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Atome

Zur Einführung des Atombegriffs kannst du folgenden Kurs bearbeiten





Es gibt etwa 110 verschiedene Atomsorten, aus denen sich alle Stoffe unserer Welt zusammensetzen. Viele Elemente sind sehr selten, manche kommen in der Natur gar nicht vor, da sie erst vom Menschen künstlich erzeugt wurden. Von den künstlich erzeugten Elementen sind die meisten so instabil, dass sie schon in Bruchteilen einer Sekunde wieder zerfallen, indem sie sich in andere Elemente umwandeln (radioaktiver Zerfall). Deshalb ist die genaue Angabe existierender Elemente auch nur ungefähr möglich.

Das Periodensystem der Elemente

Periodensystem

Die Elemente sind sehr übersichtlich im Periodensystem der Elemente dargestellt. Diese schematische Darstellung wurde von zwei Forschern etwa gleichzeitig um 1869 völlig unabhängig voneinander entwickelt und zwar von dem Russen Dimitri Mendelejew und dem Deutschen Lothar Meyer. Diese Forscher ordneten zunächst alle damals bekannten Elemente nach steigender Atommasse. So bekam jedes Element eine Ordnungszahl, die die Stellung des Elements in der Reihenfolge angibt. So bekam Wasserstoff, als leichtestes Element, die Ordnungszahl 1, Helium die Ordnungszahl 2, Lithium die Ordnungszahl 3 usw. Dabei entdeckten sie, dass sich gewisse Eigenschaften der Elemente periodisch wiederholten. Das 2. Element der Reihe ist z.B. das Helium, ein Edelgas, dessen Atome sich nicht mit anderen verbinden. Das 10. Element ist wieder ein Edelgas (Neon) und das 18.Element auch (Argon). Schneidet man nun die Reihe der Elemente in Abschnitte und stellt die Abschnitte so untereinander, dass die Edelgase untereinander stehen, ergibt sich folgendes Bild: (auf den "ordnen-Knopf" klicken)



Die Edelgase sind grün markiert




Allerdings waren die Edelgase zur damaligen Zeit (1869) noch gar nicht bekannt, was es umso erstaunlicher erscheinen lässt, dass Mendelejew und Meier diese Ordnung entdeckten. Sie machten nämlich die Entdeckung, dass jetzt die Elemente, die untereinanderstehen, auch ähnliche Eigenschaften haben. Z.b. verhalten sich Lithium und Natrium ganz ähnlich, wenn sie mit Wasser in Berührung kommen. Ebenso verhalten sich Fluor und Chlor ähnlich und auch Sauerstoff und Mendeljew sagte sogar die Existenz eines zur damaligen Zeit noch unbekannten Elements voraus, dem Germanium, da sich über dem Silicium noch eine Lücke in seinem System befand. Er nannte diese unbekannte Element zunächst Eka - Silicium.
Nun könnte man vermuten, dass nach 8 weiteren Elementen wieder ein Edelgas kommt. Leider ist es nicht ganz so einfach. Das nächste Edelgas, das Krypton, erscheint erst nach 18 weiteren Elementen an 36. Stelle und nach weiteren 18 Elementen wieder ein Edelgas, das Xenon, an 54. Stelle. Schreibt man weiterhin die Edelgase untereinander und ebenso die Alkalimetalle, also Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium und Caesium, erhält die Anordnung folgendes Aussehen:






.Übung zum Periodensystem.

Elektronenschalen

Der Grund für den systematischen, periodischen Aufbau ist in der Atomstruktur (Aufbau der Atome) zu suchen (siehe dazu obigen Kurs "Atome und Moleküle"). Nach dem Schalenmodell von Niels Bohr enthalten die Atome einen winzig kleinen Atomkern, der fast die gesamte Masse des Atoms enthält. Der Atomkern selbst enthält die positiv geladenen Protonen und neutrale Neutronen. Jedes Proton hat eine Ladung von +1.
Zum Ladungsausgleich werden die Atomkerne von den fast masselosen Elektronen umkreist, beim neutralen Atom jeweils genau so viele, wie Protonen vorhanden sind. Nach Bohr können sich die Elektronen in der Nähe des Atomkerns nur in bestimmten Schalen bewegen, die zwiebelschalenartig um den Atomkern angeordnet sind. Je weiter außen die Schalen liegen, desto größer sind sie und desto mehr Elektronen können sie aufnehmen.
Man muss dabei im Kopf behalten, dass es sich hierbei um eine Modellvorstellung handelt, die dazu dient, gewisse Eigenschaften der Atome zu erklären. Atome sehen nicht wirklich so aus. Allerdings war die Bohrsche Vorstellung von den Atomen recht erfolgreich, um die Struktur des Periodensystems und einige Eigenschaften der Atome zu erklären.
Hier nochmals das Fassungsvermögen der ersten Elektronenschalen.
1. Schale 2 Elektronen
2. Schale 8 Elektronen
3. Schale 18 Elektronen

