Atombau und Periodensystem (CHE-At) — Chemie · Matura-Zusammenfassung

Atommodelle - von Dalton bis Schrödinger#

BasisCHE-At-1.1

Die Geschichte der Atommodelle ist kein Auswendiglern-Stoff, sondern eine Kette von Experimenten, die das Innere des Atoms Schritt für Schritt sichtbar machten. Jedes neue Modell behält, was sich bewährt hat, und ergänzt das, was das Vorgängermodell nicht erklären konnte - genau diese Logik „welches Experiment erzwingt welchen Modellwechsel?" sollst du in der Matura nachzeichnen. Die Reihe führt vom unteilbaren Klümpchen (Dalton) über den Kern (Rutherford) und die Energiestufen (Bohr) bis zur Wahrscheinlichkeitswolke (Schrödinger).

John Dalton (1808) führte das Atom als unteilbaren, kugelförmigen Grundbaustein ein. Damit lassen sich die experimentell gefundenen konstanten und multiplen Massenverhältnisse erklären: Treten Stoffe aus festen Atomsorten in ganzzahligen Verhältnissen zusammen, hat eine Verbindung stets dieselbe Zusammensetzung. Daltons Modell sagt aber nichts über ein Innenleben des Atoms aus - für die Stöchiometrie reicht es bis heute, für elektrische Phänomene nicht.

Joseph John Thomson entdeckte 1897 in Kathodenstrahlröhren das Elektron als negativ geladenes Teilchen, das sich aus Atomen herausschlagen lässt. Sein „Rosinenkuchenmodell" denkt sich die Elektronen als Rosinen in einem positiv geladenen Teig - erstmals besitzt das Atom damit eine innere Struktur und ist nicht mehr unteilbar. Wie die Ladung im Inneren tatsächlich verteilt ist, blieb jedoch reine Vermutung.

Ernest Rutherford schoss 1911 Alpha-Teilchen auf eine hauchdünne Goldfolie. Die meisten flogen ungehindert hindurch, einige wenige wurden aber stark, manche sogar zurückgeworfen. Daraus folgt zwingend: Die positive Ladung und fast die gesamte Masse stecken in einem winzigen, dichten Kern, während das Atom ansonsten weitgehend leerer Raum ist - das widerlegte den gleichmäßig „verschmierten" Teig Thomsons. Anschaulich: Wäre das Atom ein Fußballstadion, läge der Kern als Erbse im Mittelkreis.

Niels Bohr ergänzte 1913 den Kern um diskrete Elektronenschalen mit festen Energien (Quantelung, siehe ). Damit erklärte er, warum angeregte Wasserstoffatome nur Licht ganz bestimmter Wellenlängen aussenden: Ein Elektron springt zwischen festen Energieniveaus, und die freiwerdende Energiedifferenz wird als Lichtquant abgegeben - das berühmte Linienspektrum. Die Niveaus folgen

E_{n}=-13{,}6\,\tfrac{\text{eV}}{n^{2}}

. Schon bei Atomen mit mehreren Elektronen versagt das einfache Schalenbild jedoch quantitativ.

Bohrsches Atommodell - Kohlenstoff

Abb. 1Kern aus Protonen und Neutronen, Elektronen auf diskreten Schalen K (2e-) und L (4e-).

Erwin Schrödinger ersetzte 1926 die festen Bahnen durch das quantenmechanische Orbitalmodell. Ein Orbital ist kein Weg, sondern ein Raumbereich, in dem sich ein Elektron mit hoher Wahrscheinlichkeit aufhält (Aufenthaltswahrscheinlichkeit). Es gibt s-, p-, d- und f-Orbitale mit charakteristischen Formen (); jedes Orbital nimmt maximal zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin auf. Erst dieses Modell erklärt Bindungsgeometrien und den gesamten Aufbau des Periodensystems.

Orbitalformen - s, p und d

Abb. 2Schematische Darstellung der Aufenthaltsräume von Elektronen: kugelförmig (s), hantelartig (p), kleeblattförmig (d).

Den begrifflichen Bruch liefert die Heisenbergsche Unschärferelation: Ort und Impuls eines Elektrons sind nicht gleichzeitig beliebig genau bestimmbar. Deshalb ist es prinzipiell unmöglich, eine Elektronen-„Bahn" wie bei einem Planeten anzugeben - an ihre Stelle tritt die Wahrscheinlichkeitsdichte des Orbitals. Wer in der Matura „Bahn" sagt, wo „Aufenthaltsraum" gemeint ist, verfehlt genau diesen Kernpunkt des modernen Atombilds.

