Atome, Moleküle und Ionen PDF

Atome, Moleküle und Ionen Atomaufbau, systematische Benennung von Substanzen 1  Die Atomtheorie Die Vorstellung von Atomen wurde in Europa im 17. Jahrhundert wieder aufgegriffen, nachdem schon viel früher über kleine Bausteine spekulie...

Atome, Moleküle und Ionen Atomaufbau, systematische Benennung von Substanzen 1  Die Atomtheorie Die Vorstellung von Atomen wurde in Europa im 17. Jahrhundert wieder aufgegriffen, nachdem schon viel früher über kleine Bausteine spekuliert wurde. Isaac Newton redete davon, dass sich Luft aus einem unsichtbaren Stoff zusammensetzt, der in ständiger Bewegung ist. Luft besteht aus unsichtbaren Teilchen, möglicherweise den Atomen! Chemiker begannen damit, die Mengen der Elemente zu messen, die miteinander zu neuen Stoffen reagieren, legten sie damit den Grundstein für die Atomtheorie. Dalton brachte die Atomtheorie zwischen 1803-1807 weiter voran: Er formulierte folgende Postulate: 2 Die Postulate der Theorie Daltons sagen aus, dass ein Element nur aus einer Atomsorte besteht! 3 Damit ließen sich einige einfache Gesetze ableiten: -- Gesetz der konstanten Proportionen: Die relative Anzahl und die vorhandenen Atomsorten sind in einer bestimmten Verbindung immer gleich. Oder, dass die Elemente in einer bestimmten chemischen Verbindung immer im gleichen Massenverhältnis vorkommen. -- Gesetz der Erhaltung der Masse: Die Masse der nach einer chemischen Reaktion vorhandenen Stoffe ist gleich der Masse der Stoffe, die vor der Reaktion vorhanden waren. -- Gesetz der multiplen Proportionen: Wenn aus 2 Elementen A und B mehr als eine Verbindung entstehen kann, ist das Verhältnis der verschiedenen Massen von B, die mit einer bestimmten Masse von A reagieren können, ein kleiner ganzzahliger Wert. Wasser (16 g Sauerstoff reagieren mit 2 g Wasserstoff) Wasserstoffperoxid (32 g Sauerstoff reagieren mit 2 g Wasserstoff). 4  Die Entdeckung der Atomstruktur Wir wissen heute, dass Atome aus noch kleineren subatomaren Teilchen zusammengesetzt sind: Atome sind zum Teil aus elektrisch geladenen Teilchen aufgebaut, von denen die einen positive (+) und die anderen negative (-) Ladung haben (---> Physik). Kathodenstrahlen und Elektronen Mit einer teilevakuierten Röhre an die Hochspannung angelegt wurde, konnte innerhalb der Röhre Strahlung erzeugt werden (Kathodenstrahlung – Ursprung an der negativen Kathode) 5 Thomson kam zu dem Ergebnis, dass es sich bei den Kathodenstrahlen um ein Strom negativ geladener Teilchen handeln musste („Geburtsstunde der Elektronen“). Thomson konstruierte eine weitere Kathodenstrahlröhre, die an einer Seite mit einem fluoreszierenden Schirm versehen war. Er schickte einen Elektronenstrom durch eine kleine Öffnung in der positiv geladenen Elektrode. Durch Anlegen eines elektrischen oder eines magnetischen Feldes, konnte er die Ablenkung des Elektronenstroms messen. 6 Durch weitere Experimente auch von anderen Forschern, konnte im Laufe der Zeit die Elektronenmasse (ca. 1/2000 der Masse vom Wasserstoffatom) bestimmt werden: Radioaktivität Arbeiten von Bequerel, Marie Curie, Rutherford und anderen haben entscheidend zur Entdeckung der Radioaktivität beigetragen. Bequerel untersuchte eine Uranverbindung und entdeckte, dass diese spontan Strahlung hoher Energie emittierte (Radioaktivität). Durch das folgende Experiment hat man herausgefunden, dass alpha-Strahlen (positive Ladung), Beta-Strahlung (negative Ladung) in einem elektrischen Feld abgelenkt werden, die Gamma- Strahlung (neutral) aber nicht. 7 Rutherford konnte zeigen, dass alpha-Teilchen, wenn man sie durch eine dünne Goldfolie schickt, zum größten Teil die Folie ungehindert durchqueren, ohne abgelenkt zu werden. Ein kleiner Teil der Strahlen wurde minimal abgelenkt 8  Rutherfords Streuexperiment ---> Der Großteil der Masse und die gesamte positive Ladung befindet sich in einer kleinen extrem dichten Region (Kern des Atoms). Der Großteil des Gesamtvolumens eines Atoms besteht aus leerem Raum. In diesem Raum bewegen sich Elektronen frei um den Kern herum. 9 Rutherfords Modell zur Erklärung des Streuverhaltens von alpha-Teilchen 10 Die moderne Sichtweise der Atomstruktur Für die Physiker sind Atome sehr komplex aufgebaut und die Liste der Teilchen aus denen Atomkerne bestehen, wird immer länger. Für Chemiker genügt eine einfachere Sichtweise des Atoms: Es besteht aus 3 subatomaren Teilchen: -- Proton -- Neutron -- Elektron Die Ladung eines Elektrons beträgt – 1,602 x 10-19 C (1-) und die eines Protons + 1,602 x 10-19 C (1+). Neutronen haben keine Ladung und verhalten sich daher elektrisch neutral. Merke: Jedes Atom besitzt gleich viele Elektronen wie Protonen. Atome haben also insgesamt keine elektrische Ladung. Protonen und Neutronen befinden sich zusammen im Kern des Atoms 11 Atome haben extrem kleine Massen; das schwerste bekannte Atom hat die Masse von 4 x 10-22 g. Der Einfachheit halber verwendet man als Atommasseeinheit das ame: 1 ame = 1,66054 x 10-24 g 12 Massen von subatomaren Teilchen: Proton von 1,0073 ame Neutron von 1,0087 ame. Elektron von 5,4 x 10-4 ame. Durchmesser: Atome zwischen 1 x 10-10 und 5 x 10-10 m also 100 - 500 pm (1–5 Ångström). Atomkerns liegt in der Größenordnung von 10-5 pm. 13  Ordnungszahlen, Massenzahlen und Isotope Wodurch unterscheidet sich nun ein Atom eines Elements (Kohlenstoffatom) von einem anderen Atom (Sauerstoffatom)? Der bedeutende Unterschied liegt in ihrer subatomaren Zusammensetzung: Die Atome jedes Elements haben eine charakteristische Anzahl Protonen (Ordnungszahl). Anzahl der Protonen und Elektronen ist immer gleich. Alle Kohlenstoffatome haben 6 Protonen und 6 Elektronen (Ordnungszahl 6), alle Sauerstoffatome haben 8 Protonen und 8 Elektronen (Ordnungszahl 8). Atome desselben Elements können aber eine unterschiedliche Anzahl Neutronen haben und unterscheiden sich deshalb in ihrer Masse (Isotope). 14  Atomgewicht und Atommassenskala Atome verschiedener Elemente haben verschiedene Massen! 100g Wasser, 11,1 g Wasserstoff und 88,9 g Sauerstoff Also 8-mal mehr Sauerstoff als Wasserstoff (auf die Masse bezogen). Als man die Formel von Wasser (H2O) entschlüsselt hatte, konnten sie daraus ableiten, dass Sauerstoff die 16-mal größere Masse haben musste als Wasserstoff. 15 Wasserstoff, dem leichtesten Atom, wurde willkürlich eine relative Masse von 1 (ohne Einheit) zugeordnet. Die Atommassen der anderen Elemente wurden relativ zu dieser Masse bestimmt. Sauerstoff wurde also eine Atommasse von 16 zugeteilt. 1 ame = 1,66054 x 10-24 g oder 1g = 6,02214 x 1023 ame Die Atommasseneinheit wird heute dadurch definiert, dass man dem Kohlenstoffisototop 12C eine Masse von exakt 12 ame zuordnet. Die Massen der anderen Elemente werden auf die Masse von 12C bezogen, d.h. das 1H-Atom hat die Masse 1,0078 ame und das 16O-Atom hat die Masse von 15,9949 ame. Die meisten Elemente kommen in der Natur als Gemische verschiedener Isotope vor. Man kann also mit Hilfe der Massen der verschiedenen Isotope und ihrer relativen Häufigkeiten die durchschnittliche Atommasse eines Elements bestimmen. 16  Das Periodensystem der Elemente Chemische Experimente: n Liste bekannter Elemente wurde erweitert n regelmäßige Muster chemischen Verhaltens zu erkennen ---> Entwicklung des Periodensystems (1869). Das Periodensystem ist das bedeutendste Hilfsmittel für Chemiker um chemische Sachverhalte einzuordnen und zu systematisieren. Einige Elemente weisen untereinander sehr starke Ähnlichkeiten auf. Die Elemente Lithium (Li), Natrium (Na), und Kalium (K) sind weiche, sehr reaktive Metalle. Die Elemente Helium (He), Neon (Ne) und Argon (Ar) sind äußerst reaktionsträge Gase. 17 Wenn die Elemente in der Reihenfolge ihrer Ordnungszahlen angeordnet werden, zeigen ihre chemischen und physikalischen Eigenschaften ein sich wiederholendes periodisches Muster 18 Die Anordnung der Elemente in