jedes Atom sein). In einer gleichmäßig verteilten positiven Ladung sind Korpuskeln aus konzentrierter negativer Ladung eingebettet. Diese Ladungsklümpchen waren die Elektronen der Kathodenstrahlen, die durch die Potenzialdifferenz aus den Atomen des Kathodenmaterials herausgelöst worden sein mussten. Die Entdeckung der Röntgenstrahlung und der Radioaktivität An der Wende vom 19. zum 20. Jahrhundert wurde viel mit Kathodenstrahlen experimentiert. Dies führte u.a. auch zur Entdeckung der Röntgenstrahlen (1895). Unter Strahlung (engl. radiation) versteht man die Emission und Transmission von Energie durch den Raum in Form von Wellen (z.b. Röntgenstrahlen) und/oder Partikeln (z.b. Kathodenstrahlen) wurde die Radioaktivität und die damit verbundenen Strahlen entdeckt. Unter Radioaktivität versteht man die spontane Emission bestimmter Strahlung. Diese Entdeckungen lieferten schließlich die Voraussetzung zur Aufklärung des s. Wilhelm Conrad Röntgen ( ) Entdecker der X-Strahlen Erster Noblepreis für Physik (1901) 1895 entdeckte Wilhelm Röntgen, dass auf Materie (z.b. Glas oder Metall) auftreffende Kathodenstrahlen (also Elektronen) neue, sehr energiereiche Strahlen freisetzen. Diese Strahlen lassen sich nicht durch elektrische oder magnetische Felder beeinflussen und durchdringen Materie: X-Strahlen, später Röntgenstrahlen. Eine der allerersten Aufnahmen (1895) von Röntgen mit Hilfe der von ihm entdeckten X-Strahlen (Röntgenstrahlen) 1896 Durch Zufall entdeckt Bequerel, dass eine Uran enthaltende Substanz im Dunkeln und ohne Anregung photographische Platten (die sogar in Papier bzw. dünne Folien gewickelt waren) schwärzen kann Die erste von Bequerel- Strahlen geschwärzte Platte. Sie war im Februar 1896 unter etwas Uranylkaliumsulfat gelegt worden Die Bequerel-Strahlen waren hochenergetisch, ungeladen und wurden (im Gegensatz zu den Röntgenstrahlen) spontan emittiert. Dafür prägte Marie Curie die Bezeichnung Radioaktivität. In der Folge wurden 3 Typen radioaktiver Strahlung entdeckt. Antoine Henri ibequerel Marya Sklodowska k Curie Pierre Curie ( ) Französischer Physiker ( ) Polnische Chemikerin und ( ) Französischer Physiker Physikerin 1903 Nobelpreis für Physik für die Entdeckung der Radioaktivität 1903 Nobelpreise für Physik für Arbeiten zur Radioaktivität 1911 Nobelpreis für Chemie für Arbeiten über die Elemente Ra und Po 1903 Nobelpreis für Physik für Arbeiten zur Radioaktivität 7

8 - Es gibt drei Arten radioaktiver Strahlung: (Teilchen mit der Ladung + 2), negativ geladene Elektronen, -1) ungeladen; sehr kurzwellige elektromagnetische Strahlung) Die Entdeckung des Protons + Ernest Rutherford ( ) Nobelpreis für Physik 1908 für die Erforschung des Atomkerns Versuchsanordnung: Beschuss von dünnen Folien aus Gold oder anderen Metallen mit -Teilchen (etwa mal schwerer als Elektronen) Beobachtung: Die große Mehrheit der -Teilchen durchquert die Goldfolien geradlinig bzw. einige werden leicht abgelenkt. Ab und zu erfolgt eine starke Ablenkung bzw. wird ein -Teilchen sogar in Richtung seiner Quelle zurückreflektiert. Schlußfolgerung: Der Großteil des Atoms ist leerer Raum, die positive Ladung ist in einem