E_{n}=-13{,}6\,\tfrac{\text{eV}}{n^{2}}

Bohr-Energieniveaus für das H-Atom

\Delta E = E_{\text{Ende}} - E_{\text{Start}} = h\cdot f = \tfrac{h\cdot c}{\lambda}

Lichtquant beim Schalenübergang

Musterbeispiel

Bohr-Modell: Wellenlänge einer Spektrallinie

Berechne mit dem Bohr-Modell die Energie und die Wellenlänge des Lichts, das ein Wasserstoffatom beim Übergang von $n=3$ nach $n=2$ aussendet (Balmer-Serie).

Energieniveaus
$E_{2}=-\dfrac{13{,}6}{2^{2}}=-3{,}40\,\text{eV}$ und $E_{3}=-\dfrac{13{,}6}{3^{2}}=-1{,}51\,\text{eV}$ .
Energiedifferenz
Das Elektron fällt von $n=3$ auf $n=2$ : $|\Delta E| = |{-3{,}40}-({-1{,}51})| = 1{,}89\,\text{eV}$ werden als Photon frei.
In Joule umrechnen
$1{,}89\,\text{eV}\cdot 1{,}602\cdot 10^{-19}\,\tfrac{\text{J}}{\text{eV}} \approx 3{,}03\cdot 10^{-19}\,\text{J}$ .
Wellenlänge
$\lambda = \dfrac{h\cdot c}{\Delta E} = \dfrac{6{,}626\cdot 10^{-34}\cdot 3{,}00\cdot 10^{8}}{3{,}03\cdot 10^{-19}} \approx 6{,}56\cdot 10^{-7}\,\text{m}$ .
$\lambda = \tfrac{h\cdot c}{\Delta E}$

Ergebnis: $\lambda \approx 656\,\text{nm}$ - rotes Licht. Das ist die bekannte $\mathrm{H}_{\alpha}$ -Linie im Wasserstoffspektrum, die das Bohr-Modell quantitativ richtig vorhersagt - genau die Leistung, die das ältere Thomson-Modell nicht erbringen konnte.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Stell dir die Modellgeschichte als Zoom-In vor: Dalton sieht nur die Kugel, Thomson das Innere, Rutherford den Kern, Bohr die Schalen, Schrödinger die Orbitalwolken.
2
Jedes Modell ist eine Werkzeugkiste für eine andere Frage - für Stöchiometrie reicht Dalton, für Bindungswinkel brauchst du Orbitale.
Orbitalformen - s, p und d
Abb.Schematische Darstellung der Aufenthaltsräume von Elektronen: kugelförmig (s), hantelartig (p), kleeblattförmig (d).
3
In der Matura verlangt das Bewertungskriterium immer den Bezug Modell - Phänomen - Grenze.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Vergleiche das Bohrsche Atommodell mit dem Orbitalmodell. Welches Phänomen erklärt das Bohrsche Modell gut, welches erst das Orbitalmodell?

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Bohrsches Modell wird wie eine Planetenbahn beschrieben - tatsächlich sind die Elektronenschalen quantisiert und nicht klassisch.
Orbital wird mit Bahn verwechselt: Orbital ist ein Raumbereich, in dem das Elektron mit hoher Wahrscheinlichkeit zu finden ist.
Rutherford-Streuversuch wird nicht mit der Konsequenz "Atom ist hauptsächlich leerer Raum" verknüpft.

Aktive Wiederholung

Erläutere am Rutherfordschen Streuversuch, warum das Thomson-Modell verworfen werden musste, und beschreibe das daraus folgende Atombild.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 6 "Electronic Structure" (OpenStax) · Mortimer, Chemie - das Basiswissen, Kap. 2 Atombau (Thieme)

Elektronenkonfiguration und Quantenzahlen#

StandardCHE-At-1.2

Die Elektronenkonfiguration beantwortet die Schlüsselfrage der Chemie: Wo genau sitzen die Elektronen eines Atoms? Denn nicht der Kern, sondern die äußersten (Valenz-)Elektronen entscheiden, welche Bindungen ein Element eingeht und wo es im Periodensystem steht. Die Hülle wird dabei nach drei Regeln - Aufbauprinzip, Pauli-Prinzip und Hund-Regel - systematisch mit Elektronen aufgefüllt.

Jedes Elektron wird durch vier Quantenzahlen eindeutig beschrieben: die Hauptquantenzahl

n

(Schale, Energieniveau), die Nebenquantenzahl

l

(Form des Orbitals: s, p, d, f), die Magnetquantenzahl

m_{l}

(räumliche Orientierung) und die Spinquantenzahl

m_{s}=\pm\tfrac{1}{2}

(Drehrichtung). Man kann sie sich wie eine vollständige Adresse denken: Stockwerk, Wohnungstyp, Ausrichtung und Bewohner.