Elektronen versuchen immer, einen möglichst niedrigen Energiezustand einzunehmen. Die erste Schale ist die innerste Schale. Die Elektronen in ihr haben die geringste Energie. Erst wenn sie voll ist, also 2 Elektronen enthält, werden Elektronen in der nächst höheren Schale angeordnt. In der folgenden Übung musst du die Elektronen nach diesen Regeln auf die Elektronenschalen verteilen. Denke daran, dass die Ornungszahl eines Elements immer die Protonenanzahl eines Atoms angibt, und damit auch die Elektronenanzahl, wenn das Atom neutral ist.

.Übung zur Besetzung von Elektronenschalen.

Teste dein Wissen!

.Test zu Periodensystem und Atomen.



Das Orbitalmodell

Wie kommt es zu der Elektronenverteilung 2-8-18-32 ... in den Elektronenschalen? Und warum hat das Periodensysem gerade dieses Aussehen, bei dem die 3.Periode nach dem 8. Elektron abgeschlossen erscheint, als wenn die dritte Schale nur 8 Elektronen aufnehmen könnte?

All das kann das Bohrsche Atommodell nicht erklären. Es musste einen Grund für diese merkwürdige Zahlenfolge geben. Das Orbitalmodell liefert die nötigen Antworten. Der Name leitet sich vom Begriff 'Orbit' ab, womit die Umlaufbahn eines Objekts um einen Himmelskörper bezeichnet wird, z.B. die eines Satelliten um die Erde. Auf die Atome übertragen, wären das dann also die Elektronenbahnen.

Doch spricht man nun nicht mehr von bestimmten Bahnen, die die Elektronen befolgen, sondern von Räumen, in denen sich die Elektronen mit hoher Wahrscheinlichkeit bewegen. Dem liegen völlig neue Auffassungen von der Natur der Elektronen zu Grunde, die sich zu Beginn des 20. Jahrhunderts entwickelt hatten.

Um das besser zu verstehen, müssen wir auf einen wissenschaftlichen Disput über die Natur des Lichts eigehen, der seit dem 17. Jahrhundert bestand. Man fragte sich, was die Natur des Lichts sei. Isaac Newton (1643 - 1727) behauptete, das Licht bestünde aus winzig kleinen Teilchen, die sich durch den Raum fortbewegen. Er konnte damit z.B. die Brechung des Lichts an optisch dichteren Medien erklären, indem er vermutete, dass die Lichtteilchen durch das optisch dichtere Medium angezogen, also beschleunigt wurden. Demnach müsse das Licht im optisch dichteren Medium eine höhere Geschwindigkeit haben als z.B. im Vakuum.

Christiaan Huygens

Christiaan Huygens (1629 - 1695)

Chritiaan Huygens (1629 - 1695) dagegen behauptete, das Licht habe Wellennatur, womit er z.B. die Streuung des Lichts erklären konnte. Nach seiner Auffassung wäre das Licht in optisch dichteren Medien langsamer.

Zunächst nahm man an, Newton habe Recht. Als man jedoch erkannte, dass das Licht sich in optisch dichteren Medien langsamer ausbreitete, schlug das Pendel zu Gunsten von Huygens aus und lange, bis zu Beginn des 20. Jahrhunderts, galt die Wellennatur des Lichts als unstrittig. Wellen konnten durch wenige Größen beschrieben werden. So haben Wellen eine Länge, das ist der Abstand zwischen zwei benachbarten Wellenbergen, eine Frequenz, die angibt, wie oft eine Welle an einer Stelle auf und abschwingt und eine Amplitude, die den Unterschied zwischen Wellenberg und Nulldurchgang der Welle angibt. Es gibt Wellen, die sich entlang eine Linie ausbilden, wie z.B. an einem Seil, Wellen, die sich auf einer Fläche ausbilden, wie z.B. Wasserwellen und Wellen, die sich im Raum ausbreiten, wie z.B. Schallwellen. Zu dieser Kategorie gehört auch das Licht.