dichtgepackten Kern (engl. nucleus) konzentriert. Die positiven Teilchen im Kern heißen Protonen. Rutherford sches Atommodell: 1. Im Mittelpunkt des Atoms befindet sich der Atomkern. Die ganze positive Ladung ist im Atomkern vereint. Die Protonen sind für die positive Ladung des Kerns verantwortlich. Trotz der gleichsinnigen Ladung der Protonen (Abstoßung!) werden sie im Kern durch die sog. starke Kernkraft zusammengehalten. Sie ist stärker als die elektrostatische Kraft, hat aber nur eine sehr geringe Reichweite. Der Durchmesser eines Atomkerns liegt in der Größenordnung von 1 fm (1 Femtometer = m). 2. Elektronen nehmen fast das ganze Volumen des Atoms ein. Das Atom ist insgesamt elektrisch neutral, die Zahl der Elektronen entspricht daher der Zahl der Protonen. Der Durchmesser eines Atoms beträgt etwa pm (1 Picometer = m). Das Atom ist daher mal größer als der Atomkern. Kanalstrahlen Kathodenstrahl Kathode (-) zum Vakuum Anode (+) Kathodenstrahlröhre mit Gas (z.b. Neon, Ne) gefüllt: Durch die Elektronen des Kathodenstrahls werden die Gas-Atome ionisiert, d.h. es werden ihnen Elektronen entrissen. Die so entstehenden positiv geladenen Ionen werden zur Kathode beschleunigt. Strahlen positiver Ionen (Kanalstrahlen) werden im elektrischen und magnetischen Feld abgelenkt. So können - ähnlich wie bei Kathodenstrahlen - Ladungs/Masseverhältnisse bestimmt werden. Für Wasserstoff gilt: Ladung/Masse = 9, C/g Dies entspricht dem Ladungs/Masseverhältnis des Protons. Die Ordnungszahl Die Zahl der Protonen eines Elementes wird als Ordnungszahl Z bezeichnet. Sie ist charakteristisch für ein bestimmtes Element. In einem neutralen Atom ist die Zahl der Elektronen gleich der Ordnungszahl. Ein Atom eines Elements wird durch das chemische h Symbol für das Element bezeichnet unter Voranstellung der Ordnungszahl links unten. Beispiele: Wasserstoff 1H Helium 2He Chlor 17Cl Calcium 20Ca 8

9 Röntgenröhre Henry G. J. Moseley ( ) Kathodenstrahlen hl (Elektronen) führen beim Aufprall auf die Anode zur Freisetzung von Röntgenstrahlen. Je nach Element, das als Anoden- Material verwendet wird, erhält man ein charakteristisches Röntgenspektrum. Moseley Diagramm: Zuordnung einer Ordnungszahl für jedes Element mit Hilfe von charakteristischen Röntgenspektren. Aufgrund dieser Arbeiten wurde als Ordnungsprinzip für Elemente die Ordnungszahl eingeführt. Im sog. Periodensystem der Elemente (siehe unten) sind die Elemente mit steigender Ordnungszahl Z angeordnet. Die chemischen und physikalischen Eigenschaften der Elemente sind eine Funktion der Ordnungszahl. Brom Kupfer Quecksilber Iod Die Entdeckung des Neutrons Funktion eines Massenspektrometers: Ein gasförmiges Element (z.b. Neon) oder der Dampf einer Flüssigkeit werden in der Ionisierungskammer durch Elektronen ionisiert (d.h. es werden diesen Gasmolekülen Elektronen entrissen, ti wodurch sie positiv geladen werden). Beispiele üblicher Elemente Roter Phosphor Cadmium Massenspektrometer Die positiven Ionen werden im elektrischen Feld beschleunigt (leichte Ionen schneller als schwere Ionen) und schließlich im magnetischen Feld abgelenkt. Untersuchung von Neon im Massenspektrometer