Das Pauli-Prinzip besagt, dass keine zwei Elektronen eines Atoms in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen dürfen. Die praktische Folge: Ein Orbital fasst höchstens zwei Elektronen, und diese müssen entgegengesetzten Spin haben (

\uparrow\downarrow

). Daraus ergeben sich die maximalen Besetzungszahlen der Unterschalen - 2 (s), 6 (p), 10 (d) und 14 (f) -, die letztlich die Breite der Blöcke im Periodensystem festlegen.

Nach dem Aufbauprinzip werden die Orbitale in der Reihenfolge steigender Energie besetzt: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s. Diese Reihenfolge spiegelt direkt die Blockstruktur des Periodensystems wider (). Entscheidend und besonders prüfungsrelevant ist die Vertauschung 4s vor 3d: Das 4s-Niveau liegt energetisch knapp unter dem 3d-Niveau und wird deshalb zuerst gefüllt.

Periodensystem - Blockgliederung

Abb. 3s-Block (Gruppen 1-2), p-Block (13-18), d-Block (3-12, Übergangsmetalle), f-Block (Lanthanoide/Actinoide).

Die Hund-Regel ordnet die Besetzung innerhalb energiegleicher (entarteter) Orbitale, etwa der drei p-Orbitale: Sie werden zuerst alle einfach mit parallelem Spin besetzt, bevor das erste Elektron einen Partner bekommt. Anschaulich vermeidet das die Abstoßung zweier Elektronen im selben Raum - „erst jeder ein eigenes Abteil, dann zu zweit". Halb- und vollbesetzte Unterschalen (

d^{5}

,

d^{10}

) sind dadurch besonders stabil, was die berühmten Ausnahmen Chrom (

[\ce{Ar}]\,3d^{5}\,4s^{1}

) und Kupfer (

[\ce{Ar}]\,3d^{10}\,4s^{1}

) erklärt.

Die vollständige Konfiguration kürzt man mit der Edelgas-Schreibweise ab: Man setzt das Symbol des vorangehenden Edelgases in eckige Klammern und schreibt nur die Valenzelektronen dahinter, etwa Eisen

\ce{Fe}=[\ce{Ar}]\,3d^{6}\,4s^{2}

. Diese Form wird in der Matura erwartet, weil sie Schreibfehler vermeidet und die chemisch relevanten Außenelektronen klar heraushebt.

Bei der Ionenbildung gibt ein Atom so viele Elektronen ab oder nimmt so viele auf, bis es Edelgaskonfiguration erreicht:

\ce{Na -> Na+}

(

[\ce{Ne}]

) und

\ce{Cl + e- -> Cl-}

(

[\ce{Ar}]

). Bei Übergangsmetallen ist die Reihenfolge umgekehrt zur Befüllung: Zuerst werden die 4s-Elektronen abgegeben, erst dann die 3d-Elektronen - deshalb ist

\ce{Fe^{2+}}=[\ce{Ar}]\,3d^{6}

und nicht etwa

[\ce{Ar}]\,3d^{4}\,4s^{2}

.

Musterbeispiel

Elektronenkonfiguration und Ion

Stelle die Elektronenkonfiguration von Eisen ( $Z=26$ ) und vom Ion $\ce{Fe^{3+}}$ auf.

Neutrales Fe
$1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{6}\,3s^{2}\,3p^{6}\,4s^{2}\,3d^{6}$ oder $[\ce{Ar}]\,4s^{2}\,3d^{6}$ .
Ionisierung
Zuerst 4s-Elektronen abgeben (2), dann ein 3d-Elektron (1). Insgesamt 3 Elektronen weg.
\ce{Fe³⁺}
$[\ce{Ar}]\,3d^{5}$ - halbgefülltes d-Niveau, besonders stabil.

Ergebnis: $\ce{Fe^{3+}}: [\ce{Ar}]\,3d^{5}$ ; die halbvolle d-Schale erklärt die thermodynamische Präferenz von Eisen(III) gegenüber Eisen(II) in vielen Umgebungen.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Folge dem Aufbauprinzip wie einem Treppenhaus: jedes Stockwerk hat 2, 6, 10 oder 14 Plätze.
2
Schreib bei Übergangsmetallen die Argon-Klammer vor das 3d; das spart Schreibarbeit und Fehler.
3
Bei Ionen merke dir: Erst die 4s-Plätze räumen, dann das 3d-Niveau.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erkläre mithilfe der Elektronenkonfiguration, warum Chlor leicht ein Anion bildet, Natrium dagegen ein Kation.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Reihenfolge "3d vor 4s" - tatsächlich wird zuerst 4s, dann 3d gefüllt.
Hund-Regel wird auf nicht-entartete Orbitale angewandt.
Bei Ionen werden falsche Elektronen abgegeben (z.B. 3d statt 4s bei $\ce{Fe^{2+}}$ ).