schematische Darstellung einer eindimensionalen Welle
Stage

Das Problem war nur, dass man glaubte, eine Welle müsse irgendeinen Träger haben, irgendeinen Stoff, der die Welle ausführt, wie z.B. das Wasser bei Wasserwellen, oder die Luft bei Schallwellen. Wie kommt also das Licht von der Sonne zur Erde? Man vermutete zunächst, das ganze Universum sei von einem Stoff durchdrungen, der die Ausbreitung der Lichtwellen ermöglicht, ein Lichtäther, den man Phlogiston nannte. Bis im 19. Jahrhundert der schottische Physiker James Clerk Maxwell erkannte, dass das Licht ein elektromagnetisches Wechselfeld ist, das sich auch im Vakuum ausbreiten kann, und zwar mit einer ganz bestimmten Geschwindigkeit von ca. 300 000 km/s. Das Prinzip ist, dass ein sich änderndens elektrisches Feld ein sich änderndes magnetisches Feld in seiner Nachbarschaft erzeugt und ein sich änderndes magnetisches Feld ein sich änderndes elektrisches Feld in seiner Nähe verursacht, und zwar unabhängig von einem Trägerstoff. Solche elektromagnetischen Wellen können sich also frei durch den Raum bewegen.

Hat man nun ein langsam schwingendes elektrisches Feld, erzeugt es eine elektromagnetische Welle mit geringer Frequenz. Umgekehrt erzeugt ein schnell schwingendes elektrisches Feld eine elektromagnetische Welle mit hoher Frequenz. So bekommt man ein ganzes Spektrum elektromagnetische Wellen mit unterschiedlichen Frequenzen. Je höher die Frequenz, dester höher ist die Energie der Wellen. Das sichtbare Licht ist ein Teil aus diesem Spektrum. Das rote Licht ist das Licht mit der niedrigsten Frequenz und somit der geringsten Enegie. Das violette Licht hat die höchste Frequenz und damit die höchste Energie. Noch höhere Energie hat das ultraviolette Licht, das wir nicht mehr sehen können noch viel energiereicher sind Röntgenstrahlen und Gammastrahlen.

Spektum elektromagnetischer Strahlung

Spektrum_elektromagnetische_Wellen

Aber auch im energieärmeren Teil setzt sich das Spektrum fort. Energieärmer als das rote Licht sind das Infrarot, die Mikrowellen und die Radiowellen. Die Wellenlängen reichen dabei von 10-15m, d.h. billiardstel Meter bei den Gammastrahlen bis zu mehreren Kilometern bei den Radiowellen (Langwelle).

Gegen Ende des 19. Jahrhunderts schien ein Experiment der Wellennatur des Lichts zu widersprechen, der so genannte Photoelektrische Effekt.

Bestrahlte man eine Metallplatte mit ultraviolettem Licht, so erkannte man, dass aus der Metallplatte Elektronen herausgelöst wurden, die sich anschließend durch den umgebenden Raum bewegen konnten. Mit sichtbarem Licht gelang das nicht. Zunächst erschien die Erklärung einfach. Ein Elektron muss nur durch die Lichtwellen genügend Energie aufnehmen, um den Metallverband zu verlassen. Nach der Wellentheorie müsse nur eine Welle genügend lange oder stark auf ein Elektron einwirken, damit das geschähe. Das müsste dann aber auch mit Licht niedriger Frequenz, also Energie gelingen, das man vielleicht mit höherer Intensität wirken lässt - tut es aber nicht. Egal, wie stark und wie lange das sichtbare Licht die Metallplatte bestrahlt, es werden keine Elektronen herausgelöst. Man stand zunächst vor einem Rätsel, die Wellentheorie des Lichts geriet ins Wanken.

Erst Albert Einstein konnte 1905 mit seiner Arbeit über den Photoelektrischen Effekt das Rätsel lösen, indem er annahm, dass das Licht in Energieportionen auf die Elektronen trifft, den so genannten Lichtquanten oder Photonen. Trifft ein solches Photon auf ein Elektron, wird es von diesem absorbiert, indem das Elektron diese Energie aufnimmt. Ist die Energie genügend groß, dann verlässt das Elektron den Metallverband.

Die Teilchentheorie des Lichts wurde so wiederbelebt. Doch kann man nur einige Phänomene mit der Teilchennatur des Lichts erklären, während für andere Erscheinungen das Wellenmodell bessere Dienste leistet. Wir haben uns an diesen scheinbar widersprüchlichen Dualismus des Lichts zwischen Teilchen und Welle inzwischen gewöhnt. Je nach Experiment, das wir durchführen verhält sich das Licht wie eine Welle oder wie ein Teilchen.


Was hat das nun mit dem Aufbau der Atome und dem Orbitalmodell zu tun?

Man erkannte bald, dass sich dieser Dualismus zwischen Teilchen und Welle nicht auf Licht, und damit auf elektromagnetische Wellen beschränkte. 1926 postulierte der Physiker Louis-Victor Pierre Raymond de Broglie, dass auch Teilchen Wellencharakter haben müssten. Wenig später konnten für Elektronenstrahlen die für Lichtwellen typischen Interferenzmusster nachgewiesen werden. Damit war der Weg offen für eine völlig neue Auffassung von Materie.

