2 Periodensystem der Elemente (PSE) und Atombau

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1 2 Periodensystem der Elemente (PSE) und Atombau 2.1 Das PSE Historisches 1868: Mendelejew und Meyer überlegten sich unabhängig voneinander ein System, wie man die Elemente sinnvoll ordnen könnte. Zunächst ordneten sie alle Elemente nach ihrer Atommasse in eine Reihe (hatte schon Dalton gemacht). H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar... Dabei stellten sie fest, daß Nun stellten sie die Elemente mit ähnlichen Eigenschaften in Spalten untereinander. Dabei ergaben sich 8 Hauptgruppen von Elementen mit ähnlichen Eigenschaften innerhalb der Gruppe. Da nun die Einordnung der Elemente in das PSE nach deren Eigenschaften erfolgte, mußten manche Elemente etwas umgestellt werden, z.b. das K wurde hinter das Argon gestellt, obwohl seine Atommasse geringer ist. Später wurde das PSE mit durchlaufenden Ordnungszahlen versehen, was jedem Element genau seinen Platz zuweist. In diesem gekürzten PSE sind die Nebengruppen 1 sowie die Lanthanide und Actinide nicht enthalten. Wir betrachten im Unterricht hauptsächlich Elemente der Hauptgruppen. Bedeutung des PSE: Metallcharakter der Elemente Alle Elemente des PSE kann man entsprechend ihrem Metallcharakter 2 einteilen. Informieren Sie sich darüber im Buch! Metalle Halbmetalle Nichtmetalle Wo befinden sich die Metalle? Wo stehen die Nichtmetalle? Notieren Sie hier die sechs Halbmetalle: Alle Nebengruppenelemente sind Metalle! Alle Metalle sind Feststoffe, außer 1 Auf die Nebengruppen kommen wir später nochmals zurück. 2 typische Metalleigenschaften: elektrischer Leiter, Wärmeleitfähigkeit, metallischer Glanz, Dehnbarkeit,... 6

2 2.1.3 Die Hauptgruppen Aufgabe: Erstellen Sie eine Tabelle mit den Namen der 8 Hauptgruppen, mit deren jeweiligem Element der 2. Periode und einer typischen Eigenschaft dieses Elements. typische Eigenschaft weich, stürmische Reaktion mit Wasser (Ausnahme H), kommen in der Natur nicht elementar vor wie Gruppe I, aber weniger reaktionsfreudig, am Aufbau der Erdkruste wesentlich beteiligt wie Gruppe I und II, aber noch weniger reaktionsfreudig Nichtmetall, C ist Grundbaustein der organischen Chemie und aller Lebewesen, anorganisch als Graphit, Diamant und Kalk, größte Zahl Verbindungen (v.a. Organik) reaktionsträges Nichtmetall, Hauptbestandteil der Luft (78%) Hauptgruppen Element 2. HG Alkalimetalle Lithtium Erdalkalimetalle Beryllium Erdmetalle Bor Kohlenstoff-gruppe Kohlenstoff Stickstoffgruppe Stickstoff Sauerstoffgruppe = Erzbildner Sauerstoff Halogene = Salzbildner Fluor Edelgase Neon Bestandteil der Luft (21%), reaktionsfähiges Gas, größter Anteil an der Erdkruste, wichtige Erze wie Bauxit und Eisenerz leicht flüchtige, giftige Nichtmetalle, sehr reaktionsfreudig mit Metallen keine chemischen Reaktionen mit anderen Elementen, alle gasförmig, geringer Anteil an der Luft (alle Edelgase zus. ca. 1%) Die wichtigsten Elemente und ihre Elementsymbole (wird als Basiswissen vorausgesetzt!) Merke: Bei den Elementsymbolen ist immer nur der erste Buchstabe groß geschrieben! Die Hauptgruppenelemente der ersten 3 Perioden müssen bekannt sein, übertragen Sie diese Elemente mit Namen und Symbol aus dem Periodensystem der Elemente in die Tabelle. Außerdem sind K, Ca, I und Pb gefordert. K Ca Br I Folgende Nebengruppenelemente werden ebenfalls verlangt! Tragen Sie die passenden Symbole dazu aus dem Buch ein. Eisen Kupfer Zink Mangan Silber Wolfram Platin Gold Quecksilber Frage: wie leiten sich die Elementkürzel von den Elementnamen ab. Vergleichen Sie auch mit den englischen Namen der Elemente! Beispiel Wasserstoff H von Hydrogenium auf Latein, Hydrogen in English 7

