PSE und Atombau

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2 Periodensystem der Elemente (PSE) und Atombau

2.1 Das PSE

2.1.1 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 sowie die Lanthanide und Actinide nicht enthalten. Wir betrachten im Unterricht hauptsächlich Elemente der Hauptgruppen.

Bedeutung des PSE: ______________________________________________________

___________________________________________________________________________

2.1.2 Metallcharakter der Elemente

Alle Elemente des PSE kann man entsprechend ihrem Metallcharakter 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 __________

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.

Hauptgruppen

Alkalimetalle

Erdalkalimetalle

Erdmetalle

Kohlenstoff-gruppe

Stickstoffgruppe

Sauerstoffgruppe = Erzbildner

Halogene
= Salzbildner

Edelgase

Element 2. HG

Lithtium

Beryllium

Bor

Kohlenstoff

Stickstoff

Sauerstoff

Fluor

Neon

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%)

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%)

2.1.4 Die wichtigsten Elemente und ihre Elementsymbole (wird als Basiswissen vorausgesetzt!)

Merke: Bei den Elementsymbolen ist immer nur der erste Buchstabe groß geschrieben, der zweite klein!

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.

Mangan

Eisen

Kupfer

Zink

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.

2.2 Der Bau von Atomen

2.2.1 Historische Modellvorstellungen zum Atombau

Demokrit

400 v.Chr.

unteilbares Urteilchen à atomos

Dalton

1804

Atome: kleinste Bausteine der Materie, nicht weiter zerlegbar

2.2.2 Elementarteilchen

Lenard

1903

Nachweis des Elektrons

 

Versuche von Geiger und Marsden

"Rutherford-scher Streuversuch"

 

 

 

1910

α-Strahlen (positiv geladene Teilchen, "He2+-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

Name und Symbol

Masse in g

Masse in u

Elementarladung

Aufenthalt

Elektron e-

0,911 * 10-27

 

   

Proton p+

1,673 * 10-24

 

   

Neutron n

1,675 * 10-24

 

   

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: ......................

Exkurs: 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

35
   Cl    bedeutet Chlorisotop 35

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.

2.2.3 Modell der Atomhülle

  1. Spektralanalyse des sichtbaren Lichts

  2. #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)                                                -->   kurzwelliges Licht

    geringe Energie der Strahlung                                                                   hohe Energie

  3. 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,

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

Wasserstoff kann durch Einschluß in Gasentladungsröhren


Weshalb emittieren die Atome nur bestimmte Wellenlängen?

 

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!

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.

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):

  1. ________________________________________________________________________
  2. ________________________________________________________________________
  3. ________________________________________________________________________

4. Die maximale Zahl von Elektronen (= z) auf einer Schale beträgt z = 2n2
(n = Schalennummer). Berechnen Sie die maximale Anzahl Elektronen von der 1. bis zur 5. Schale!

 

Schale

maximale Elektronenzahl

1. Schale (n = 1)

 

2. Schale

 

3. Schale

 

4. Schale

 

5. Schale

 

Übungen: Zeichnen Sie das Bohr´sche Atommodell für K, Br, I, Pb!

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: 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

 

 

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

und müssen deshalb _______________________________________________ plaziert werden!

 

2.2.5 Das Kugelwolkenmodell

noch in Arbeit!

 

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.

C + H -->

Z.B. die Elemente der 2 Periode:

HG

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

Wertig

1

2

3

4

3

2

1

0

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?

Al und O, Ca und O, H und S, Mg und S