Teilchen sind auch Wellen!

Bei einem Elektronenstrahl kann man sich noch vorstellen, dass er sich wie Licht ausbreitet, doch wie haben wir uns nun die Elektronen im Atom vorzustellen? Die bisherige Vorstellung war, dass Elektronen sehr schnell um den Atomkern kreisen. Die Elektronen sind dabei auf einen sehr kleinen Raum beschränkt. Wenn eine Welle auf einen begrenzten Raum eingeschränkt wird, können wir uns das nur als eine so genannte stehende Welle vorstellen. So etwas kennen wir auch aus der Anschauung, z.B. bei der schwingenden Saite einer Violine oder Gitarre. Die Saite ist an den Enden befestigt und bildet in der Mitte einen Schwingungsbauch aus.

Stage

Violinspieler können durch geschicktes Fixieren des Mittelpunkts der Saite die Saite mit zwei Bäuchen zum Schwingen bringen. Sie erzeugen so so genannte Flageoletttöne.

Stage

Ebenso könnte man die Saite an zwei oder mehr Stellen fixieren. Auf diese Weise entstehen mehrere Knoten. Dieses Bild können wir auf die Elektronen im Atom übertragen. Ähnlich wie die schwingende Violinsaite sind die Elektronen auf einen Raum begrenzt. Sie können hier nur existieren, wenn sie eine stehende Welle ausbilden. Im Gegensatz zur Saite müssen wir uns diese Schwingung aber räumlich vorstellen. Aus der Saite mit einem Bauch wird dann eine Kugel, aus der Saite mit zwei Bäuchen eine Doppelkeule usw. Statt eines Knotenpunktes kommt jeweils eine Knotenebene hinzu.

Die Räume, in denen die Elektronenwellen schwingen nennt man Orbitale. Das Orbital mit einem Bauch ohne Knotenebene heißt s-Orbital (von s wie sphärisch), das Orbital mit 2 Bäuchen und einer Knotenebene, die Doppelkeule. heißt p-Orbital und das Orbital mit zwei Knotenebenen, das die Form zweier gekreuzter Doppelkeulen hat, heißt d-Orbital. Ein Orbital noch höherer Ordnung, das drei Knotenebenen hat heißt f-Orbital. Dieses können wir uns nur schwer bildhaft vorstellen. Obwohl es theoretisch noch mehr Orbitalformen geben muss, reichen die beschriebenen Orbitale aus, um alle Elektronenkonfigurationen der Atome im Grundzustand zu beschreiben.

Die Formen verschiedener Orbitale

Stage

Nach dem Bohrschen Atommodell war der Aufenthalt der Elektronen im Atom ja werschiedenen Elektronenschalen zugeschrieben. Das Orbitalmodell stellt nun eine Verfeinerung dieses Bohrschen Modells dar. In den Elektronenschalen können verschiedene Orbitale auftreten, oder anders gesagt, die Elektronen können hier verschiedene Räume besetzen.
In der ersten Schale kann es nur ein s-Orbital (s1) geben. Jedes Orbital kann zwei Elektronen auf nehmen. Somit wäre mit der Besetzung dieses Orbitals die erste Schale voll, weil in dieser Schale kein anderes Orbital zur Verfügung steht.
In der zweiten Schale gibt es ein s-Orbital (s2) und drei p-Orbitale . Es gibt deshalb 3 p-Orbitale, weil sie sich in Richtung der drei Raumachsen ausdehnen können. Sie heißen demnach p2x,p2y und p2z. Also gibt es in der zweiten Schale 4 Orbitale, in denen 8 Elektronen untergebracht werden können. Mit 8 Elektronen ist die zweite Schale voll.
In der dritten Schale gibt es das s-Orbital (s3), die drei p-Orbitale (p3x,p3y und p3z) und zusätzlich 5 d-Orbitale (d3xy,d3xz,d3yz,d3x2-y2 und d3z2), also insgesamt 9 Orbitale, womit 18 Elektronen Platz haben.
In der vierten Schale kommen zu den s-,p-, und d-Orbitalen noch sieben f-Orbitale, also gibt es in der vierten Schale 16 Orbitale, die Platz für 32 Elektronen bieten. Wir sehen, auf jeder Elektronenschale kommt ein Orbitaltyp hinzu. Und jeder neue Orbitaltyp hat zwei Orbitale mehr als der vorangehende.

Quantenzahlen

Da, abgesehen von dem s-Orbital die Orbitale nicht mehr kugelförmigen Charakte haben, ist es eigentlich nicht mehr sinnvoll, von Elektronenschalen zu sprechen. Man beschreibt die Elektronen im Atom nun durch einen Satz von vier Quantenzahlen. Quantenzahlen sind immer ganzzahlig.