3 2.2 Der Bau von Atomen Historische Modellvorstellungen zum Atombau Demokrit 400 v.chr. unteilbares Urteilchen atomos Dalton 1804 Atome: kleinste Bausteine der Materie, nicht weiter zerlegbar Elementarteilchen Lenard 1903 Nachweis des Elektrons Versuche von Geiger und Marsden Rutherfordscher Streuversuch 1910 α-strahlen (positiv geladene Teilchen, He 2+ -Kerne ) werden auf eine Goldfolie geschossen. Die Goldfolie ist etwa 1000 Atome dick. Befund: 99,9% der Teilchen fliegen durch, doch werden 0,1% der Teilchen stark abgelenkt und davon einzelne sogar zurückgeworfen. Rutherford (engl. Physiker) leitete daraus 1911 sein Atomkern-Atomhülle-Modell ab: Das kugelförmige Atom hat einen Durchmesser von etwa 10-8 cm. Also ist die Atomhülle etwa mal größer als der Atomkern. Die positive Ladung eines Protons (p + ) im Atomkern kann die negative Ladung eines Elektrons (e - ) gerade kompensieren. Da im neutralen Atom die Zahl der Protonen gleich der Zahl der Elektronen ist, Überbegriff von Protonen und Neutronen: Eigenschaften der drei klassischen Elementarteilchen 3 Name und Masse in g Masse in u Elementarladung 4 Aufenthalt Symbol Elektron e - 0,911 * Proton p + 1,673 * Neutron n 1,675 * Es gibt weitere Elementarteilchen wie z.b. die Quarks, die aber für die Chemie ohne Belang sind. 4 Eine Elementarladung entspricht 1,6021 * Coulomb. das müssen Sie nicht wissen. 8

4 Die Protonen bestimmen die Kernladung. Daher ist Protonenzahl = Kernladungszahl. Weil im neutralen Atom immer gleich viele Elektronen wie Protonen vorkommen, ist die Kernladungszahl auch gleich der Elektronenzahl. Im PSE sind die Elemente nach ihrer Kernladungszahl geordnet! Daher sagt man zur Kernladungszahl auch Ordnungszahl. Die Atommasse wird durch die Massen der Atombausteine bestimmt. Dabei kann man die Masse der Elektronen beinahe vernachlässigen. Dann muß man nur die Summe von Protonen und Neutronen addieren, um die Atommasse näherungsweise zu errechnen. Umgekehrt kann man aus Atommasse minus Protonenzahl die Neutronenzahl ermitteln. Neutronenzahl = Wert der Atommasse Ordnungszahl (=Protonenzahl) Aufgabe: ermitteln Sie aus dem PSE, wieviele Neutronen das H-Atom, O-Atom und Ca-Atom hat! H:... O:... Ca:... Isotope Manche Elemente kommen in der Natur mit unterschiedlicher Neutronenzahl vor. Protonenzahl und Elektronenzahl sind aber immer gleich. Diese verschiedenen Arten eines Atoms nennt man Isotope (gr. gleicher Ort -> im PSE) Bsp. Chlor Ein Chlorisotop enthält 18 Neutronen, das andere 20. Die Protonenzahl ist bei beiden 17. Zugehörige Atommassen der beiden Chlorisotope: 35u und 37u. 75,8% der Chloratome in der Natur haben die Masse 35u, 24,2% haben die Masse 37u. Daraus errechnet sich eine durchschnittliche Atommasse von 35,45u. Schreibweisen für Isotope: Chlor 35 bedeutet Chlorisotop 35 Nukleonenzahl Cl bedeutet Chlorisotop 35 Ordnungszahl Bei chemischen Vorgängen bleiben die Atomkerne unverändert, nur die Atomhülle ist dabei beteiligt. Deshalb verhalten sich Isotope bei chemischen Reaktionen gleich. Dabei bleibt auch die Zusammensetzung des Isotopengemisches erhalten. 9