Aktive Wiederholung

Gib die vollständige und die Edelgas-Konfiguration für (a) Mangan und (b) das Eisen(III)-Ion $\ce{Fe^{3+}}$ an.

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: IQS Themenpool Chemie - Atombau-Themen (IQS)

PSE-Trends: Atomradius, Ionisierungsenergie, Elektronegativität#

StandardCHE-At-1.3

Periodensystem - Blockgliederung

Abb. 5s-Block (Gruppen 1-2), p-Block (13-18), d-Block (3-12, Übergangsmetalle), f-Block (Lanthanoide/Actinoide).

Die Stellung eines Elements im Periodensystem verrät seine Eigenschaften, ohne dass man sie einzeln messen muss - das ist die eigentliche Stärke des PSE. Vier zusammenhängende Trends (Atomradius, Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität, Elektronegativität) lassen sich alle auf zwei Ursachen zurückführen: die wachsende effektive Kernladung nach rechts und die zunehmende Zahl der Schalen nach unten ().

PSE-Trends - Atomradius und Elektronegativität

Abb. 4Atomradius nimmt nach rechts ab, nach unten zu; Elektronegativität und Ionisierungsenergie nehmen nach rechts und oben zu.

Der Atomradius nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts ab: Die Kernladung steigt, die zusätzlichen Elektronen kommen aber in dieselbe Schale und schirmen einander kaum ab, sodass der Kern die ganze Hülle enger an sich zieht. Innerhalb einer Gruppe nimmt der Radius von oben nach unten zu, weil jede neue Periode eine weiter außen liegende Schale hinzufügt. Cäsium links unten gehört damit zu den größten, Fluor rechts oben zu den kleinsten Atomen.

Die Ionisierungsenergie (IE) ist die Energie, um einem gasförmigen Atom das am schwächsten gebundene Elektron zu entreißen (

\ce{X(g) -> X+(g) + e-}

). Sie steigt nach rechts und oben - parallel zum schrumpfenden Radius, denn ein kernnahes Elektron sitzt fester. Edelgase haben die höchsten Werte (volle Schale), Alkalimetalle die niedrigsten. Kleine Knicke im Trend (etwa B unter Be, O unter N) verraten die besondere Stabilität voller bzw. halbvoller Unterschalen.

Die Elektronenaffinität (EA) ist die Energie, die frei wird, wenn ein Atom ein Elektron aufnimmt. Halogene haben besonders hohe Werte, weil ihnen nur ein Elektron zum Oktett fehlt; Edelgase nehmen praktisch keines auf, weil ihre Schale bereits voll ist. EA und IE sind zwei Seiten derselben Medaille: Die eine misst die Bereitschaft, ein Elektron abzugeben, die andere die Bereitschaft, eines aufzunehmen.

Die Elektronegativität (EN, Pauling-Skala) bündelt beide Tendenzen für die Bindung: Sie misst, wie stark ein Atom die gemeinsamen Bindungselektronen zu sich zieht. Sie steigt nach rechts und oben, mit Fluor als Maximum (4,0) und Cäsium als Minimum (0,7); Wasserstoff steht mit 2,1 in einer Sonderstellung (). Die EN-Differenz zweier Partner entscheidet später über den Bindungstyp - unpolar, polar oder ionisch.

Elektronegativität (Pauling) entlang Periode 2

Abb. 6Trend steigt von Li (1,0) zu F (4,0); Edelgas Ne ohne EN.

Der Metallcharakter verläuft genau entgegengesetzt zur EN: Er nimmt nach links und unten zu. Links unten stehen die typischsten Metalle (leicht Elektronen abgebend, Cs), rechts oben die typischsten Nichtmetalle (F, O). Die „Treppenlinie" im PSE trennt grob Metalle von Nichtmetallen; entlang dieser Linie liegen die Halbmetalle wie Silicium, Germanium und Arsen.