Die Nummer der Bohrschen Schale ist die Hauptquantenzahl. Sie wird mit 'n' bezeichnet.

Die Orbitalform wird durch die Nebenquantenzahl wiedergegeben, die mit 'l' abgekürzt wird. Sie gibt den Bahndrehimpuls des Elektrons wieder und kann die Werte 0 bis n-1, d.h. eins unter der Hauptquantenzahl, annehmen. D.h in der ersten Schale mit der Hauptquantenzahl 1 kann sie nur den Wert 0 annehmen, was dem s-Orbital entspricht. In der zweiten Schale mit der Hauptquantenzahl 2 kann sie dei Werte 0 (s-Orbital) und 1 (p-Orbital) annehmen, in der dritten Schale (Hauptquantenzahl 3) die Werte 0 (s-Orbital), 1 (p-Orbital) und 2 (d-Orbital).

Die dritte Quantenzahl, die so genannte magnetische Quantenzahl 'm', gibt die räumliche Ausrichtung der Orbitale wieder. Sie kann nur Werte von -l (Nebenquantenzahl) bis l annehmen. In der ersten Schale ist n = 1 und l = 0, also muss auch m = 0 sein. In der zweiten Schale ist n = 2, so kann l den Wert 1 haben. Der Wert für m kann dann -1,0 oder 1 annehmen. Das entspricht den räumlichen Ausrichtungen der Orbitale auf den Raumachsen x,y und z.

Bei den d-Orbitalen ab der dritten Schale ist l = 2. Damit kann m die Werte -2,-1,0,1 und 2 haben, was zu 5 unterschiedlichen Orbitalen führt, den 5 d-Orbitalen.

Entsprechend bilden sich 7 f-Orbitale mit dem magnetischen Quantenzahlen -3,-2,-1,0,1,2 und 3.

Die vierte Quantenzahl gibt den Spin, d.h. die Eigenrotation des Elektrons an. Sie kann nur zwei werte annehmen, nämlich -1/2 und 1/2.

Tabellarische Darstellung der Quantenzahlen

1. Schale (1 Orbital)

Hauptquantenzahl (n) Nebenquantenzahl (l) magnetische Quantenzahl (l)
1 0 0

2. Schale (4 Orbitale)

Hauptquantenzahl (n) Nebenquantenzahl (l) magnetische Quantenzahl (l)
2 0 0
2 1 -1,0,1

3. Schale (9 Orbitale)

Hauptquantenzahl (n) Nebenquantenzahl (l) magnetische Quantenzahl (l)
3 0 0
3 1 -1,0,1
3 2 -2,-1,0,1,2

4. Schale (16 Orbitale)

Hauptquantenzahl (n) Nebenquantenzahl (l) magnetische Quantenzahl (l)
4 0 0
4 1 -1,0,1
4 2 -2,-1,0,1,2
4 3 -3 -2,-1,0,1,2,3

5. Schale (25 Orbitale)

Hauptquantenzahl (n) Nebenquantenzahl (l) magnetische Quantenzahl (l)
5 0 0
5 1 -1,0,1
5 2 -2,-1,0,1,2
5 3 -3 -2,-1,0,1,2,3
5 4 -4,-3 -2,-1,0,1,2,3,4

6. Schale (36 Orbitale)

Hauptquantenzahl (n) Nebenquantenzahl (l) magnetische Quantenzahl (l)
6 0 0
6 1 -1,0,1
6 2 -2,-1,0,1,2
6 3 -3 -2,-1,0,1,2,3
6 4 -4,-3 -2,-1,0,1,2,3,4
6 5 -5,-4,-3 -2,-1,0,1,2,3,4,5

Durch die vier Quantenzahlen lässt sich der energetische Zustand eines Teilchens in einem System eindeutig beschreiben, d.h. keine zwei Teilchen eines Systems können den gleichen Satz Quantenzahlen haben (Pauliprinzip). Daraus folgt, dass jedes Orbital, das ja durch die drei ersten Quantenzahlen beschrieben wird, maximal zwei Elektronen aufnehmen kann, die sich dann durch ihren Spin (die vierte Quantenzahl) unterscheiden müssen.