Beobachtung: Nicht alle Atome eines Elements haben dieselbe Masse. So zeigt z.b. reines Neon (Ne) das dargestellte Massenspektrum: Der Großteil der Ne-Atome ist 20mal schwerer als Wasserstoff, einige sind jedoch 21mal und einige 22mal schwerer als Wasserstoff. Schlussfolgerung: Im Kern kommt ein weiteres Teilchen vor, das elektrisch neutral ist und etwa die Masse eines Protons hat. Somit beeinflusst es auch die Masse des Atoms. Das Teilchen wird als Neutron bezeichnet. Entdeckung 1932 durch James Chadwick (Nobelpreis für Physik 1935): Bombardierung von Leichtmetallfolien (z.b. Beryllium) mit -Teilchen führt zur Freisetzung von hochenergetischer, durchdringender, ungeladener Strahlung (Freisetzung von Neutronen). Protonen und Neutronen werden als Nucleonen bezeichnet. Die Nucleonen bilden den winzigen, extrem dichten Atomkern. Beinahe die gesamte Masse des Atoms ist im Atomkern konzentriert. 9

10 Masse und Ladung subatomarer Teilchen Teilchen Masse (kg) Ladung Coulomb Ladungseinheit Elektron 9, , Proton 1, , Neutron 1, Masse des Wasserstoffatoms - bestimmt im Massenspektrometer - ist 1, kg. Die schwersten Atome haben Massen von etwa kg. Die Massenzahl Die Massenzahl A gibt die Gesamtzahl der Nucleonen, d.h. der Protonen und Neutronen an. Ein Atom wird eindeutig durch zwei Zahlen identifiziert, der Ordnungszahl Z und der Massenzahl A. Ein Atom eines Elements wird durch das chemische Symbol für das Element bezeichnet, unter Voranstellung der Ordnungszahl links unten und der Massenzahl links oben. Neon Ne Neon Ne Neon Ne Beispiele: A Z Elementsymbol H, 2He, 3Li, 4Be, B, 6C usw. Isotope Atome gleicher Ordnungszahl aber unterschiedlicher Massenzahl nennt man Isotope. Die unterschiedliche Massenzahl ergibt sich aus einer unterschiedlichen Zahl von Neutronen. Beispiel: Von Neon (Z = 10) kommen in der Natur 3 Isotope vor: A = 20 (10 Protonen, 10 Neutronen) A = 21 (10 Protonen, 11 Neutronen) A = 22 (10 Protonen, 12 Neutronen) Schreibweise: Ne-20, Ne-21, Ne-22 oder 20 Ne, 21 Ne, 22 Ne Da verschiedene Isotope eines Elements die idente Zahl an Protonen und Elektronen enthalten, haben Isotope auch sehr ähnliche chemische und physikalische Eigenschaften. Nur wenn die Massenunterschiede zwischen den Isotopen sehr ausgeprägt sind (siehe Wasserstoff-Deuterium-Tritium) so sind die physikalischen Eigenschaften unterschiedlich. Von manchen Elementen findet man in der Natur nur ein Isotop. In diesem Fall spricht man von isotopenreinen Elementen, wie z.b. Fluor (F) oder Natrium (Na). Die meisten natürlichen Elemente bestehen jedoch aus Gemischen von mehreren Isotopen. Isotope werden im Massenspektrometer identifiziert. Beispiele für Isotope: Element Symbol Ordnungszahl Massenzahl Häufigkeit (%) Wasserstoff 1 H ,985 Deuterium 2 H oder D 1 2 0,015 Tritium 3 H oder T 1 3 radioaktiv, kurzlebig Kohlenstoff C ,9 Kohlenstoff C ,1 Kohlenstoff C 6 14 radioaktiv, langlebig Sauerstoff O ,76 Sauerstoff O ,04 Sauerstoff O ,20 10