Eine Feinheit sind die Diagonalbeziehungen: Lithium-Magnesium, Beryllium-Aluminium und Bor-Silicium ähneln sich chemisch, weil sich der Periodentrend (nach rechts) und der Gruppentrend (nach unten) gerade aufheben. So bildet Lithium - anders als die übrigen Alkalimetalle, aber wie Magnesium - ein schwerlösliches Carbonat. Solche Diagonalen bestätigen, dass die Trends nicht zufällig, sondern systematisch sind.

\Delta\mathrm{EN}<0{,}5\Rightarrow \text{unpolar};\;0{,}5\!\le\!\Delta\mathrm{EN}\!<\!1{,}7\Rightarrow \text{polar kovalent};\;\Delta\mathrm{EN}\geq 1{,}7\Rightarrow \text{ionisch}

Bindungstyp aus EN-Differenz (Faustregel)

Musterbeispiel

Bindungstyp aus EN-Differenzen ableiten

Bestimme mithilfe der Elektronegativitäten den voraussichtlichen Bindungstyp in (a) $\ce{Cl2}$ , (b) $\ce{HCl}$ und (c) $\ce{NaCl}$ . EN-Werte: H $=2{,}1$ ; Na $=0{,}9$ ; Cl $=3{,}0$ .

(a) \ce{Cl2}
$\Delta\mathrm{EN}=|3{,}0-3{,}0|=0$ . Gleiche Atome teilen die Bindungselektronen symmetrisch - unpolare Atombindung.
(b) \ce{HCl}
$\Delta\mathrm{EN}=|3{,}0-2{,}1|=0{,}9$ . Wegen $0{,}5\le\Delta\mathrm{EN}<1{,}7$ liegt eine polare Atombindung vor; Cl trägt eine negative Teilladung $\delta^{-}$ .
(c) \ce{NaCl}
$\Delta\mathrm{EN}=|3{,}0-0{,}9|=2{,}1$ . Wegen $\Delta\mathrm{EN}\ge 1{,}7$ wird das Elektron praktisch vollständig übertragen - Ionenbindung.

Ergebnis: $\ce{Cl2}$ unpolar, $\ce{HCl}$ polar kovalent (Dipol), $\ce{NaCl}$ ionisch. Die EN-Differenz ist die schnellste Faustregel für den Bindungstyp; die Grenzen $0{,}5$ und $1{,}7$ sind dabei Richtwerte, keine scharfen Sprünge.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Stell dir das PSE als Landkarte vor: oben rechts ist es "elektronen-hungrig", unten links "elektronen-großzügig".
2
Innerhalb einer Periode steigt die Kernladung; mehr Protonen ziehen die Elektronen enger, der Radius schrumpft.
3
Innerhalb einer Gruppe kommen neue Schalen dazu - der Radius wächst, die EN sinkt.
PSE-Trends - Atomradius und Elektronegativität
Abb.Atomradius nimmt nach rechts ab, nach unten zu; Elektronegativität und Ionisierungsenergie nehmen nach rechts und oben zu.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Begründe, warum Fluor eine höhere Elektronegativität als Chlor hat, obwohl Chlor mehr Protonen besitzt.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Atomradius mit Atommasse verwechselt.
Edelgase als "elektronegativste Elemente" bezeichnet - Edelgase haben (klassisch) keine EN.
EN von Wasserstoff (2,1) wird vergessen - H steht in Sonderstellung.

Aktive Wiederholung

Ordne $\ce{O}$ , $\ce{F}$ , $\ce{Cl}$ , $\ce{Na}$ nach steigender Elektronegativität und begründe den Trend.

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: BMBWF AHS-Lehrplan Chemie - Stoffe und Teilchen (BMBWF / RIS) · OpenStax Chemistry 2e, Kap. 6.5 Periodic Trends (OpenStax)

Isotope, Massenzahl und Massenspektrum#

StandardCHE-At-1.1CHE-At-1.2

Warum steht im Periodensystem für Chlor die krumme Masse 35,45 statt einer glatten Zahl? Die Antwort sind Isotope: Atome desselben Elements, die sich nur in der Zahl ihrer Neutronen unterscheiden. Gleiche Protonenzahl

Z

bedeutet gleiches Element und gleiches chemisches Verhalten; die unterschiedliche Neutronenzahl ändert allein die Masse (Massenzahl

A=Z+N

).

In der Nuklidschreibweise stehen Massenzahl links oben und Ordnungszahl links unten am Symbol:

\ce{^{12}_{6}C}

und

\ce{^{14}_{6}C}

sind beide Kohlenstoff (6 Protonen), tragen aber 6 bzw. 8 Neutronen. Weil die Elektronenhülle - und damit die gesamte Chemie - allein von der Protonenzahl bestimmt wird, reagieren die Isotope eines Elements praktisch identisch; nur sehr leichte Atome wie Wasserstoff/Deuterium zeigen messbare Isotopeneffekte.