Periodensystem

Mit steigender Hauptquantenzahl nehmen die Energieniveaus der Orbitale zu. Ebenso mit steigender Nebenquantenzahl. Das s2-Orbital hat also ein höheres Energieniveau als das s1-Orbital, das s3-Orbital ein höheres Enerieniveau als das s2-Orbital. Bei gleicher Hauptquantenzahl haben die p-Orbitale eine höhere Energie als das s-Orbital und die d-Orbitale eine höhere Energie als die p-Orbitale usw. Die durch die Hauptquantenzahl bedingten Energieunterschiede sind zunächst größer als die durch die Nebenquantenzahl bedingten. so ergibt sich folgende Reihe der Energieniveaus mit zunehmender Energie:

s1 s2 p2 s3 p3

Man sollte nun erwarten, dass das d3-Orbital folgt. Allerdings ist der Energieunterschied vom p3-Orbital zum d3-Orbital größer als zum nächsten s4-Orbital, was die schöne Systematik etwas durcheinanderbringt. Also wird die Reihe so fortgesetzt:

s1 s2 p2 s3 p3 s4 d3 p4

Und wieder ist der Energiesprung zum d4-Orbital größer als zum s5-Orbital, und zum f4-Orbital noch viel größer, so dass die p5-Orbitale und sogar das s6 Orbital noch eine geringere Energie haben als die f4-Orbitale. Es geht also so weiter:

s1 s2 p2 s3 p3 s4 d3 p4 s5 d4 p5 s6 f4 d5 p6 s7 f5

Elektronen nehmen im Atom möglichst die energieärmstem Zustände ein. So werden zunächst zunächst die energieärmsten Zustände besetzt. Das Wasserstoffatom hat sein Elektron gewöhnlich in dem energieärmsten Orbital, dem s1-Orbital. Ebenso finden wir beim Helium seine beiden Elektronen im Grundzustand im s1-Orbital, wobei dieses nun voll besetzt ist. Die beiden Elektronen beim Helium müssen sich durch ihren Spin unterscheiden (4.Quantenzahl),

Beim Lithium muss das dritte Elektron also in das s2-Orbial, ebenso beim Beryllium das vierte Elektron. Das fünfte Elektron des Bors muss dann in ein p2-Orbital und das 6. Elektron des Kohlenstoffs in ein weiteres p2-Orbital.

Periodensystem

Die p-Orbitale mit gleicher Hauptquantenzahl haben gewöhnlich die gleiche Energie, sie unterscheiden sich nur durch ihre räumliche Ausrichtung. Weil es etwas energieaufwändiger ist, die Elektronen auf engem Raum in einem Orbital unterzubringen, werden die p-Orbitale zunächst einfach besetzt. So finden wir das 7.Elektron des Stickstoffs im dritten p-Orbital.

Erst von Sauerstoff bis Neon werden die p2-Orbitale nach und nach voll besetzt. Beim Neon sind die Elektronen durch die voll besetzten s- und p-Orbitale ganz gleichmäßig um den Atomkern verteilt, wodurch seine Anziehungskräfte auf andere 'fremde' Elektronen gut abgeschirmt werden. Deshalb hat Neon keine Tendenz, sich mit anderen Atomen zu verbinden. Es ist ein Edelgas.

Es folgen Natrium und Magnesium, bei denen das s3-Orbital besetzt wird, dann Aluminium, Silicium, Phosphor, Schwefel, Chlor und Argon, womit die p3-Orbitale gefüllt werden.

Nun kommt die erste Unregelmäßigkeit. Beim Kalium und Calcium werden zunächst die s4-Orbitale bestückt. Erst dann werden ab dem Scandium über Vanadium, Titan bis zum Zink die fünf d3-Orbitale gefüllt. Dann geht es weiter mit Gallium, Germanium, Arsen, Selen,Brom und Krypton unter Auffüllung der p4-Orbitale. Und wieder ist hier durch die gleichmäßige Verteilung der Elektronen um den Atomkern eine vollständige Abschirmung erreicht, womit wieder ein Edelgas vorliegt.

Eigentlich wären jetzt die d4-Orbitale dran und dann die 4f-Orbitale. Aber wir wissen schon, dass es anders ist. Die nächsten Elektronen kommen in das s5-Orbital beim Rubidium und Strontium, dann erst sind die d4-Orbitale mit Ytrium, Zirkonium bis zum Cadmium dran. Dann werden die p5-Orbitale ab dem Indium bis Xenon besetzt. Letzteres ist natürlich mit voll besetzten s- und p-Orbitalen wieder ein Edelgas. Und noch immer keine f4-Orbitale. Die s6-Orbitale haben Vorang. Es kommen Caesium und Barium. Dann erst werden die sieben f4-Orbitale ab dem Lanthan bis Lutetium gefüllt. Da diese f4-Elemente mit dem Lanthan beginnen, werden sie auch Lanthaniden genannt. Da sie selten in der Erde gefunden werden, werden sie auch seltene Erden genannt. Sie haben alle sehr ähnliche Eigenschaften und sind in der Technik teilweise sehr bedeutsam.

Jetzt kommt die dritte Folge von d-Elementen. Ab dem Haffnium bis Quecksilber werden die d5-Orbitale gefüllt. Dann folgen Tantal bis Radon mit der Besetzung der p6-Orbitale. Das Radon ist wieder ein Edelgas, das jedoch radioaktiv ist, was bedeutet, dass es zerfällt und in der Natur praktisch nicht vorkommt.