11 Relative Atommasseneinheit (ame) Atome können nicht gewogen werden. Man kann jedoch die relativen Massen der Atome untereinander bestimmen. Dalton: Wasserstoffatom als Bezugselement. Beispiel: Ermittelt man den Massenanteil von Sauerstoff (O) und Wasserstoff (H) in Wasser (H 2 O) wird man feststellen, dass 88,9% der Masse Sauerstoff und 11,1% Wasserstoff sind. Das Massenverhältnis Sauerstoff zu Wasserstoff ist etwa 8:1. Mit der Kenntnis der chemischen Formel für Wasser, H 2 O, hat das Sauerstoffatom die relative Masse 16, wenn man dem Wasserstoffatom die relative Masse 1 zuordnet. Heute bezieht man relative Atommassen auf die Masse des Isotops Kohlenstoff-12. Dem Kohlenstoffisotop C-12 (6 Protonen und 6 Neutronen) werden definitionsgemäß 12 Atommasseneinheiten (12 ame) zugeordnet. Die Atommasseneinheit (Abkürzung ame) ist daher als ein Zwölftel der Masse eines C-12 definiert. 12 Atommasseneinheit 1 ame = 1/12 m C 6 Elektron: 0, ame Proton: 1, ame Neutron: 1, ame Die Masse eines Atoms (Ausnahme 1 H) ist immer kleiner als die Summe aus Elektronen, Protonen und Neutronen (Massendefekt). Die fehlende Masse entspricht der Bindungsenergie des Atomkerns (E = mc 2 ). Mit Hilfe eines Massenspektrometers können die relativen Mengen und die Massen von Isotopen eines Elements einfach bestimmt werden. Die durchschnittliche Atommasse eines Elements ergibt sich aus der Häufigkeit und den Massen seiner Isotope. Die molare Masse eines Elements und die Avogadro sche Zahl Die absoluten Massen von Atomen sind extrem klein (10-25 bis kg). Daher wurde der Begriff der relativen Atommasseneinheit (ame) eingeführt. Er erleichtert den Vergleich der Atommassen der verschiedenen Elemente. Beispiel: Das Element Chlor besteht zu 75,77% aus Chlor-35 (34,969 ame) und zu 24,23% aus Chlor-37 (36,966 ame). Die relative Atommasse von natürlichem Chlor ergibt sich als Mittelwert aus den relativen Atommassen und Häufigkeiten seiner Isotope: [(34,969 0,7577) + (36,966 0,2423)] ame = 35,453 ame Beispiel: Umkehrschluss: Die relative Atommasse von Wasserstoff ist 1,0078 ame, jene von Fluor ist 18,998 ame. Ein Fluoratom ist also 19mal schwerer als ein Wasserstoffatom. Bei einer gleichen Anzahl an Atomen, ist Fluor also 19mal schwerer als Wasserstoff. 19 g Fluor enthält gleich viel Atome wie 1 g Wasserstoff. Allgemeine Formulierung: Die Menge in Gramm eines Elements, die dem Zahlenwert der relativen Atommasse (ame) entspricht, enthält immer die gleiche Anzahl an Atomen. Die zugehörige Zahl wird Avogadro-Zahl N A genannt [nach Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro ( )]. Sie ist experimentell bestimmbar und beträgt 6, Die Stoffmenge, die aus 6, Atomen besteht, nennt man ein Mol (SI-Einheit: mol). Das Mol ist eine SI-Basiseinheit und ist folgendermaßen definiert: 1 mol ist diejenige Stoffmenge, die aus genau so vielen Teilchen besteht, wie Atome in 12 g von Kohlenstoff-12 enthalten sind. 1 mol eines Elements enthält daher immer gleich viele Atome, nämlich 6, Man sagt: Die molare Masse von C-12 ist 12 g. Die molare Masse ist die Menge in Gramm eines Elements, die dem Zahlenwert der relativen Atommasse (ame) entspricht. Beispiele: a) Die relative Atommasse eines Wasserstoff-Atoms beträgt 1,0079 ame. 1,0079 g H (= 1 mol) enthalten daher 6, Atome. Die molare Masse von Wasserstoff ist 1,0079 g. b) Die relative Atommasse eines Natrium-Atoms beträgt 22,99 ame. 22,99 g Na (= 1 mol) enthalten daher 6, Atome. Die molare Masse von Natrium ist 22,99 g. 11