Die im Periodensystem angegebene Atommasse ist der nach den natürlichen Häufigkeiten gewichtete Durchschnitt aller Isotope. Für Chlor ergeben 75,8 %

\ce{^{35}Cl}

und 24,2 %

\ce{^{37}Cl}

den Mittelwert 35,45 u (). Deshalb sind die meisten Atommassen keine ganzen Zahlen, obwohl jede einzelne Massenzahl

A

ganzzahlig ist - ein häufig verwechselter Punkt.

Isotopenmuster von Chlor im Massenspektrum

Abb. 7Relative Häufigkeiten der beiden natürlichen Chlor-Isotope:

\ce{^{35}Cl}

(75,8 %) und

\ce{^{37}Cl}

(24,2 %), Verhältnis nahe 3:1.

Manche Isotope sind instabil und zerfallen radioaktiv unter Aussendung von

\alpha

- (Helium-Kerne),

\beta

- (Elektronen) oder

\gamma

-Strahlung. Charakteristisch ist die Halbwertszeit

T_{1/2}

- die Zeit, nach der die Hälfte der Kerne zerfallen ist; sie ist für jedes Isotop fest (z. B. 5730 Jahre für

\ce{^{14}C}

). Wichtig: Nach einer Halbwertszeit ist nicht „alles weg", sondern noch genau die Hälfte vorhanden.

Solche Isotope sind in Medizin und Technik unverzichtbar:

\ce{^{14}C}

datiert organische Funde (Radiokarbonmethode),

\ce{^{60}Co}

liefert

\gamma

-Strahlung für die Tumorbestrahlung,

\ce{^{99m}Tc}

ist das wichtigste Diagnostik-Isotop der Szintigrafie, und stabile Isotope dienen als „Tracer", um Stoffwege im Organismus zu verfolgen.

Das Massenspektrometer trennt Teilchen nach ihrem Masse-Ladungs-Verhältnis

m/z

und macht das Isotopenmuster direkt sichtbar (). Bei chlorhaltigen Molekülen erscheinen deshalb zwei Signale im Abstand von 2 - der Molekülpeak M und ein Peak M+2 - im charakteristischen Verhältnis von etwa 3:1, das genau die beiden Chlor-Isotope widerspiegelt.

Musterbeispiel

Mittlere Atommasse von Chlor

Chlor besteht zu 75,8 % aus $\ce{^{35}Cl}$ (34,969 u) und 24,2 % aus $\ce{^{37}Cl}$ (36,966 u). Berechne die mittlere Atommasse.

Anteile umrechnen
$0{,}758\cdot 34{,}969 + 0{,}242\cdot 36{,}966$ .
Auswerten
$26{,}506 + 8{,}946 \approx 35{,}45\,\text{u}$ .

Ergebnis: Die mittlere Atommasse von Chlor ist $\approx 35{,}45\,\text{u}$ - das ist der Wert im Periodensystem.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erläutere das Prinzip der Radiokarbonmethode am Beispiel der Altersbestimmung eines Holzfundes.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Massenzahl mit Atommasse verwechselt - A ist immer eine ganze Zahl.
Isotope haben unterschiedliche chemische Eigenschaften - tatsächlich sind sie chemisch nahezu identisch (Isotopeneffekte sind klein, ausser bei H/D).
Halbwertszeit wird mit "Zeit, bis alles weg ist" verwechselt.

Aktive Wiederholung

Natürliches Bor besteht aus 19,9 % $\ce{^{10}B}$ (10,013 u) und 80,1 % $\ce{^{11}B}$ (11,009 u). Berechne die mittlere Atommasse von Bor.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: IUPAC Periodic Table of Isotopes (IUPAC)

Allgemeine Chemie: Stoffe, Teilchen, Reaktionen#

BasisCHE-At-1.1CHE-At-1.2CHE-At-1.3

Bohrsches Atommodell - Kohlenstoff

Abb. 8Kern aus Protonen und Neutronen, Elektronen auf diskreten Schalen K (2e-) und L (4e-).

Allgemeine Chemie ist das Fundament: Sie klärt, woraus Stoffe bestehen (Atome, Moleküle, Ionen), wie sie aufgebaut sind (Bindung) und wie sie sich umwandeln (Reaktion, Energetik, Gleichgewicht).

Stoffebene vs. Teilchenebene: Makroskopische Eigenschaften (Schmelzpunkt, Löslichkeit, Farbe) werden auf der Teilchenebene durch Aufbau und Wechselwirkung erklärt - dieser Ebenenwechsel ist die zentrale Denkfigur der Chemie.

Reinstoffe (Elemente, Verbindungen) und Stoffgemische (homogen/heterogen); Trennverfahren (Filtration, Destillation, Chromatographie) nutzen unterschiedliche Teilcheneigenschaften.

Chemische Reaktion: Stoffumwandlung mit Bruch und Neuknüpfung von Bindungen; sie gehorcht der Massenerhaltung (Lavoisier) und der Ladungserhaltung - Grundlage jeder Reaktionsgleichung.

Modellbildung als Methode: Vom Teilchenmodell über das Bohr-Modell bis zum Orbitalmodell - jedes Modell hat einen Gültigkeitsbereich und Grenzen, die in der Reflexion (Anforderungsbereich III) zu benennen sind.

Die Allgemeine Chemie liefert die Werkzeuge für alle weiteren Bereiche: Stöchiometrie (Mengenberechnung), Energetik und Kinetik (Triebkraft und Tempo), Säure-Base und Redox (zwei zentrale Reaktionsklassen).

Zustandsformen und Aggregatzustände (s, l, g, aq) sowie ihre Übergänge werden in Reaktionsgleichungen stets mitnotiert - sie sind Teil der fachlich korrekten Darstellung.

\text{Edukte} \longrightarrow \text{Produkte}

Grundschema der chemischen Reaktion (Massen- und Ladungserhaltung)

Musterbeispiel

Stoffe klassifizieren und Ebenen trennen

Untersuche, ob es sich bei (a) destilliertem Wasser, (b) Luft und (c) Eisen jeweils um einen Reinstoff oder ein Gemisch handelt, und erläutere das Lösen von Kochsalz auf der Teilchenebene.

Reinstoff oder Gemisch
Destilliertes Wasser ist ein Reinstoff (Verbindung, feste Stöchiometrie $\ce{H2O}$ ). Luft ist ein homogenes Gasgemisch ( $\ce{N2}$ , $\ce{O2}$ , $\ce{Ar}$ , $\ce{CO2}$ ). Eisen ist ein Reinstoff (Element).
Lösungsvorgang teilchenhaft
Beim Lösen von $\ce{NaCl}$ in Wasser werden die Ionen aus dem Gitter durch polare Wassermoleküle hydratisiert: $\ce{NaCl(s) -> Na+(aq) + Cl-(aq)}$ .
Ebenenwechsel formulieren
Makroskopisch "verschwindet" der Feststoff; teilchenhaft lösen sich Gitterbausteine als hydratisierte Ionen - das Verbinden beider Ebenen ist die geforderte Erklärung.

Ergebnis: Klassifikation: (a) Reinstoff/Verbindung, (b) Gemisch, (c) Reinstoff/Element. Das Lösen ist ein physikalischer Vorgang, der auf Teilchenebene als Hydratation gitterfremder Ionen beschrieben wird - siehe vertiefend das Thema "Chemische Bindung" (Ionenbindung) und "Stöchiometrie".

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Die Allgemeine Chemie ist die Grammatik des Fachs: Sie liefert die Begriffe und Regeln, mit denen alle weiteren Kapitel formuliert werden.
Bohrsches Atommodell - Kohlenstoff
Abb.Kern aus Protonen und Neutronen, Elektronen auf diskreten Schalen K (2e-) und L (4e-).
2
Der wichtigste Trick ist der Ebenenwechsel - beobachte einen Stoff, erkläre ihn aber über seine Teilchen.
3
Jede Reaktionsgleichung folgt zwei eisernen Regeln: Massenerhaltung und Ladungserhaltung. Wer ausgleicht, wendet sie an.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erkläre am Beispiel von Leitungswasser und destilliertem Wasser den Unterschied zwischen Reinstoff und Gemisch und beschreibe ein geeignetes Trennverfahren auf Stoff- und Teilchenebene.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Stoff- und Teilchenebene werden vermischt (etwa "das Molekül schmilzt" statt "die Anziehung zwischen den Teilchen wird überwunden").
Verbindung und Gemisch werden gleichgesetzt - eine Verbindung hat feste Stöchiometrie, ein Gemisch nicht.
Modelle werden als "die Wahrheit" statt als zweckgebundene Vereinfachung dargestellt.
Aggregatzustände werden in Reaktionsgleichungen weggelassen.

Aktive Wiederholung

Analysiere am Beispiel von Speisesalzlösung die Begriffe Reinstoff, Verbindung und Gemisch und ordne Vorgänge wie Lösen und Eindampfen der Stoff- und der Teilchenebene zu.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 1 "Essential Ideas" (OpenStax) · BMBWF AHS-Lehrplan Chemie - Stoffe und Teilchen (BMBWF / RIS)

Ionenbildung und Edelgasregel#

BasisCHE-At-1.2CHE-At-1.3

PSE-Trends - Atomradius und Elektronegativität

Abb. 9Atomradius nimmt nach rechts ab, nach unten zu; Elektronegativität und Ionisierungsenergie nehmen nach rechts und oben zu.

Atome streben die besonders stabile Edelgaskonfiguration (volle äußere Schale, meist Oktett) an - das ist die treibende Idee hinter Ionen- und Bindungsbildung.

Metalle (links im PSE) geben Valenzelektronen ab und bilden Kationen; Nichtmetalle (rechts) nehmen Elektronen auf und bilden Anionen.

Die Ionenladung folgt für Hauptgruppenelemente meist aus der Gruppennummer: Gruppe 1 -> +1, Gruppe 2 -> +2, Gruppe 16 -> -2, Gruppe 17 -> -1.

Beispiel:

\ce{Na -> Na+ + e-}

erreicht die Neon-Konfiguration;

\ce{Cl + e- -> Cl-}

erreicht die Argon-Konfiguration.

Ionenradius unterscheidet sich vom Atomradius: Kationen sind kleiner (eine Schale weniger, höhere Kernanziehung pro Elektron), Anionen größer (mehr Elektron-Elektron-Abstossung).

Isoelektronische Teilchen (

\ce{Na+}

,

\ce{Ne}

,

\ce{F-}

) haben gleiche Elektronenzahl, aber unterschiedlichen Radius wegen unterschiedlicher Kernladung.

Übergangsmetalle bilden oft mehrere stabile Ionenladungen (z.B.

\ce{Fe^2+}

,

\ce{Fe^3+}

), weil s- und d-Elektronen energetisch nahe liegen.

\ce{Na -> Na+ + e-} \quad\text{und}\quad \ce{Cl + e- -> Cl-}

Ionenbildung zur Edelgaskonfiguration

Musterbeispiel

Ionenladungen und Radien ableiten

Leite für Kalium, Calcium und Schwefel die bevorzugte Ionenladung ab und ordne $\ce{K+}$ , $\ce{Ca^2+}$ und $\ce{Ar}$ nach steigendem Radius.

Ionenladung aus Gruppe
Kalium (Gr. 1) -> $\ce{K+}$ ; Calcium (Gr. 2) -> $\ce{Ca^2+}$ ; Schwefel (Gr. 16) -> $\ce{S^2-}$ . Alle erreichen die nächste Edelgaskonfiguration.
Isoelektronische Reihe
$\ce{K+}$ , $\ce{Ca^2+}$ und $\ce{Ar}$ besitzen je 18 Elektronen. Die Kernladung steigt: Ar (18), K (19), Ca (20).
Radien ordnen
Höhere Kernladung bei gleicher Elektronenzahl zieht die Hülle stärker zusammen: $r(\ce{Ca^2+}) < r(\ce{K+}) < r(\ce{Ar})$ .

Ergebnis: Bevorzugte Ionen: $\ce{K+}$ , $\ce{Ca^2+}$ , $\ce{S^2-}$ . Radienreihenfolge $\ce{Ca^2+} < \ce{K+} < \ce{Ar}$ - die effektive Kernladung steuert den Radius isoelektronischer Teilchen. Vertiefung im Thema "Chemische Bindung" (Ionengitter).

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank3 Punkte

Aufgabenstellung

Begründe mit der Edelgasregel, welche Ionen Aluminium und Sauerstoff bevorzugt bilden, und leite die Formel der entstehenden Verbindung her.

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Typische Fehler

Edelgasregel wird als ausnahmsloses Naturgesetz dargestellt - sie gilt streng nur für Hauptgruppenelemente der 2. und 3. Periode.
Kation und Anion werden verwechselt (Kation = positiv, wandert zur Kathode).
Ionenradius wird mit Atomradius gleichgesetzt; der Schalenverlust bei Kationen wird übersehen.
Bei isoelektronischen Teilchen wird die Kernladung als Radiusursache ignoriert.

Aktive Wiederholung

Erkläre mithilfe der Edelgasregel, welche Ionen Magnesium und Sauerstoff bevorzugt bilden, und ordne die Teilchen $\ce{Mg^2+}$ , $\ce{Ne}$ und $\ce{O^2-}$ nach steigendem Radius.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 7 "Chemical Bonding" (OpenStax)