Mit Francium und Radium, auch zwei radioaktive Elemente, werden die s7-Orbitale besetzt. Danach kommt eine weitere Reihe von f-Elementen. Beginnend mit dem Actinium werden die f5-Orbitale gefüllt. Da Actinium diese Reihe beginnt, werden diese Elemente auch die Actiniden genannt. All diese Elemente sind mehr oder weniger radioaktiv. Wir finden hier bekannte Vertreter wie Uran und Plutonium.

Mit den Actiniden ist eigentlich die Reihe natürlich vokommender Elemente abgeschlossen. Ehrgeizige Wissenschaftler haben es jedoch geschafft, Spuren, manchmal nur eine an den Fingern abzählbare Menge, weiterer Atome herzustellen, bei denen dann die d6-Orbitale und die p7-Orbitale besetzt wurden. Die Atomkerne all dieser Elemente sind jedoch zu groß und damit instabil. All diese Elemente sind radioaktiv.

Jetzt erst können wir verstehen, wie das Periodensystem zu seiner charakteristischen Form kommt. Die verschiedenen Orbitale spiegeln sich in der Anordung wieder. Jetzt können wir verstehen, warum sich die langen Reihen so genannter Nebengruppenelemente ab dem Calcium dazwischenschieben. Es sind die d-Elemente. Und jetzt können wir verstehen, warum unten im Periodensystem noch zwei lange Reihen stehen, deren Beginn im oberen Teil des Systems beim Lanthan und Actinium mit Sternchen gekennzeichnet wird. Es handelt sich nämlch um die f-Elemente. Würde man sie wie die d-Elemente noch in das System einfügen, würde das System viel zu breit.

Periodensystem

Die Elektronenbesetzung der Atome kann man in einem Schema folgender Art verdeutlichen. Jedes Kästchen bedeutet dabei ein Orbital. Die Pfeilrichtung deutet jeweils den Elektronenspin an. Zwei Elektronen im selben Orbital müssen entgegengesetzten Spin haben,



Hybridorbitale

Durch Kombination von Orbitalen können Mischorbitale, also Hybridorbitale entstehen.Dabei entstehen immer aus der Anzahl sich mischender Orbitale eine gleiche Anzahl an Hybridorbitalen. Wenn sich also ein s-Orbital und ein p-Orbital mischen, entstehen zwei sp-Orbitale. Genau betrachtet steht hinter dem Mischen mehrerer Orbitale eine mathematische Operation, die man Linearkombination nennt. Es ist praktisch eine Addition der zugehörigen Orbitalfunktionen. Ein Kohlenstoffatom hat z.B. in der zweiten Schale 4 Elektronen.
Normalerweise würden wir annehmen, dass zwei dieser Elektronen sich im s-Orbital befänden und 2 weitere jeweils einzeln in den p-Obitalen. Wenn sich Kohlenstoff jedoch z.B. mit Wasserstoff oder anderen Kohlenstoffatomen verbindet, liegen die 4 Elektronen in vier gleichen Hybridorbitalen vor, die in der Regel ganz gleichmäßig um das Kohlenstoffatom verteilt sind, was zu einer Tetraederform seiner Bindungsanordnung führt. Das s2 - Orbital und die drei p2 - Orbitale haben sich zu vier gleichartigen sp3 - Orbitalen vermischt.



Stoffmengen - Einführung des Molbegriffs



.Kurs zum chemischen Rechnen.

Gesetz: Gleiche Volumina verschiedener Gase enthalten gleich viele Gasteilchen.

Das bedeutet: 1L Sauerstoff enthält genauso viele Sauerstoffmoleküle wie 1L Wasserstoff Wasserstoffmoleküle enthält.

Ebenso sind in 1L Stickstoff genauso viele Moleküle enthalten wie in 1L Wasserstoff oder Kohlenstoffdioxid .

Sauerstoffatome sind 16 mal so schwer wie Wasserstoffatome.
Deshalb ist 1L Sauerstoff mal so schwer wie 1L Wasserstoff.

2g Wasserstoff nehmen ein Volumen von 22,4 L ein.

22,4 L Sauerstoff haben dann eine Masse von g.

Stickstoffatome sind 14 mal so schwer wie Wasserstoffatome.
22,4 L Stickstoff haben dann eine Masse von g.

Wasserstoffatome sind die leichtesten aller Atome. Alle anderen Atome haben ein Vielfaches der Masse von Wasserstoffatomen.
Deshalb nahm man die Masse von Wasserstoffatomen als Grundeinheit für die Masse von Atomen.
Diese Grundeinheit wird mit 'u' bezeichnet (von englisch 'unit ' = Einheit).