12 1 mol C 6, Atome 1 mol S 6, Atome Beispiel: Wie groß ist die Masse eines einzigen Kohlenstoff-12 Atoms? Es gilt: 1 mol C-12 hat eine Masse von 12 g. 1 mol Cu 6, Atome 1 mol Hg 6, Atome 1 mol Fe 6, Atome 1 mol enthält 6, Atome. Die Masse eines C-12 Atoms ist daher 12 g/(6, ) = 1, g Nach Einführung der molaren Masse werden nun auch das 2. und 3. stöchiometrische Grundgesetz verständlicher. Gesetz der konstanten Massenverhältnisse bzw. Gesetz der äquivalenten Proportionen (2. Stöchiometrisches Grundgesetz): Die im Verlauf eines chemischen Vorganges umgesetzten Massen der beteiligten Stoffe stehen in einem konstanten, für diese Reaktion charakteristischen Verhältnis. Empirisch wurde gefunden, dass Schwefel und Kohlenstoff mit reinem Sauerstoff zu Schwefeldioxid bzw. Kohlendioxid verbrennen und dass bei jeder dieser Verbrennungen die Menge des verbrauchten Sauerstoffs in streng gesetzmäßiger Weise von der Menge der verbrannten Substanz abhängt: 3,21 g Schwefel : 3,2 g Sauerstoff bzw. 1,20 g Kohlenstoff : 3,2 g Sauerstoff. 3,21 g Schwefel : 3,2 g Sauerstoff bzw. 1,20 g Kohlenstoff : 3,2 g Sauerstoff Umsätze: 1 mol S + 2 mol O 1 mol SO 2 1 mol C + 2 mol O 1 mol CO 2 Aus dem Periodensystem entnimmt man: Molare Masse von Sauerstoff beträgt 15,9994 g Molare Masse von Schwefel beträgt 32,065 g Molare Masse von Kohlenstoff beträgt 12,0107 g 3,21g / 3,2 g 32,065 g/ (2 15,9994) g 1,20 g/ 3,2 g 12,0107 g / (2 15,9994) g Organisation der Elemente Können die natürlich vorkommenden (und künstlich geschaffenen) Elemente zu Gruppen mit ähnlichen Eigenschaften zusammengefasst werden? 18. Jh: Die damals bekannten Elemente wurden aufgrund chemischer Affinitäten geordnet (Affinitätstabellen) 19. Jh: Anordnung der Elemente nach steigender Atommasse 20 Jh: Anordnung der Elemente nach der Ordnungszahl. Affinitätstabelle von C. E. Gellert aus Metallurgic Chemistry (1776) 12

13 Dmitri Ivanovich Mendeleev ( ) 1869: Mendeleev beobachtete, dass die Eigenschaften von Elementen einem typischen Wiederholungsmuster folgen, wenn die Elemente nach steigender Atommasse angeordnet werden. Mendeleev nannte diese Beobachtung das periodische Gesetz. Zu Lebzeiten von Mendeleev waren noch nicht alle Elemente vollständig bekannt. Sein Periodensysten zeigte daher Lücken und er sagte Elemente quasi vorher, z.b. nannte er das damals noch unbekannte Element unter Silicium und zwischen Gallium (Ga) und Arsen (As) eka-silicon. Es sollte etwa 72mal so schwer wie Wasserstoff sein. Das Element wurde schließlich 1886 vom deutschen Chemiker Clemens Winkler entdeckt und Germanium (Ge) genannt. Das Problem mit Mendeleev s Periodensystem war die Tatsache, dass einige Elemente nicht untergebracht werden konnten. Z.B. haben das Gas Argon (Ar) und das Metall Calcium (Ca) die gleiche Masse! Das Organisationssystem wurde daher geändert. Nun wurden die Elemente periodisch nach steigender Ordnungszahl angeordnet! (siehe dazu auch Moseley s Experiment) 1940 endete das Periodensystem mit dem Uran (U), dem Element mit der