5 2.2.3 Modell der Atomhülle A) Spektralanalyse des sichtbaren Lichts #F# Woraus besteht das sichtbare Licht? #V# Zerlegen des Lichts in Spektralfarben mittels Prisma Ergebnis: Das sichtbare Licht besteht aus einem kontinuierlichen Spektrum an Farben (Regenbogenfarben). Den Farben entsprechen bestimmte Wellenlängen zwischen etwa 400 nm (violett) und 800 nm (rot). Licht hat sowohl den Charakter von Teilchen =Photonen als auch elektromagnetischen Wellen. (Teilchen-Welle- Dualismus) langwelliges Licht (Wärmestrahlung) geringe Energie der Strahlung kurzwelliges Licht hohe Energie (Hinweis: UV-Strahlung) B) Linienspektren von angeregten Atomen Hinweise auf Eigenschaften der Elektronen liefern Spektralanalysen von Elementen (Bunsen seit 1859) #V# Flammenfarbe von Na und Cu Zeigen der Linienspektren von Na und Cu mit WINCHEM #F# Weshalb sieht man nur einzelne Linien, also einzelne Wellenlängen? E angeregter Zustand 521 nm 324 nm Grundzustand t Erklärung: Die Elektronen von Atomen werden durch Energiezufuhr angeregt (erhalten höheres Energieniveau), fällt die Energiezufuhr weg, fallen sie wieder in ihren energetischen Grundzustand zurück. Dabei emittieren die Elektronen Licht bestimmter Wellenlänge. Diese emittierten Linienspektren sind für die Elemente charakteristisch. (So wurden von Bunsen die Elemente Rubidium und Cäsium mittels Spektralanalyse entdeckt, bevor sie chemisch nachgewiesen wurden) Linienspektren des Wasserstoffs (mit WINCHEM zeigen) Wasserstoff kann durch Einschluß in Gasentladungsröhren angeregt werden. 656n m Weshalb emittieren die Atome nur bestimmte Wellenlängen? 486n m 10

6 Aufgabe: Zeichnen Sie das Bohr sche Atommodell von H auf ein separates Blatt! Frage: Wie verhält sich das Elektron auf der ersten Schale, wenn ihm Energie zugeführt wird? Reaktion der Atomhülle auf Anregung: 1. Im Grundzustand kreist das Elektron auf der 1. Schale um den Kern. 2. Bei Energiezufuhr springt das Elektron auf eine höhere Schale, der Aufenthalt zwischen zwei Schalen ist nicht möglich! 3. Das Elektron fällt von alleine wieder zurück in den Grundzustand. Dabei emittiert (sendet aus) es Licht einer best. Wellenlänge. (diese Energie des Lichts entspricht der zuvor zugeführten Energie, welche zum Sprung des Elektrons führte) Bei sehr hoher Energiezufuhr können Elektronen die Hülle verlassen es entsteht ein Kation! 11

7 Streng genommen gilt das Bohr sche Atommodell nur für das H-Atom. Dennoch hat man das Modell auch auf Atome mit mehreren Elektronen ausgeweitet (siehe Tabelle), weil das Modell das chemische Verhalten der Atome gut erklärt 5. Hinweis: Die Elektronen eines Atoms befinden sich auf energetisch verschiedenen Elektronenschalen (Bohr nahm Kreisbahnen an, später elliptische Bahnen). Kernferne Schalen haben höhere Energieniveaus als Kern-nahe. Die Kern-nahen Elektronen werden stark von den Protonen angezogen, sie sind deshalb aus dem Atom abzuspalten. (Zusatzinfo: Wie viele Elektronen in einem Atom vorhanden sind, und auf welchen Schalen sie sitzen, läßt sich experimentell aus den Ionisierungsenergien ableiten, dies sind Energien, die zur Abspaltung bestimmter Elektronen aus dem Atom aufgewendet werden müssen.) Die Anordnung der Elektronen im Bohrmodell unterliegt Gesetzmäßigkeiten (vgl. Buch S. 48): Die maximale Zahl von Elektronen (= z) auf einer Schale beträgt z = 2n 2 (n = Schalennummer). Berechnen Sie die maximale Anzahl Elektronen von der 1. bis zur 5. Schale! Schale 1. Schale (n = 1) 2. Schale 3. Schale 4. Schale 5. Schale maximale Elektronenzahl Übungen: Zeichnen Sie das Bohr sche Atommodell für K, Br, I, Pb! 5 Das Bohrsche Atommodell taugt aber nicht dafür, den räumlichen Bau und die chemische Bindung in Molekülen zu erklären. Außerdem ist es laut Quantentheorie unmöglich, daß sich Elektronen auf Kreisbahnen bewegen. Weiterentwicklung: das Orbitalmodell gibt Aufenthaltswahrscheinlichkeitsbereiche von Elektronen (=Elektronenwolken) an. 12