der Reihenfolge ihrer Ordnungszahlen und mit untereinander stehenden Elementen ähnlicher Eigenschaften ist als Periodensystem der Elemente (PSE) bekannt. Die waagrechten Zeilen des Periodensystems werden Perioden genannt ---> PSE Die senkrechten Spalten des Periodensystems werden Gruppen genannt. Unterschiedliche Bezeichnungen der Gruppen mit römischen und arabischen Zahlen sind zu finden. Die Buchstaben A und B (für Haupt- und Nebengruppen) finden sich in Nordamerika, laut International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) fehlen diese. Elemente, die zur selben Gruppe gehören, zeigen oft Ähnlichkeiten bezüglich ihrer physikalischen und chemischen Eigenschaften => identische Anzahl der Elektronen in der äußeren Schale. => Elektronen haben einen entscheidenden Einfluss auf chemische Eigenschaften (Reaktivität, usw.) 19  Moleküle und molekulare Verbindungen Wir haben die Atome als kleinste mögliche Einheit eines Elements kennengelernt. In der Natur kommen jedoch normalerweise nur die Edelgase als einzelne Atome vor. Materie besteht überwiegend aus Molekülen und Ionen, die aus Atomen aufgebaut sind. 20 Ein Molekül ist ein Verbund aus mindestens 2 Atomen, die eng aneinander gebunden sind (eigene isolierte Einheit). Moleküle und chemische Formeln Viele Elemente kommen in der Natur in molekularer Form vor, d.h. dass 2 oder mehr Atome des gleichen Typs aneinander gebunden sind. Die tiefer gestellten Zahlen werden als Indizes bezeichnet. 21 Verbindungen, die aus Molekülen bestehen, werden molekulare Verbindungen genannt und enthalten mehr als eine Atomsorte. 22 Molekülformeln und empirische Formeln Chemische Formeln, aus denen die Anzahl und die Art der Atome in einem Molekül ersichtlich sind, werden Molekülformeln genannt. Chemische Formeln, aus denen lediglich die relative Anzahl der Atome zueinander ersichtlich ist, werden empirische Formeln genannt. Beispiele: Molekülformel: H2O2; Empirische Formel: HO Molekülformel: C2H4; Empirische Formel: CH2 Glucose hat die Molekülformel C6H12O6. Wie lautet die empirische Formel hierfür? Wichtig: Aus der Molekülformel lässt sich eine empirische Formel ableiten umgekehrt jedoch nicht! Indices immer ganzzahlig! 23  Die graphische Darstellung von Molekülen Eine Strukturformel gibt normalerweise nicht die wirkliche Gestalt des Moleküls, also die Winkel, unter denen die Atome verbunden sind, wieder. Die perspektivische Zeichnung vermittelt eher den Eindruck einer dreidimensionalen Form des Moleküls. In Kugel-Stab-Modellen werden Atome als Kugeln und Bindungen als Stäbe dargestellt (Winkel können korrekt dargestellt werden). In einem Kalottenmodell wird dargestellt, wie das Molekül aussehen würde, wenn man die Atome maßstabsgetreu darstellen würde. 24  Ionen und ionische Verbindungen Der Kern eines Atoms wird von chemischen Reaktionen nicht beeinflusst. Atome können jedoch relativ einfach Elektronen aufnehmen oder abgeben. Wenn ein neutrales Atom ein Elektron aufnimmt ist es negativ geladen (Anion) gibt es ein Elektron ab ist es positiv geladen (Kation). Die Nettoladung eines Ions wird durch einen hochgestellten Index angegeben. 25 Wichtig: Die Tendenz Elektronen abzugeben oder aufzunehmen ist bei den unterschiedlichen Atomen unterschiedlich ausgeprägt, je nach Stellung im Periodensystem. Im Allgemeinen neigen Metallatome dazu, durch Abgabe von Elektronen Kationen zu bilden, während Nichtmetalle dazu neigen, durch Aufnahme von Elektronen Anionen zu bilden! Atome und der sich daraus bildenden Ionen haben grundlegend unterschiedliches Verhalten! Neben den einatomigen Ionen gibt es auch mehratomige Ionen: NO3- (Nitrat) oder SO42- (Sulfat) 26 Vorhersage von Ionenladungen Viele Atome nehmen so viele Elektronen auf oder geben so viele Elektronen ab, dass sie als Ion die gleiche Anzahl Elektronen haben wie das Edelgas (reaktionsträge, stabile Elektronenkonfiguration), das ihnen im Periodensystem am nächsten steht!! Na+ ---> Ne // Cl- ---> Ar Das PSE ist sehr hilfreich, um sich Ionenladungen zu merken. Besonders für die beiden äusseren Seiten. 27 Ionische Verbindungen Ein großer Teil chemischer Umsetzungen schließt den Transfer von Elektronen einer Substanz auf eine andere ein! Merke: Ionische Verbindungen sind im Allgemeinen Kombinationen von Metallen und Nichtmetallen. Dagegen bestehen molekulare Verbindungen im Allgemeinen nur aus Nichtmetallen (H2O) 28 Ob eine Verbindung ionisch oder molekular aufgebaut ist, können wir oft an ihrer Zusammensetzung erkennen. Die Ionen in ionischen Verbindungen sind in dreidimensionalen Strukturen (Ionengittern) angeordnet, das aus vielen Molekülen NaCl besteht (man gibt also eine empirische Formel an). Übungsbeispiele: Welche der folgenden Verbindungen sollten ionisch, welche molekular aufgebaut sein? a) N2O b) Na2O c) CaCl2 d) SF4 e) FeS f) P4O6 g) PbF2 29 Wir können die empirische Formel einer ionischen Verbindung einfach aufstellen, wenn uns die Ladungen der Ionen, aus denen die Verbindung besteht, bekannt sind: a) Al und Cl. => Al3+ und Cl- b) Al und O. => Al3+ und O2- c) Mg und Nitrat => Mg2+ und NO3- Merke: Chemische Verbindungen sind immer elektrisch neutral!! Die Ionen in einer ionischen Verbindung bilden also immer solche Verhältnisse, dass die gesamte positive Ladung der gesamten negativen Ladung entspricht 30 31  Namen anorganischer Verbindungen Um Informationen über eine bestimmte Substanz zu erhalten, ist es wichtig, die chemische Formel und den Namen der Substanz zu kennen => Nomenklatur Viele lange bekannte Substanzen besitzen Trivialnamen wie Wasser (H2O) und Ammoniak (NH3). Es gibt systematischen Regeln für die Benennung der allermeisten Substanzen Organische und anorganische Verbindungen Organische Verbindungen enthalten Kohlenstoff, meist in Verbindung mit Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff oder Schwefel. Alle anderen Verbindungen sind anorganische Verbindungen. Namen und Formeln ionischer Verbindungen Ionische Verbindungen sind eine Kombination aus Nichtmetallen (negative Ionen) und Metallen (positive Ionen). 32 Die meisten Metalle, die mehr als ein Kation bilden können, sind Übergangsmetalle (Gruppen, die im Periodensystem den Buchstaben B tragen, also 1B bis 8B). 33 34 35 Die wichtigsten Oxoanionen Muster: Oxoanionen aus der 2. Periode haben maximal 3 O- und die aus der 3. Periode maximal 4 O-Atome. Die Ladungen nehmen von rechts nach links zu. 36 37 In den unteren beiden Fällen werden Klammern mit dem entsprechenden Index verwendet, weil diese Verbindungen zwei oder mehr mehratomige Ionen enthalten. Übungen: Bestimmen sie die Namen folgender ionischer Verbindungen: a) K2SO4 b) Ba(OH)2 c) FeCl3 Bestimmen sie die chemischen Formeln folgender Verbindungen: a) Kaliumsulfid b) Calciumhydrogencarbonat c) Nickel(II)-perchlorat 38 Namen und Formeln von Säuren Säuren sind eine wichtige Klasse von Verbindungen, die Wasserstoff enthalten (später werden wir diese Definition erweitern). nannt, indem an den Wortstamm des zu Grunde liegenden Elements die Endung –ige sowie das Wort Säure angehängt wird. 39 Merke: Wir können eine Säure als Anion betrachten, das mit genügend H+-Ionen verbunden ist, um die Ladung des Anions zu neutralisieren (auszugleichen). 40 41 Bestimmen sie die Namen der folgenden Verbindungen: a) SO2 b) PCl5 Geben sie die chemischen Formeln für a) Siliziumtetrabromid b) Dischwefeldichlorid 42  Zusammenfassung -- Atomtheorie -- Die Entdeckung der Atomstruktur (Rutherford´sches Streuexperiment) -- Die moderne Sichtweise der Atomstruktur -- Atomgewicht und Atommassenskala -- Periodensystem der Elemente -- Moleküle und molekulare Verbindungen -- Ionen und ionische Verbindungen -- Namen anorganischer Verbindungen (positive und negative Ionen, mehratomige Ionen) -- Namen von ionischen Verbindungen -- Namen und Formeln von Säuren -- Namen und Formeln binärer molekularer Verbindungen 43