Ordnungszahl 92. Dann gelang es Glenn Seaborg und Kollegen Plutonium (Pu) mit der Ordnungszahl 94 (!) als Produkt einer Reaktion von Uran mit Neutronen (Kernreaktion) zu isolieren. Von haben Seaborg und McMillan die Elemente mit der Ordnungszahl identifiziert. i t Diese Elemente sind radioaktiv, kommen Glenn Seaborg nicht in der Natur vor und können nur in ( ) nuklearen Reaktionen synthetisiert werden Nobelpreis für Chemie für Seaborg und McMillan. Element 106 trägt den Namen Seaborgium (Sg). Erster Mensch nachdem zu Lebzeiten ein Element benannt wurde. Heute sind 116 Elemente bekannt. Periodensystem = Anordnung der Elemente nach steigender Ordnungszahl Einteilung des Periodensystems in 18 Gruppen. Elemente einer Gruppe haben ähnliche chemische Eigenschaften. Beispiel Gruppe 18 (Edelgase): Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon Einteilung des Periodensystems in Gruppen. Elemente einer Gruppe haben ähnliche chemische Eigenschaften. Gruppe 17 (Halogene): Fluor, Chlor, Brom, Iod, Astat Ähnliche chemische Eigenschaften: Edelgase sind farblose, geruchlose, reaktionsträge (inerte) Gase. Halogene sind reaktive, gefärbte Elemente mit bei Raumtemperatur und Normaldruck unterschiedlichen Aggregatzuständen. Chlor (g) Brom (l) Iod (s) 13

14 Alternative Darstellung des Periodensystems Sichtbarmachung individueller Atome an der Oberfläche des Feststoffes Galliumarsenid mit Hilfe der STM-Technik (engl.: scanning tunneling microscope ) Ga As Übungsbeispiel: Die Dichte von Diamanten ist 3,51 g/cm 3. Die internationale Einheit (dies ist jedoch keine in der Chemie relevante SI-Einheit) für die Masse von Diamanten ist 1 Karat = 200 mg. Welches Volumen hat ein Diamant mit 0,300 Karat? Bis heute (2009) sind 118 Elemente bekannt. 92 kommen in der Natur vor. Die restlichen Elemente mit hoher Ordnungszahl wurden künstlich (oft nur in winzigen Mengen; extrem kurzlebig) erzeugt. Aus der Definition eines Karats folgt, dass 0,300 Karat 60 mg Diamant entsprechen. Über die gegebene Dichte erfolgt nun die Berechnung des Volumens: Dichte (g.cm -3 ) = Masse/Volumen bzw. Volumen = Masse/Dichte = 0,060 g / (3,51 g/cm 3 ) = 0,0171 cm 3 Übungsbeispiel: Wenn ein Stück Metall der Masse 3,6 g in ein graduiertes Gefäß (z.b. einen Messzylinder, der das Ablesen des Volumens der Lösung erlaubt) geworfen wird, erhöht sich das Volumen von 16,7 ml auf 18,2 ml. Berechnen Sie die Dichte des Metalls! Die Zunahme des Volumens des Wassers beträgt 1,5 ml. Dies entspricht 1,5 cm 3! Die Dichte des Metalls ist daher 3,6 g / 1,5 cm 3 = 2,4 g/cm 3 Übungsbeispiel: Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen hat ein Atom a) Stickstoff-14 b) Eisen-56 Mit Hilfe des Periodensystems wird die Ordnungszahl Z, die der Zahl der Protonen o bzw. der Elektronen e entspricht,,ermittelt. e Die Zahl der Neutronen wird aus der gegebenen Massenzahl minus der Ordnungszahl ermittelt. a) N-14: Z = 7, d.h. 7 Elektronen und 7 Protonen Neutronen = 14-7 = 7 b) Fe-56: Z = 26, d.h. 26 Protonen und 26 Elektronen Neutronen = = 30 14

15 Übungsbeispiel: Bestimmen Sie die gesamte Zahl an Protonen, Neutronen und Elektronen in einem Wassermolekül, H 2 O. Wie groß ist der Anteil an Neutronen an der Masse eines menschlichen Körpers unter der Annahme, dass dieser zur Gänze aus Wasser besteht? H-1 Z = 1 1 Proton und 1 Elektron O-16 Z = 8 8 Protonen, 8 Elektronen, 8 Neutronen Wasser hat die chemische Formel H 2 O. Protonen: (2 1) + 8 = 10 Elektronen: (2 1) + 8 = 10 Neutronen: 8 Unter der Annahme, dass nur Protonen und Neutronen zur Masse des Wassers wesentlich beitragen gilt: Anteil in % = [8 / (8 + 10)] 100% = 44,4% Übungsbeispiel: Identifizieren Sie folgende Isotope: a) 63 Neutronen, 48 Protonen, 48 Elektronen b) 46 Neutronen, 36 Protonen, 36 Elektronen c) 6 Neutronen, 5 Protonen, 5 Elektronen 48 Protonen, Z = 48 Element = Cadmium, Cd Isotop ist Cd-111, 111 Cd 36 Protonen, Z = 36 Element = Krypton, Kr Isotop ist Kr-82, 82 Kr 5 Protonen, Z = 5 Element = Bor, B Isotop ist B-11, 11 B Übungsbeispiel: Welche Charakteristika hinsichtlich der sie aufbauenden subatomaren Teilchen haben Mangan-55, Eisen- 56 und Nickel-58 gemeinsam und wodurch unterscheiden sie sich? Mn-55: Z = 25 Neutronen: = 30 Fe-56: Z = 26 Neutronen: = 30 Ni-58 Z = 28 Neutronen: = 30 Übungsbeispiel: Kupfer wird in vielfacher Weise eingesetzt, z.b. in elektrischen Kabeln, in Münzen usw. Die relativen Atommassen seiner beiden stabilen Isotope Cu-63 (69,09%) und Cu-65 (30,91%) sind 62,93 ame bzw. 64,9278 ame. Berechnen Sie die durchschnittliche Atommasse von Kupfer. (0,6909)(62,93 ame) + (0,3091)(64,9278 ame) = 63,55 ame Die drei Atome haben idente Zahl an Neutronen, aber jeweils eine unterschiedliche Anzahl an Elektronen und Protonen. Übungsbeispiel: Wieviele Mole Helium (He) sind in 6,46 g He enthalten? Das Periodensystem zeigt für Helium eine relative Atommasse von 4,003 ame, d.h. 1 mol He = 4,003 g He Schlußrechnung: 6,46 g He (1 mol He/4,003 g He) = 1,61 mol He Übungsbeispiel: Schwefel ist ein nichtmetallisches Element, das aufgrund seines Vorkommens in Kohle zum sauren Regen beiträgt. Wieviele Atome sind in 16,3 g Schwefel enthalten? Das Periodensystem zeigt für Schwefel eine relative Atommasse von 32,066 ame, d.h. 1 mol S = 32,066 g S 1 mol S enthält 6, Schwefelatome. Schlussrechnung: 16,3 g S (1 mol S/32,07 g S) (6, S Atome/1 mol S) = 3, Schwefelatome 15

16 Übungsbeispiel: Silber (Ag) ist ein Edelmetall. Wie groß ist die Masse (in g) von einem Silberatom. Das Periodensystem zeigt für Silber eine relative Atommasse von 107,9 ame, d.h. 1 mol Ag = 107,9 g Ag 1 mol Ag enthält 6, Silberatome. Schlußrechnung: (1 mol /6, ) (107,9 g/1 mol) = 1, g Übungsbeispiel: Millikan hat die Ladung des Elektrons in elektrostatischen Einheiten (engl. electrostatic units, esu) gemessen. Folgende Datenserie hinsichtlich der Ladung der Öltröpfchen hat er gemessen: 9, esu, 1, esu, 2, esu, 2, esu und 4, esu Berechnen Sie aus dieser Datenserie die Ladung eines Elektrons in esu und berechnen Sie die Anzahl von Elektronen auf einem Öltropfen mit der Ladung 6, esu. Die Ladung eines Elektrons muss 9, esu sein und die angegebenen Ladungen können nur ein ganzzahliges Vielfaches davon sein!, nämlich 4, esu. Die Anzahl der Elektronen auf einem Öltropfen der Ladung 6, esu ist 14. Übungsbeispiel: Als J. J. Thomson seine Experimente an den Kathodenstrahlen durchführte, war die Natur der Elektronen noch ungeklärt. Manche behaupteten, dass es sich um elektromagnetische Strahlung (wie Licht) handelte, andere behaupteten, dass Elektronen Teilchen sind. Lesen Sie folgende Beobachtungen und geben Sie an, ob diese eher für die Teilchennatur oder die Wellennatur der Elektronen sprechen. a) Kathodenstrahlen durchdringen Metallfolien. b) Kathodenstrahlen sind langsamer als Licht. c) Treffen Sie auf ein Objekt, erfolgt Schattenbildung. d) Sie werden im elektrischen Feld abgelenkt. a) Elektromagnetische Strahlung b) Teilchen (da sich jede elektromagnetische Strahlung mit Lichtgeschwindigkeit bewegt) c) Elektromagnetische Strahlung d) Teilchennatur WEITERE TYPISCHE PRÜFUNGSFRAGEN: Frage: (a) Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen enthalten: 40 Ca, 40 Ca 2+, 9 Be 2+, 32 S 2- (b) Um welches ION handelt es sich? 9 Protonen, 10 Neutronen, 10 Elektronen 13 Protonen, 14 Neutronen, 10 Elektronen 34 Protonen, 45 Neutronen, 36 Elektronen Frage: (a) Was haben Kohlenstoff-12, Kohlenstoff-13 und Kohlenstoff-14 hinsichtlich ihres subatomaren Aufbaus gemeinsam und wodurch unterscheiden sie sich. (b) Wie werden diese verschiedenen Atome eines Elements bezeichnet? (c) Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen enthält 60 Co? Frage: (a) Was haben Sauerstoff-16, Sauerstoff-17 und Sauerstoff-18 hinsichtlich ihres subatomaren Aufbaus gemeinsam und wodurch unterscheiden sie sich? (b) Was sind isotopenreine Elemente? Nennen Sie ein Beispiel. (c) Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen enthält 57 Fe? Frage: (a) Die Masse eines Eisenatoms ist kg. Wieviele Eisenatome enthält ein Eisenmagnet der Masse von 25.0 g? (b) Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen enthält Sauerstoff-18? (c) Eine Glucose-Lösung enthalte Glucose (C 6 H 12 O 6 ) der Stoffmenge 1,2 mol. Wieviel Glucosemoleküle sind das? Frage: Identifizieren Sie das Isotop mit (a) 78 Neutronen, 52 Protonen und 52 Elektronen (b) 108 Neutronen, 73 Protonen und 73 Elektronen (c) 32 Neutronen, 28 Protonen, 28 Elektronen Frage: (a) Die Masse eines Eisenatoms ist kg. Wieviele Eisenatome enthält ein Eisenmagnet der Masse von 25.0 g? (b) Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen enthält Sauerstoff-16? (c) Eine (kleine) Tasse Kaffee enthalte Wasser der Stoffmenge 3.14 mol. Wieviel Wassermoleküle sind das? 16

17 Frage: Identifizieren Sie folgende Isotope (a) Atom mit 63 Neutronen, 48 Protonen, 48 Elektronen (b) Atom mit 46 Neutronen, 36 Protonen, 36 Elektronen (c) Atom mit 6 Neutronen, 5 Protonen, 5 Elektronen Frage: Für die Nuklearindustrie ist die Extraktion von 6 Li aber nicht 7 Li aus natürlichen Proben notwendig. Als Konsequenz dieser Extraktion ist die molare Masse von kommerziell erhältlichen Lithiumproben erhöht. Derzeit liegen die Häufigkeiten der beiden Isotope bei 7,42% ( 6 Li) und 92,58% ( 7 Li). Die Atommassen betragen 9, g bzw. 1, g. Berechnen Sie die aktuelle molare Masse einer natürlichen Lithiumprobe. Wie wird sich die molare Masse ändern, wenn in naher Zukunft die Häufigkeit von 6 Li auf 5,67% reduziert wird. 17