8 2.2.4 Deutung des PSE mit dem Bohrschen Atommodell Merke: Die Perioden-Nummer eines Elements entspricht Die Hauptgruppen-Nummer entspricht Frage: Warum haben die Elemente einer Hauptgruppe ähnliche Eigenschaften? Betrachtung der Edelgase 6 : alle Edelgase haben Valenzelektronen (=Außenelektronen). Dieser sogenannte ist energetisch der stabilste. Er bewirkt, dass Alle Atome streben nach diesem Zustand, den die Edelgase bereits haben. Daher nennt man diesen Zustand auch. Wie verhalten sich Atome, die diesen Zustand nicht haben? Fazit: Exkurs Nebengruppen Frage: weshalb liegen die Nebengruppen zwischen den Hauptgruppen II und III? Skizze Bohrmodell Scandium Auf der 3. Schale haben maximal Elektronen Platz. In der 3. Periode wurden jedoch nur Elektronen (bis zum Argon) eingebaut. In der 4. Periode werden zunächst beim Kalium und Calcium 2 weitere Elektronen in die äußere 4. Schale eingebaut. Jetzt erst werden die noch fehlenden Elektronen in die 3. Schale eingebaut. Grund: Diese Elektronen sind energieärmer als die folgenden Elektronen der 4. Schale. Dies hat man durch Ionisierungsversuche (Herausschießen von Elektronen aus Atomen durch zunehmende Energiezufuhr) bei Atomen herausgefunden. Vom Scandium bis zum Zink werden also die fehlenden Elektronen der zweitäußersten Schale aufgefüllt. Alle diese Nebenelemente haben also Valenzelektronen (hier gibt s aber Ausnahmen), und müssen deshalb plaziert werden! 6 mit Ausnahme von Helium, das nur 2 Elektronen hat. Dies ist auf der ersten Schale bereits energetisch der optimale Zustand. 13

9 2.2.5 Das Orbitalmodell (orbit = Umlaufbahn) (alt) Bis heute konnten die Widersprüche im Bohrschen Atommodell mit der klassischen Physik nicht geklärt werden. Außerdem formulierte Heisenberg 1927 ein Gesetz, die Heisenbergsche Unschärferelation, welches die Aufgabe des Bohrschen Atommodells erzwang. Er sagte: "Ort und Geschwindigkeit eines Elektrons können gleichzeitig nicht exakt bestimmt werden!" Logische Folge: Kreisbahnen sind nicht zulässig. Zur selben Zeit konnte der Welle-Teilchen-Dualismus der Elektronen bewiesen werden. Wie beim Licht kann man Elektronen auch als Welle betrachten. Mit der Wellengleichung von Schrödinger kann man Elektronen mathematisch beschreiben. Verschiedene Lösungen der Schrödinger-Gleichung liefern dann verschiedene Orbitale. Orbitale sind 1s -0rbital von Wasserstoff 2p x -Orbital von B In Wirklichkeit bestehen Bohrs Spektrallinien also aus mehreren, dicht beieinander liegenden Linien. Diese konnte man erst mit besseren Spektroskopen feststellen. Demnach muß es nicht nur Bohrsche Hauptschalen geben, sondern auch Diese entsprechen bestimmten Orbitalen: 1. Schale: nur s-orbitale, 2. Schale: s- und p-orbitale 3. Schale: s- und p-orbitale 4. Schale: s- und p- und d-orbitale. Aufgabe: Zeichnen Sie die Orbitale der Elemente der 2. Periode 14

10 Exkurs: Die Bindigkeit (=Wertigkeit) von Atomen und Ionen Bindigkeit: wie viele Bindungen ein Atom oder Ion eingehen kann. Entscheidend ist, wieviele Elektronen ein Atom abgeben oder aufnehmen muß (Ionenbindung) bzw. teilen muß (Atombindung), um den Oktettzustand zu erreichen. (Beispiel für Atombindung: 2 H + O H O H Moleküle teilen sich Elektronen. Z.B. die Elemente der 2 Periode: C + H HG I II III IV V VI VII VIII Wertig keit 1 2 Also spielt die Zahl der Valenzelektronen bzw. die Zahl einfach besetzter Orbitale der Außenschale (siehe Orbitale 2. Periode!) eine Rolle. Doppelt besetzte Orbitale sind energetisch günstiger als einfach besetzte! Übungen: welche Verbindungen folgender Elemente sind entsprechend der Bindigkeit denkbar? 15

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