Ein Wasserstoffatom hat eine Masse von 1 u;
Ein Wasserstoffmolekül besteht aus 2 Wasserstoffatomen und hat damit die Masse u.

Ein Sauerstoffatom hat die Masse von u.

Die Masseneinheit 'u' ist unvorstellbar klein. Wir sind es gewohnt in g und kg zu messen. Man muss eine Beziehung zwischen 'u' und 'g' herstellen.

1g Wasserstoff enthält eine gewisse Anzahl an Wasserstoffatomen. Nennen wir diese Zahl 'L'.

Da Sauerstoffatome mal so schwer sind wie Wasserstoffatome haben L Sauerstoffatome eine Masse von g.

Da Stickstoffatome mal so schwer sind wie Wasserstoffatome haben L Stickstoffatome eine Masse von g.

Natriumatome sind 23 mal so schwer wie Wasserstoffatome. Somit haben L Natriumatome eine Masse von g.

Es ist praktisch, die Zahl 'L' als Grundeinheit der der Anzahl von Teilchen zu nehmen. Man nennt diese Zahl auch Loschmidt - Zahl oder Avogadro - Konstante.

In Versuchen kann man diese Zahl ermitteln. Diese Zahl ist ungeheuer groß.

L= 602 214 100 000 000 000 000 000
(In Worten. 602 Trilliarden 214 Trillionen 100 Billiarden)

Da diese Zahl etwas unförmig ist schreibt man sie gewöhnlich so:
L = 6,022 x 1023

Um eine Vorstellung von der Größe dieser Zahl zu bekommen, kann man sagen, dass die Menge aller Sandkörner an allen Stränden unserer Erde nicht so groß ist wie diese Zahl.

Oder stellen wir uns Bücher vor, bei denen 100 Seiten etwa 1 cm ausmachen und man würde all diese Bücher nebeneinander stellen. Es würde eine Länge von 6 022 141 000 000 000 000 000 cm ergeben, das sind 60 221 410 000 000 000 000 m und 60 221 410 000 000 000 km, das sind 60 Billiarden km.
Das ist eine riesige Entfernung. Licht bräuchte 6500 Jahre, um diese Strecke zurückzulegen.
Von der Sonne zu uns braucht das Licht nur 8 Minuten.

Diese Anzahl nennt man 1 mol.
1 mol ist die Stoffmenge, die = 6,022 x 1023 Teilchen enthält.

Mit dem Wissen, wie viel mal so schwer Atome sind wie Wasserstoffatome sind wir in der Lage, Stoffmengen mit vergleichbaren Atomanzahlen zu mischen.

Wenn wir das Reaktionsschema für eine Reaktion kennen und damit wissen, wie viele Atome jeweils miteinander reagieren, können wir optimale Rezepte für Reaktionen erstellen.

Betrachten wir die elektrolytische Spaltung von Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff:

H2O --> H2 + 1/2 O2
Wir haben gesehen, dass aus Wasser ein Volumenteil Wasserstoff und ein halbes Volumenteil Sauerstoff entsteht. Deshalb steht vor O2 der Bruch 1/2.

Wir können das Schema so lesen:
1 mol Wasser wird zerlegt in 1 mol Wasserstoff und 1/2 mol Sauerstoff.

Wenn bei der Zerlegung von Wasser 1L Wasserstoff entsteht, werden L Sauerstoff freigesetzt.
Wenn 22,4 L Wasserstoff entstehen, werden L Sauerstoff freigesetzt.
22,4 L Wasserstoff haben eine Masse von g.
11,2 L Sauerstoff haben eine Masse von g.

Wenn also 22,4 L Wasserstoff und 11,2 L Sauerstoff entstanden sind, sind insgesamt g Wasser zerlegt worden.
Aus g Wasser entstehen 2 g Wasserstoff und g Sauerstoff.
2 g Wasserstoff enthalten 2* L Wasserstoffatome und 16 g Sauerstoff enthalten Sauerstoffatome.

Wenden wir unser neues Wissen auf eine weitere Reaktion an, der Verbrennung von Kohlenstoff.
Die Reaktion verläuft nach dem Schema:

C + O2 --> CO2

Wir lesen 1 mol Kohlenstoff reagiert mit 1 mol Sauerstoff zu 1 mol Kohlenstoffdioxid.

Ein Kohlenstoffatom ist 12 mal so schwer wie ein Wasserstoffatom, somit hat 1 mol Kohlenstoff die Masse g und 1 mol Sauerstoff hat die Masse g.

Wenn 1 mol Kohlenstoff und 1 mol Sauerstoff miteinander reagieren, entstehen g Kohlenstoffdioxid.




Punkte: