2 Atome und ihre Bausteine

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2 Atome und ihre Bausteine

2.1 Die Grundgesetze der Chemie; der Atombegriff

2.2 Elektrische Ladung und Materie

2.3 Die Bausteine der Atome: Elektronen, Protonen

und Neutronen; Isotope

2.4 Atommasse und Stoffmenge; molare Masse

2.5 Das Periodensystem II

2.6 Konzentrationsangaben

2.7 Exkurs: Radioaktivität

2

At ome und ihre B au steine


B a s i s w i s s e n C h e m i e

2 . 1 D i e G r u n d g e s e t z e d e r C h e m i e ; d e r A t o m b e g r i f f

Bis zum Beginn des 19. Jahrhunderts war die Existenz von Atomen bei den

Naturwissenschaftlern noch sehr umstritten, obwohl verschiedene Beobachtungen

darauf hingewiesen hatten.

Vor dem 17. Jahrhundert gelang es nicht, exakte Messungen durchzuführen.

Obwohl die Münzprüfer in der damaligen Zeit einfache Waagen verwendeten, war

deren Gebrauch bei den Chemikern noch nicht üblich. Galileo Galilei (1564–1642)

war einer der ersten Wissenschaftler, der sich mit dem Messwesen intensiv beschäftigte.

So entwickelte er u.a. 1586 die erste hydrostatische Waage zur Bestimmung der

Dichten fester und flüssiger Medien. Damit war der Weg frei, die Massenverhältnisse

bei chemischen Reaktionen zu bestimmen. Michael W. Lomonossow (1711–

1765) und Antoine L. Lavoisier (1743–1794) stellten 1748 bzw. 1782 fest, dass sich

bei einer chemischen Reaktion die Masse der beteiligten Stoffe nicht ändert. Eine

Überprüfung dieser Aussage mit modernsten Waagen, ergab bis zum Bereich von

10 –8 g keine Abweichung.

Bei chemischen Reaktionen ändert sich die Masse der beteiligten Stoffe nicht.

(Gesetz von der Erhaltung der Masse)

Abb. 2.1 Gesetz von der Erhaltung der Masse. Auch nach der Reaktion ist die Waage im Gleichgewicht

32


2 A t o m e u n d i h r e B a u s t e i n e

Eine weitere Gesetzmässigkeit lässt sich bei der Reaktion zwischen den beiden

elementaren Stoffen Eisen und Schwefel beobachten, die in einer exothermen

Reaktion (unter starkem Aufglühen) Eisensulfid bilden. Das Massenverhältnis, in

dem sich die beiden Elemente miteinander verbinden, ist immer konstant, auch bei

mehrmaligem Durchführen des Experiments. In jedem Fall beträgt das Verhältnis

Masse Eisen zur Masse Schwefel gerundet 1,74:1.

m 1

m 2 = konstant

Die Reaktion lässt sich durch eine Reaktionsgleichung darstellen. Auf der linken

Seite des Reaktionspfeils stehen die Ausgangsstoffe oder Edukte, auf der rechten

Seite die Endstoffe oder Produkte. Der Pfeil bedeutet «reagieren zu». Die Aggregatzustände

werden mit den Symbolen s (solid engl. = fest), λ (liquid engl. = flüssig) und

g (gaseous engl. = gasförmig) symbolisiert.

Eisen(s) + Schwefel(s) ➝ Eisensulfid(s)

m 1 m 2

Tabelle 2.1 Experimentell ermittelte Massenverhältnisse für die Reaktion

Eisen + Schwefel

Messung Nummer m(Fe) : m(S)

1 1,73

2 1,76

3 1,72

4 1,74

5 1,77

Mittelwert

1,74

Auch viele andere Elemente reagieren miteinander in einem jeweils bestimmten

Massenverhältnis. Die dabei entstehenden Verbindungen müssen folglich

eine konstante Zusammensetzung aufweisen. Diese Erkenntnis führte in der

zweiten Hälfte des 18. Jahrhunderts zur Formulierung des Gesetzes der konstanten

Proportionen.

33


B a s i s w i s s e n C h e m i e

Abb. 2.2 Antoine L. Lavoisier (1743–1794) Abb. 2.3 John Dalton (1760–1844)

Abb. 2.4 Ernest Rutherford (1871–1937) Abb. 2.5 Lorenzo Avogadro (1776–1856)

Abb. 2.6 Julius Lothar Meyer (1830–1895) Abb. 2.7 Dimitrij I. Mendelejew (1834–1907)

34


2 A t o m e u n d i h r e B a u s t e i n e

Elementare Stoffe verbinden sich in bestimmten Massenverhältnissen.

(Gesetz der konstanten Proportionen)

Ein Beispiel für Elemente, die nicht nur eine, sondern mehrere Verbindungen

miteinander bilden, ist die Reaktion zwischen Stickstoff und Sauerstoff. Je nach den

Bedingungen (Druck, Temperatur, Stoffmengen etc.) lassen sich 5 verschiedene

Stickstoff-Sauerstoff-Verbindungen herstellen. Die Bestimmung der Massenverhältnisse

ergab folgendes Ergebnis:

Tab. 2.2 Massenverhältnisse von Stickstoff-Sauerstoff-Verbindungen

Verbindung Masse Sauerstoff in g Masse Stickstoff in g

1 0,571 1

2 1,142 1

3 1,713 1

4 2,284 1

5 2,855 1

Auffällig ist, dass sich die Massen des Sauerstoffs, die sich mit jeweils der

gleichen Masse Stickstoff (1 g) verbinden, ganzzahlige Vielfache der kleinsten Masse

(0,571 g) sind.

Tab. 2.3 Massenverhältnisse von Stickstoff-Sauerstoff-Verbindungen

Verbindung Masse Sauerstoff in g Masse Stickstoff in g

1 1 x 0,571 1

2 2 x 0,571 1

3 3 x 0,571 1

4 4 x 0,571 1

5 5 x 0,571 1

Dieses überraschende Ergebnis lässt sich verstehen, wenn man annimmt,

dass die elementaren Stoffe aus unteilbaren Atomen bestehen, die sich folglich nur

in ganzzahligen Verhältnissen miteinander verbinden können.

Die Zusammensetzung der kleinsten Teilchen von Stickstoff-Sauerstoff-Verbindungen,

die sich aus genaueren Untersuchungen ergab, bestätigte die Vorstellung

von Atomen.

35


B a s i s w i s s e n C h e m i e

Tab. 2.4 Namen und Atomzahlenverhältnisse von Stickstoff-Sauerstoff-

Verbindungen

Namen der Verbindungen Zusammensetzung der kleinsten Teilchen

Distickstoffoxid N 2 O 1

Stickstoffoxid

NO

Distickstofftrioxid N 2 O 3

Stickstoffdioxid NO 2

Distickstoffpentoxid N 2 O 5

Bei der ersten Verbindung, dem Distickstoffoxid (N 2 O), reagieren 2 Stickstoff-Atome

mit einem Sauerstoff-Atom. Die Masse eines Sauerstoff-Atoms verteilt

sich folglich auf 2 Stickstoffatome. In einem Stickstoffoxid-Teilchen (NO), in dem

das Atomzahlenverhältnis 1:1 beträgt, trifft die Masse eines Sauerstoff-Atoms auf

ein Stickstoff-Atom, also das Zweifache wie in einem Distickstoffoxid-Teilchen.

Schliesslich ist die Masse des Sauerstoffs in den Stoffen N 2 O 3 , NO 2 und N 2 O 5 dreimal,

viermal und fünfmal so gross wie im Distickstoffoxid, jeweils bezogen auf die

Masse eines Stickstoff-Atoms.

Bilden zwei elementare Stoffe mehrere Verbindungen miteinander, so gilt:

Die Massen des eines Elements, die sich mit immer der gleichen Masse des anderen

Elements verbinden, stehen im Verhältnis einfacher ganzer Zahlen zueinander.

(Gesetz der multiplen Proportionen)

John Dalton (1760–1844) fand 1804 diese Gesetzmässigkeit, die seine Atomhypothese

stützte, aus Studien über das Verhalten von Gasen. Er nahm an, dass

die kleinsten Teilchen eines elementaren Stoffs, die Atome (a gr. = nicht; tome gr.

= Schnitt, Schneiden), bei chemischen Reaktionen weder zerstört noch geschaffen

werden können. Atome waren für ihn also nicht teilbar.

Die Existenz von Atomen, die heute eine Tatsache ist, erklärt damit auch das

Gesetz zur Erhaltung der Masse und der konstanten Proportionen.

Atomvorstellung von Dalton:

– Für jedes Element existiert eine kleinste, nicht mehr teilbare Einheit, das Atom.

– Für jedes Element gibt es eine charakteristische Atomart.

– Die verschiedenen Atomarten unterscheiden sich durch ihre Massen.

1

Die Anzahl der Atome, aus denen die Verbindungen entstanden sind, werden durch Indices angegeben. Damit will man

verdeutlichen, dass es sich nicht um einzelne, voneinander unabhängige Atome handelt.

36


2 A t o m e u n d i h r e B a u s t e i n e

2 . 2 E l e k t r i s c h e L a d u n g u n d M a t e r i e

Zwei mit einem Seidentuch geriebene Kunststoffstäbe stossen einander ab,

wenn einer davon drehbar aufgehängt ist. Ein geriebener Glasstab hingegen zieht

den Kunststoffstab an. Diese Tatsache war schon im Altertum bekannt. Damals

bemerkte man, dass geriebener Bernstein andere Stoffe wie z.B. Haare anzuziehen

vermag. William Gilbert (1544–1603), der Leibarzt von Königin Elisabeth I. von

England, nannte diese Kraft Ende des 16. Jahrhunderst «vis electrica» («elektrische

Kraft»; elektron gr. = Bernstein). In der Folgezeit sprach man als Ursache dieser Erscheinung

von elektrischen Ladungen, die sich von einem Körper auf einen anderen

übertragen lassen.

a

b

Abb. 2.8 a) Abstossende und b) anziehende Kräfte zwischen elektrisch geladenen Körpern

Wegen der abstossenden und anziehenden Kräfte wird weiter zwischen positiver

und negativer elektrischer Ladung unterschieden, die sich gegenseitig aufheben.

Die Grösse der anziehenden bzw. abstossenden Kraft ist proportional dem

Produkt der Ladungen und umgekehrt proportional zum Quadrat des Abstands

der Ladungsschwerpunkte zweier geladener Körper. Charles A. de Coulomb (1736–

1806) formulierte diese Abhängigkeit in einem nach ihm benannten Gesetz:

F = k · 1 ·

Q 1 · Q 2

ε r 2

(Coulomb-Gesetz)

F: Kraft; Q 1 bzw. Q 2 : Ladungen; r: Abstand der Ladungsschwerpunkte; ε: Dielektrizitätskonstante

(abhängig vom Material zwischen den beiden geladenen Körpern);

k: Proportionalitätsfaktor, entsprechend dem verwendeten Masssystem für Kraft,

Ladungen und Abstand

37


B a s i s w i s s e n C h e m i e

Überprüft man nochmals die anziehenden bzw. abstossenden Kräfte zwischen

den eingangs erwähnten geriebenen Stäben, so spielt es keine Rolle, wie der

einzelne Stab gehalten wird. Die Kraft wirkt von einem elektrisch geladenen Körper

nach allen Raumrichtungen. Ein solcher Körper wird allseitig von einem Feld umgeben,

das die Kraft auf eine zweite Ladung «vermittelt». Diese Aussage stammt von

Michael Faraday (1791–1867) und wurde seitdem beibehalten.

– Elektrisch geladene Körper üben Kräfte aufeinander aus. Gleichartig geladenen

Körper stossen sich ab, ungleichartig geladene ziehen sich an.

– Man unterscheidet zwischen positiver und negativer Ladung.

Da durch Reibung verschiedene Materialien elektrisch geladen werden, kann

man vermuten, dass Stoffe aus positiv und negativ geladenen Teilchen aufgebaut

sind, deren Ladungen sich normalerweise gerade aufheben. Der Reibungsvorgang

stört dieses Gleichgewicht, indem Ladung entfernt oder hinzugeführt wird. Genauere

Untersuchungen haben ergeben, dass alle natürlich vorkommenden Ladungen

ganzzahlige Vielfache einer kleinsten Ladungsmenge, der elektrischen Elementarladung

e, sind.

Elementarladung (gerundet): e = 1,602 · 10 –19 C (Coulomb)

1 Coulomb (C) sind

1

1,602 · 10 –19

= 6,242 · 10 18 Elementarladungen

Elektrischer Strom ist nichts anderes als negativ geladene Teilchen (Elektronen

mit der Ladung -e, Abschnitt 2.3), die durch einen Leiter (z.B. Kupferdraht)

fliessen. Die Ladungsmenge Q (Anzahl negativer Elementarladungen), die pro Zeiteinheit

fliesst, ist die Stromstärke (vergleichbar mit der Anzahl Kubikmeter Wasser,

die pro Sekunde durch den Querschnitt eines Flussbetts fliesst):

Aus dem Produkt von Stromstärke I und der Zeit t berechnet sich die Ladungsmenge

Q, die während einer bestimmten Zeit geflossen ist [Analog der Wassermenge

(in m 3 ) eines Flusses, die z.B. pro Tag an einem Flussquerschnitt gemessen

wurde].

38


2 A t o m e u n d i h r e B a u s t e i n e

– Strom ist bewegte negative Ladung (Elektronen).

– Die Stromstärke I entspricht der Ladungsmenge Q (Anzahl negativer Elementarladungen),

die pro Zeiteinheit durch einen Leiter fliessen.

Stromstärke: Zeichen I; Verknüpfung I = Q ; Einheit C oder A(mpère)

t s

– Ladungsmenge: Zeichen Q; Verknüpfung Q = I · t; Einheit As oder C

– Eine elektrische Spannung zwischen zwei geladenen Körpern kommt dadurch

zustande, dass man auf ihnen eine unterschiedliche, vom Normalzustand abweichende

Ladungsverteilung herstellt.

– Eine elektrische Spannung ist Voraussetzung für das Fliessen eines elektrischen

Stroms.

Spannung: Zeichen U; Einheit V(olt)

2 . 3 D i e B a u s t e i n e d e r A t o m e : E l e k t r o n e n , P r o t o n e n u n d

N e u t r o n e n ; I s o t o p e

Die Entdeckung der Elektronen

Erzeugt man eine hohe elektrische Spannung an zwei Elektroden (z.B. zwei

Metallblechen) in einem evakuierten Glasrohr, so lässt sich an einem Leuchtschirm

eine sonst unsichtbare Strahlung beobachten, die aus dem Metall der glühenden

Kathode (negativer Pol) austritt und sich auf die Anode (positiver Pol) zubewegt.

Die englischen Physiker Cromwell F. Varley (1870) und Sir William Crooks (1879)

erkannten, dass es sich bei diesen Kathodenstrahlen um Teilchen handeln musste.

Sie bewegen sich geradlinig durch ein Loch in der Anode und können anschliessend

von einem elektrischen oder magnetischen Feld abgelenkt werden (Abb. 2.10). Da

diese Teilchen von der Kathode stammen und vom positiven Pol angezogen werden,

tragen sie eine negative Ladung.

2.6

Abb. 2.9 Kathodenstrahlrohr

Abb. 2.10 Kathodenstrahlrohr schematisch

39


B a s i s w i s s e n C h e m i e

Von einer «Glühkathode» (Kathode, die beheizt wird) gelangen Elektronen

zur runden Anode, in deren Mitte sich ein Loch befindet. Die Elektronen, die

durch dieses Loch hindurchfliegen, treffen am Ende der Röhre, in der ein Vakuum

herrscht, auf eine weisse Schicht. Der Aufprall der Elektronen auf diese Schicht erzeugt

Leuchtpunkte.

Sir Josef J. Thomson (1856–1940) bestimmte 1897 mit Hilfe des Kathodenstrahlrohrs

das Verhältnis von Ladung und Masse der Teilchen durch Ablenkung

im elektrischen Feld. Der Forscher nahm dabei an, dass die Elektronen, wie sie seit

1881 vom englischen Physiker George J. Stoney (1826–1911) genannt wurden, die

Elementarladung tragen.

Verhältnis Elementarladung zur Masse eines Elektrons:

e = 1,759 · 10

11 C

m e

kg

e: Elementarladung; m e : Masse eines Elektrons; C: Einheit der Ladungsmenge (Abschnitt

2.2)

Nachdem Robert A. Millikan (1868–1953) in den Jahren 1909 bis 1913 die

Elementarladung e bestimmt hatte, liess sich mit der Beziehung von Thomson die

Elektronenmasse m e berechnen:

e = 1,602 · 10 –19 C

m e = 1,602 · 10–19 = 9,107 · 10 –31 kg bzw. m e = 9,107 · 10 –28 g

1,759 · 10 11

Elektronen müssen also Bestandteil der Atome sein, in diesem Fall der Atome des

Kathodenmaterials.

Die Entdeckung der Protonen

1886 verwendete Eugen Goldstein (1850–1930) ein Kathodenstrahlrohr (Abb.

2.11), das ein Loch (einen Kanal) in der Kathode enthielt (Kanalstrahlrohr). Als Füllgas

benutzte er Wasserstoff. Beim Anlegen einer Spannung konnte Goldstein beobachten,

dass neben den Kathodenstrahlen auch Strahlen in die Kathode einfielen

(Kanalstrahlen). Die Ladung dieser Teilchen musste demnach derjenigen der Elektronen

entgegengesetzt sein. Thomson sprach 1907 von einer positiven Strahlung.

Man konnte schliesslich feststellen, dass die Ladung der Protonen (protos gr. = der

Erste), wie Ernest Rutherford (1871–1937) die Teilchen 1920 nannte, die positive Elementarladung

tragen und 1837 (rund 2000) mal schwerer als die Elektronen sind.

40


2 A t o m e u n d i h r e B a u s t e i n e

Mit dieser Entdeckung verdichtete sich die Vermutung, dass die Atome der

elementaren Stoffe aus Protonen und Elektronen aufgebaut sein müssen. Da die Elemente

elektrisch neutral sind, entspricht die Anzahl der Protonen in einem Atom

der Elektronenzahl. Rutherford vermutete 1921 die Existenz von ungeladenen Teilchen

als weiteren Baustein der Atome. W. Bothe und W. Becker beobachteten 1931

beim Beschuss des Elements Beryllium mit α-Teilchen, die von radioaktiven Elementen

freigesetzt werden (Abschnitt 2.7), eine durchdringende, sehr energiereiche

Strahlung, die nicht durch ein elektrisches Feld abgelenkt werden konnte. Sir James

Chadwick (1891–1974) zeigte 1922, dass es sich dabei um Neutronen handelte mit

etwa der gleichen Masse wie die der Protonen.

– Die Atome der elementaren Stoffe sind aus den drei Elementarteilchen Protonen,

Neutronen und Elektronen aufgebaut.

– Die elektrisch neutralen Atome enthalten gleich viele Protonen wie Elektronen.

2.6

Elementarteilchen Symbol Masse in g Ladung

Elektron e – 9,107 · 10 –28 –e

Proton p + 1,673 · 10 –24 +e

Neutron n 1,676 · 10 –24 neutral

Die Versuchsanordnung von Goldstein wurde für die Bestimmung der Atommassen

sehr wichtig. Die von der Kathode ausgehenden Elektronen stossen mit den

2.8

Atomen des Füllgases im Kanalstrahlrohr zusammen und schlagen diesen ein Elektron

weg. Dadurch entstehen einfach positiv geladene Teilchen. Ein Teil von ihnen

fliegt durch das Loch der negativen Elektrode. Mit Hilfe von elektrischen Feldern

lässt sich je nach der beobachteten Ablenkung die Masse der Teilchen ermitteln.

2.9

Abb. 2.11 Kanalstrahlrohr

Abb. 2.12 Entdeckung der Isotope

41


B a s i s w i s s e n C h e m i e

Thomson benutzte 1910 diese Versuchsanordnung (Abb. 2.12), um die Masse

einfacher Elemente zu bestimmen. Als der Forscher einen Strahl positiv geladener

Neon-Atome untersuchte, konnte er zwei verschieden schwere Teilchen beobachten.

Die Folgerung daraus war, dass es Neon-Atome verschiedener Masse gibt.

Das Element Neon besteht also nicht aus völlig identischen Atomen, sondern aus

einer Mischung von verschieden schweren Atomen, die jedoch, wie man inzwischen

wusste, alle gleich viele Protonen besitzen. Frederick Soddy (1877–1956) prägte 1913

für diese Atome, die eine unterschiedliche Anzahl von Neutronen aufweisen, den

Namen Isotope (isos gr. = gleich; topos gr. = Ort) oder isotope Nuklide, da sie den

gleichen Platz im Periodensystem einnehmen. Unter einem Nuklid versteht man ein

Atom mit bestimmter Protonen- und Neutronenzahl.

Zur Unterscheidung von isotopen Nukliden ist es nötig, die Anzahl Protonen

und Neutronen des entsprechenden Atoms anzugeben. Es ist üblich, statt der Neutronenzahl

die Summe von Protonen und Neutronen, die Nukleonenzahl A 2 , mit

dem Elementsymbol zu verknüpfen:

A

– Z Elementsymbol oder Elementsymbol-A

A: Nukleonenzahl = Summe von Protonen und Neutronen

Z: Protonenzahl = Ordnungszahl (Kernladungszahl), bestimmt die Stellung eines

Elements im Periodensystem

– Die Anzahl Neutronen ergibt sich aus der Differenz von Nukleonen- und Protonenzahl

Beispiel: Neon

20 10 Ne oder Ne-20: 10 p + , 10 e – , 10 n

22 10 Ne oder Ne-22: 10 p + , 10 e – , 12 n

Bei den natürlich vorkommenden Elementen unterscheidet man Reinelemente

mit nur einer Nuklidart von den Mischelementen, die mindestens zwei (nicht

radioaktiven) isotope Nuklide enthalten. Reinelemente, von denen es nur 20 gibt,

sind z.B. Aluminium, Beryllium, Fluor, Gold, Iod und Natrium.

– Ein Element besteht aus Atomen derselben Protonenzahl.

– Isotope Nuklide (Isotope) sind Atome des gleichen Elements, die sich nur durch

die Neutronenzahl voneinander unterscheiden.

Atome mit einer bestimmten Protonen- und Neutronenzahl heissen Nuklide.

– Reinelemente besitzen nur eine Nuklidart, Mischelemente bestehen aus mindestens

zwei isotopen Nukliden.

2 Nukleonenzahl deswegen, weil sich die Protonen und Neutronen im Kern (nucleus lat.= Kern) befinden.

42


2 A t o m e u n d i h r e B a u s t e i n e

– Nukleonenzahl A (immer eine ganze Zahl): Summe von Protonen und Neutronen

eines Atoms

– Protonenzahl (auch Ordnungszahl oder Kernladungszahl) Z: Anzahl Protonen

eines Atoms

– Neutronenzahl: Nukleonenzahl - Protonenzahl

Die Elemente mit allen ihren isotopen Nukliden sind in einer Nuklidkarte

zusammengestellt, aus der sich u.a. Ordnungszahl, Neutronenzahl und Massenzahl

ablesen lassen (Abb. 2.13).

Protonenzahl P=Z

8

O

15.9994

C 0 12 0 13 0 14 0 15 C 0 16 12

99.762

C 0 17 12

0.038

C 0 18 12

0.200

7

N

14.00674

N 11 C N 12 N 13 N 14 N 15

99.634 0.366

C N 12 16 C N 12 17

6

C

12.011

C 8 C 9 C 10 C 11 C 12

98.90

C 13

1.10

C 14

C 15 C 12 16

5

B

10.811

B 7 B 8 B 9 B 10

19.9

B 11

80.1

B 12 B 13 B 14 B 15

4

Be

9.012182

Be 6 Be 7 Be 8 Be 9

100

Be 10 Be 11 Be 12 Be 14

3

Li

6.941

Li 5 Li 6

7.5

Li 7

92.5

Li 8 Li 9 Li 10 Li 11

2

He

4.0026

He 3

0.000137

He 4

99.999863

He 5 He 6 He 7 He 8 He 9

1

H

1.00794

H 1

99.985

H 2

0.015

H 3

Neutronenzahl N

0

1

2 3 4 5 6

7 8 9 10

β + -Zerfall

β – -Zerfall

Stabiles Nuklid

Abb. 2.13 Ausschnitt aus einer Nuklidkarte H bis O (gekürzt)

H 2 stabile isotope Nuklide, 1 H und 2 H

He 2 stabile isotope Nuklide, 3 He und 4 He

Li 2 stabile isotope Nuklide, 6 Li und 7 Li

Be 1 stabiles Nuklid (Reinelement)

B 2 stabile isotope Nuklide, 10 Be und 11 Be

C 2 stabile isotope Nuklide, 12 C und 13 C

N 2 stabile isotope Nuklide, 14 N und 15 N

O 3 stabile isotope Nuklide, 17 O und 18 O

43


B a s i s w i s s e n C h e m i e

Die schwarz unterlegten Nuklide sind stabil, alle anderen radioaktiv (2.7). Die

Zahlen unter den Elementsymbolen geben die prozentuale Zusammensetzung der

(stabilen) Nuklide in einem Mischelement an, die immer konstant ist.

Beispiel: Sauerstoff O

Tabelle 2.5 Isotope des Elements Sauerstoff

Nuklid Protonenzahl Neutronenzahl Atom-% im natürlichen Mischelement

16 O 8 8 99,762

17 O 8 9 0,038

18 O 8 10 0,200

Quarks

Aus Streuversuchen von hochbeschleunigten, fast mit Lichtgeschwindigkeit

fliegenden Elektronen an Protonen und Neutronen ergab sich, dass diese Elementarteilchen

eine Struktur besitzen. Sie setzen sich aus jeweils drei elektrisch geladenen

Bausteinen zusammen, die nach Gell-Mann als Quarks bezeichnet werden.

Das Proton besteht aus einem d- und zwei u-Quarks, während das Neutron aus

zwei d- und einem u-Quark aufgebaut ist. Beide Typen von Quarks sind elektrisch

geladen und zwar trägt das d-Quark 1/3 einer negativen, das u-Quark 2/3 einer positiven

Elementarladung. Die Masse eines Quarks entspricht etwa 1/3 der Protonenbzw.

Neutronenmasse. Die zwischen den Quarks wirkenden Kräfte werden bei sehr

kleinen Abständen (< 10 –16 m) sehr klein, sind im Bereich von 10 –16 bis 10 –15 m grösser

und bleiben bei Abständen > 10 –15 m konstant. In den Protonen und Neutronen

können sich die Quarks deshalb beinahe frei bewegen, so lange ihr gegenseitiger

Abstand nicht zu gross wird. Es ist ihnen aber unmöglich, sich ganz voneinander

wegzubewegen.

Diese Hinweise sollen zeigen, dass die «Elementarbausteine» Protonen und

Neutronen keine wirklichen Elementarteilchen sind. Trotzdem dürfen sie für den

Abb. 2.14 Schematische Darstellung eines beschleunigten Elektrons an den Quarks eines Protons

44


2 A t o m e u n d i h r e B a u s t e i n e

gesamten Bereich der Chemie als solche betrachtet werden, denn sie bleiben als

Bestandteile von Atomen völlig stabil.

Tabelle 2.6 Grössenverhältnisse von Protonen und Quarks

Durchmesser

Proton

10 –16 m

Quark

10 –18 m

2 . 4 A t o m m a s s e u n d S t o f f m e n g e ; m o l a r e M a s s e

Der Weg im 18. und 19. Jahrhundert zur Bestimmung der Atommassen war

lang und äusserst schwierig, da diese nur auf komplizierten Umwegen gefunden

werden konnten. Heute ist es möglich, mit Hilfe von Massenspektrometern, die

prinzipiell wie ein Kanalstrahlrohr funktionieren (Abschnitt 2.3), die Massen von

Atomen direkt zu bestimmen. Dabei verdampft man die Elemente und erhitzt sie

so stark, dass durch den Beschuss mit Elektronen elektrisch positiv geladene Atome

(Ionen) entstehen. Diese lassen sich mit Hilfe von elektrischen und magnetischen

Kräften zu einem Strahl bündeln und ablenken. Ionen mit kleinerer Masse werden

stärker, solche mit grösserer Masse schwächer abgelenkt. Aus den gemessenen Ablenkungswinkeln

kann die Masse der Ionen sehr genau bestimmt werden.

So beträgt z.B. die Masse eines Wasserstoff-Atoms m A (H) = 1,68 · 10 –24 g. Bei

der Verwendung der Masseneinheit Gramm ergeben sich für die Massen der Atome

sehr kleine, unhandliche Zahlen. Man setzte deshalb eine neue Einheit fest, die ato-

Ionisierung und

Beschleunigung

der Ionen

Trennung nach

Masse und Ladung

Probenzufuhr

Hochvakuum

Probe

Abb. 2.15 Aufbau eines Massenspektrometers (schematisch)

Nachweis der Ionen

und Registrierung

45


B a s i s w i s s e n C h e m i e

mare Masseneinheit u, von engl. unit = Einheit. Sie wurde ursprünglich der Masse

eines Wasserstoff-Atoms gleichgesetzt, heute aber aus praktischen Gründen als ein

Zwölftel der Masse des Kohlenstoffnuklids C-12, dem man die Masse 12 u zuschrieb,

definiert. Da die Masse eines C-12-Nuklids m A ( 12 C) = 1,993 · 10 –23 g beträgt, gilt:

1u = 1,993 · 10–23 = 1,661 · 10 –24 g

12

Die Masse eines Atoms in Atommasseneinheiten bedeutet also, um wie viel

mal schwerer ein Atom ist als ein Zwölftel der Masse eines C-12 Nuklids. Multipliziert

man die Massenangabe im Periodensystem mit 1,66 · 10 –24 g, so ergibt sich die

Atommasse in der Einheit Gramm. Ein Goldatom ist somit 196,97 mal schwerer als

ein Zwölftel der Masse eines C-12 Nuklids und besitzt deshalb die Masse m A (Au) =

196,97 · 1,66·10 –24 g = 3,27 · 10 –22 g.

– Atommasse:

Zeichen: m A Einheit: atomare Masseneinheit u oder Gramm g

– Die atomare Masseneinheit 1 u ist definitionsgemäss der zwölfte Teil der Masse

eines 12 C-Nuklids.

1u = m A (C-12) g = 1,661 · 10 –24 g

12

Damit ist die Möglichkeit gegeben, die Masse der Atombausteine sowie der

Atome der elementaren Stoffe in zwei verschiedenen Einheiten anzugeben:

Tabelle 2.7 Massen der Atombausteine sowie der Atome H, C, O und Ag

in u bzw. g

Symbol Masse in u 3 Masse in g

Proton p + 1,007 1,673 · 10 –24

Neutron n 1,009 1,676 · 10 –24

Elektron e – 0,000548 9,107 · 10 –28

Wasserstoff-Atom H 1,008 1,674 · 10 –24

Kohlenstoff-Atom C 12,011 1,995 · 10 –23

Sauerstoff-Atom O 15,999 2,658 · 10 –23

Silber-Atom Ag 107,870 1,792 · 10 –22

3 Die Angaben für die Atommassen im Periodensystem sind normalerweise gerundete Zahlen. Genauere Werte findet

man im Anhang.

46


2 A t o m e u n d i h r e B a u s t e i n e

Da die elementaren Stoffe Wasserstoff, Kohlenstoff, Sauerstoff und Silber Mischelemente

sind, geben die tabellierten Werte im Periodensystem und im Anhang

den Mittelwert entsprechend der prozentualen Zusammensetzung der Isotope an.

Beispiel: Kohlenstoff

12 6 C: 98,90 Atom-% im natürlichen Mischelement

13 6 C: 1,10 Atom-% im natürlichen Mischelement

Damit ist die «gewogene» Atommasse:

m A (C) = 12 u · 98,90 % + 13 u · 1,10 % = 12,011 u

100 % 100 %

Die Betrachtung der Atome von Elementen darf nicht darüber hinwegtäuschen,

dass es sich bei den Eigenschaften der elementaren Stoffe um Eigenschaften

einer grossen Anzahl Teilchen handelt. So ist es z.B. müssig zu fragen, ob ein Kohlenstoff-Atom

schwarz ist wie Graphit oder durchsichtig wie Diamant (Abschnitt

4.5). Entsprechendes gilt für die Schmelz- und Siedetemperaturen. Atome haben

keine derartigen Fixpunkte. Diese Eigenschaften treten erst dann auf, wenn sich eine

grössere Anzahl Kohlenstoff-Atome zu Graphit oder Diamant verbunden haben.

Für die Naturwissenschaftler ist es daher wichtig, von Stoffportionen die Masse (m),

die Teilchenzahl (N), das Volumen (V) etc. rasch zur Verfügung zu haben. Mit Hilfe

der Atommassen lassen sich diese Eigenschaften leicht bestimmen.

Teilchenzahl: Zeichen: N Einheit: Stück, Moleküle, Ionen ...

Beispiel:

Wie viele C-12 Nuklide sind in 12 g 12 C?

Masse von 1 12 C-Nuklid: m A ( 12 C) = 12 · 1,66 · 10 –24 g = 1,992 · 10 –23 g

Anzahl 12 C-Nuklide in 12 g 12 C:

N( 12 C) = Gesamtmasse

Masse eines Nuklids

12 g

= = 6,02 · 10 23 12 C-Nuklide

1,992 · 10 –23 g

Derartige Überlegungen gelten natürlich für die Atome aller übrigen Elemente,

unabhängig davon, ob es sich um ein Misch- oder Reinelement handelt.

Multipliziert man die Masse eines Atoms mit 6,02 · 10 23 , so kann der Zahlenwert der

Atommasse auch mit der Einheit Gramm verwendet werden.

Die Masse von 6,02 · 10 23 Atomen mit der Einheit Gramm entspricht dem Zahlenwert

der im Periodensystem angegebenen Atommasse.

47


B a s i s w i s s e n C h e m i e

Beispiele:

Tabelle 2.8 Massen der Elemente Wasserstoff, Kohlenstoff, Sauerstoff,

Silber

Element Masse eines Atoms in g Masse von 6,02 · 10 23 Atomen in g

Wasserstoff 1,674 · 10 –24 1,008

Kohlenstoff 1,995 · 10 –23 12,011

Sauerstoff 2.658 · 10 –23 15,999

Silber 1,792 · 10 –22 107,870

Im internationalen Einheitssystem (SI-System; Système International d’Unités)

wird die Stoffmenge (genauer: die Teilchenmenge) von 6,02 · 10 23 Teilchen als

1 Mol bezeichnet. Man hat damit eine Grösse der Stoffmenge (eigentlich der Teilchenmenge)

geschaffen, das Mol mit dem Zeichen n und der Einheit mol. Die Anzahl

Teilchen pro Mol heisst molare Teilchenzahl (Avogadro-Konstante N A ; Lorenzo

Avogadro, 1776–1856), ihre Einheit ist 1/mol. Grössen, die sich auf die Stoffmenge

1 Mol beziehen, heissen molare Grössen. Dementsprechend ist die molare Masse M

die Masse pro Mol mit der Einheit g/mol. Sie entspricht zahlenmässig der Atommasse.

Basiseinheit der Stoffmenge

– Die Stoffmenge 1 Mol enthält so viele Teilchen wie in 12 g 12 C Atome enthalten

sind.

Zeichen: n Einheit: mol

– Eine Stoffportion mit der Stoffmenge 1 Mol enthält 6,02 · 10 23 Teilchen, ihre

Masse (in g) entspricht dem gleichen Zahlenwert wie die Teilchenmasse (in u).

– Die molare Masse M ist die Masse pro Mol einer Stoffportion mit der Einheit

g/mol.

Zeichen: M Einheit g/mol Verknüpfung M = m n

– Die Anzahl Teilchen pro Mol heisst molare Teilchenzahl (Avogadro-Konstante)

Zeichen: N A Einheit: 1/mol Verknüpfung N A = N

n

(eigentlich: Anzahl

Teilchen pro mol)

N A = 6,02 · 10 23 1/mol

48


2 A t o m e u n d i h r e B a u s t e i n e

Bestimmung der Formel einer Verbindung

Mit Hilfe von Teilchenzahl bzw. Stoffmenge lässt sich das Atomzahlenverhältnis

berechnen, in dem zwei Elemente miteinander reagieren.

Beispiel:

In welchem Atomzahlenverhältnis verbinden sich die beiden Elemente Eisen

und Schwefel?

Im Abschnitt 2.1 ergab das Massenverhältnis, in dem beide Stoffe miteinander

reagieren, m(Fe):m(S) = 1,74:1; 1,74 g Eisen reagieren mit 1 g Schwefel.

Berechnung mit der Anzahl Eisen- und Schwefel-Atome in 1,74 g Eisen bzw. 1 g

Schwefel:

– Anzahl Eisen-Atome in 1,74 g Eisen:

55,85 g Eisen (1 mol) enthalten 6,02 · 10 23 Fe-Atome

1,74 g Eisen enthalten N(Fe) Atome

N(Fe) = 1,74 g · 6,02 · 1023 = 1,88 · 10 22 Fe-Atome

55,85 g

– Anzahl Schwefel-Atome in 1 g Schwefel

32,06 g Schwefel (1 mol) enthalten 6,02 · 10 23 S-Atome

1 g Schwefel enthält N(S) Atome

N(S) = 1 g · 6,02 · 1023 = 1,88 · 10 22 S-Atome

32,06 g

Eisen und Schwefel verbinden sich folglich im Atomzahlenverhältnis

N(Fe) = 1,88 · 1022 = 1

N(S) 1,88 · 10 22

Formel der Verbindung Eisensulfid: FeS

Berechnung mit den Stoffmengen Eisen und Schwefel:

– 55,85 g Eisen entsprechen der Stoffmenge n = 1 mol

1,74 g Eisen entsprechen der Stoffmenge n

n(Fe) = 1,74 g · 1 mol = 0,0312 mol Eisen

55,85 g

– 32,06 g Schwefel entsprechen der Stoffmenge n = 1 mol

1 g Schwefel entspricht der Stoffmenge n

n(S) = 1 g · 1 mol = 0,0312 mol Schwefel

32,06 g

49


B a s i s w i s s e n C h e m i e

Eisen und Schwefel verbinden sich im Stoffmengenverhältnis

0,0312 = 1; damit ist auch das Atomzahlenverhältnis N(Fe):N(S) = 1:1.

0.0312

Für die im Abschnitt 2.1 bereits formulierte Wortgleichung lassen sich nun

die Symbole und Formeln verwenden:

Eisen(s) + Schwefel(s) ➝ Eisensulfid(s)

Fe(s) + S(s) ➝ FeS(s)

– Elemente werden durch Symbole, Verbindungen mit Hilfe von Formeln dargestellt.

– Das Atomzahlenverhältnis in einer Formel gibt man durch Indices rechts von

den Symbolen an (eine 1 wird dabei nicht geschrieben).

Tabelle 2.9 Zeichen, Verknüpfung und Einheit verschiedener Grössen

Grösse Zeichen Verknüpfung Einheit

Masse m kg; g

Atommasse m A 1u = 1,661 · 10 –24 g u; g; kg

Teilchenzahl N N = Masse Stück, Moleküle,

Teilchenmasse Ionen ...

molare Teilchenzahl N A N A = N 6,02 · 10 23 /mol

n

(Avogadro-Konstante)

molare Masse M M = m g/mol

n

Stoffmenge n n = m mol

M

50


2 A t o m e u n d i h r e B a u s t e i n e

2 . 5 D a s P e r i o d e n s y s t e m I I

Seinen Ursprung hat das Periodensystem in einer von Johann W. Döbereiner

(1780–1849) 1829 gemachten Einteilung, in der er die damals bekannten Elemente zu

chemisch ähnlichen Gruppen zusammenfasste. Dimitrij I. Mendelejew (1834–1907)

und Julius Lothar Meyer (1830–1895) führten schliesslich die Ordnungszahl ein, um

Unregelmässigkeiten in der Elementabfolge auszugleichen, die aufgrund der Anordnung

nach Massen bzw. nach den chemischen Eigenschaften entstanden waren (z.B.

Ar/K; Co/Ni; Te/I).

Mit der Erkenntnis, dass ein Atom aus Atomen mit gleicher Protonenzahl

besteht, erhielt die Ordnungszahl ihre eigentliche Bedeutung. Das Periodensystem

wurde damit zu einem unentbehrlichen Hilfsmittel für die Wissenschaft, das es erlaubt,

zahlreiche Aussagen über die Elemente zu machen.

Beispiele:

– Fluor (Reinelement)

Symbol: F

Protonenzahl (Ordnungszahl, Kernladungszahl): Z = 9

Atommasse: m A (F) = 18,99840 u bzw. 3,156 · 10 –23 g

Nukleonenzahl 4 : A = 19

Neutronenzahl: N(n) = 19 – 9 = 10

Molare Masse: M(F) = 18,99840 g/mol

– Kohlenstoff

Symbol: C

Protonenzahl: Z = 6

Atommasse: m A (C) = 12,01115 u bzw. 1,995 · 10 –23 g

Die Massen- und Neutronenzahl für die verschiedenen (stabilen) Nuklide

erhält man aus der Isotopentafel (Abschnitt 2.3; Abb. 2.13)

12 6 C-Nuklid: 6 p + und 6 n

13 6 C-Nuklid: 6 p + und 7 n

Molare Masse: M(C) = 12,011 g/mol

In vielen Periodensystemen sind ausserdem noch weiter Angaben über die

Elemente zu finden, wie Schmelztemperatur (t m ), Siedetemperatur (t b ); Dichte (ρ);

Aggregatzustand (s, l, g); Nichtmetall; Metall; Halbmetall; Radioaktivität etc.

4 Lagern sich Atombausteine zu einem Atom zusammen, so geht dabei etwas Masse in Form von Energie verloren (Massendefekt).

Mit Ausnahme von Beryllium haben alle Reinelemente Atommassen, die deshalb ein wenig unterhalb einer

ganzen Zahl liegen. Diese ganze Zahl entspricht der Nukleonenzahl.

51


B a s i s w i s s e n C h e m i e

2 . 6 K o n z e n t r a t i o n s a n g a b e n

Der Begriff Konzentration wird v.a. zur Bezeichnung der Zusammensetzung

von Gemischen verwendet. Man versteht darunter jeden Quotienten, der das Volumen

der Mischung im Nenner enthält: Stoffmengenkonzentration (c; n/V), Volumenkonzentration

(σ; V i /V; wird in Prozenten angegeben) und Massenkonzentration

(β; m i /V; wird ebenfalls in Prozenten ausgedrückt). Daneben ist auch der

Massengehalt gebräuchlich, der das Verhältnis der Masse des gelösten Stoffs zur

Masse der Lösung liefert (ω; m i /m; in Prozenten).

Stoffmengenkonzentration c

Das wichtigste in der Chemie verwendete Konzentrationsmass ist die Stoffmengenkonzentration

c, früher auch als Molarität bezeichnet. Sie gibt die Anzahl

Mol n eines Stoffs an, die in 1 Liter Lösung enthalten sind.

– Stoffmengenkonzentration = Stoffmenge des gelösten Stoffs

Volumen der Lösung

– Zeichen: c Verknüpfung: c = n Einheit: mol

V

L

Beispiel: Eine Natriumchloridlösung mit c(NaCl) = 1 mol/L enthält in einem

Liter Lösung 1 mol NaCl (Natriumchlorid, Kochsalz). Da Natriumchlorid aus Na + -

und Cl – Ionen besteht, beträgt die Konzentration der beiden Ionen je c = 1 mol/L.

Volumenkonzentration σ

Die Volumenkonzentration σ (Sigma)wird oft für die Mischung von 2 Flüssigkeiten

verwendet. Der Zahlenwert gibt an, wie viel Prozent das Volumen des gelösten

Stoffs vom Gesamtvolumen der Lösung ausmacht.

– Volumenkonzentration = Volumen des gelösten Stoffs · 100 %

Volumen der Lösung

– Zeichen: σ Verknüpfung: σ = V i · 100 Einheit: %

V

– V i = Volumen des gelösten Stoffs

Beispiel: In einem Liter eines 5%igen Biers, σ (Bier) = 5%, sind 50 mL Ethanol

(«Alkohol») enthalten.

52


2 A t o m e u n d i h r e B a u s t e i n e

Massenkonzentration β

Aus dem Quotienten der Masse des gelösten Stoffs und dem Volumen der

Lösung erhält man die Massenkonzentration β (Beta).

– Massenkonzentration =

Masse des gelösten Stoffs

Volumen der Lösung

– Zeichen: β Verknüpfung: β = m i

Einheit: g

V

L

– m i : Masse des gelösten Stoffs

Beispiel: Angaben auf einer Flasche Evian©: β (Ca 2+ ) = 78 mg/L, β (Mg 2+ ) =

24 mg/L, β (Na + ) = 5 mg/L, β (K + ) = 1 mg/L, β (Cl – ) = 4,5 mg/L

Obwohl die Massenkonzentration eng mit der Dichte verknüpft ist, sollte

man für die beiden Grössen nicht das gleiche Zeichen verwenden. Die Dichte bezieht

sich auf das Volumen der reinen Komponenten und nicht auf das Volumen der

Mischphase, die diese Komponente enthält. Dies lässt sich an den beiden Definitionsgleichungen

erkennen:

Dichte:

Massenkonzentration

ρ (Ko) = m(Ko)

V(Ko)

β (Ko) = m(Ko)

V(Lsg)

wobei Ko = Komponente und Lsg = Lösung

Massengehalt (Massenanteil) ω

Auch der Massengehalt (Massenanteil) ω (Omega) eines gelösten Stoffs wird

oft in Prozenten angegeben. Der Zahlenwert sagt aus, wie viel Prozent die Masse des

gelösten Stoffs an der Gesamtmasse der Lösung beträgt.

– Massengehalt =

Masse des gelösten Stoffs · 100 %

Masse der Lösung

– Zeichen: ω Verknüpfung: ω = m i

· 100 Einheit: %

m

– m i : Masse des gelösten Stoffs

Beispiel: Eine 20%ige Kochsalzlösung, ω[NaCl(aq)] = 20 %, enthält 20 g Kochsalz

auf 100 g Lösung.

53


B a s i s w i s s e n C h e m i e

2 . 7 E x k u r s : R a d i o a k t i v i t ä t

In den letzten Jahren des 19. Jahrhunderts zeigten Forschungsergebnisse,

dass bestimmte Uranverbindungen in schwarzes Papier eingewickeltes Fotopapier

schwärzen und Gase elektrisch leitfähig machen. Maria Curie (1867–1934) untersuchte

als Studentin die von ihr so genannte Radioaktivität. Mit ihrem Mann Pierre

Curie (1859–1906) erkannte sie 1898 die radioaktiven Eigenschaften der von ihnen

entdeckten Elemente Polonium und Radium. Ernest Rutherford (1871–1937) stellte

schliesslich mit Frederik Soddy (1877–1956) im Jahre 1902 fest, dass es sich bei

der Radioaktivität um eine Atomumwandlung handelt, bei der Energie freigesetzt

wird. Die beiden Forscher entdeckten zwei unterschiedliche Arten von Strahlen:

Die α-Strahlen, die die Hälfte ihrer Energie verloren, nachdem sie durch eine 1/50

mm dicke Aluminium-Folie hindurchgegangen waren. Bei den β-Strahlen war dies

hingegen erst bei einer ½ mm dicken Folie der Fall. Schliesslich fand man 1900,

dass radioaktive Elemente eine noch viel stärkere Strahlung aussenden können, die

γ-Strahlen.

α-, β- und γ-Strahlen α-Strahlen γ-Strahlen β-Strahlen

elektrisches Feld

Radioaktiver Stoff

Bleiblock

Bleiblock

Abb. 2.16 Ionisierende (radioaktive) 5 Strahlung im elektrischen Feld

Die Atome der meisten radioaktiven Elemente senden α-Strahlen (doppelt

positiv geladene Heliumatome) oder β-Strahlen (Elektronen) aus. α-Zerfall erniedrigt

die Ordnungszahl um zwei und die Massenzahl um vier Einheiten. Aus dem Ra-

5 Gebräuchlicher, aber nicht korrekter Name, da die α- und β-Teilchen nicht selber radioaktiv sind, d.h. keine Strahlung

aussenden. Entsprechend ihren Eigenschaften, Gase leitfähig zu machen, werden sie als ionisierende Strahlung bezeichnet.

54


2 A t o m e u n d i h r e B a u s t e i n e

dium-Nuklid 226 88 Ra entsteht ein Nuklid des Elements Radon 222 86 Rn. Die Elektronen

beim β-Zerfall bilden sich durch Umwandlung eines Neutrons in ein Proton, wobei

die Ordnungszahl des betreffenden Atoms um eins steigt, ohne dass dessen Masse

nennenswert verändert wird. So entsteht aus dem Caesium-Nuklid 137 55 Cs ein Nuklid

des Bariums 137 56 Ba. Die nicht korpuskulare γ-Strahlung ist eine elektromagnetische

Strahlung von sehr kurzer Wellenlänge (extrem kurzwelliges Röntgenlicht). Sie entspricht

jenem Energiebetrag, der beim Zerfall der Atome frei wird und nicht als

kinetische Energie für die Bewegung der α- oder ϐ-Teilchen nötig ist.

Tabelle 2.10 Natürliche Zerfallsreihe von U-238

238 U - α ➝ 234 Th - β ➝ 234 Pa - β ➝ 234 U - α ➝ 230 Th - α ➝ 226 Ra - α ➝ 222 Rn - α ➝

218 Po - α ➝ 214 Pb - β ➝ 214 Bi - β ➝ 214 Po - α ➝ 210 Pb - β ➝ 210 Bi - β ➝ 210 Po - α ➝

206 Pb

Tabelle 2.11 Ionisierende Strahlung

Ionisierende Strahlung: Masse Ladung Beschreibung

α-Strahlen: 4 u 2+ He 2+

β-Strahlen 1 u 1– Elektronen

1886

γ-Strahlen – – kurzwelliges

Röntgenlicht

Atomumwandlung durch α- und β-Strahlen:

A Z A – α ➝ A Z – – 4 2 A

A Z A – β ➝ A Z +1 A

Der Zerfall verläuft bei einzelnen Elementen unterschiedlich rasch und kann

in keiner Weise beeinflusst werden. Ein Mass für seine Geschwindigkeit ist die Halbwertszeit,

d.h. die Zeit, in der die Hälfte einer bestimmten Menge eines radioaktiven

Elements zerfallen ist. Die Halbwertszeit stellt für jede radioaktive Atomart eine

charakteristische Grösse dar. Sie bewegt sich zwischen 10 9 Jahren und 10 –7 Sekunden

und entspricht der Stabilität eines Atomkerns. Je länger die Halbwertszeit, desto

stabiler sind die Atomkerne.

55


B a s i s w i s s e n C h e m i e

m

1

2 0 2 -1 2 -2 2 -3 2 -4 2 -5 2 -6 2 -7

Li

0.5

He

0.25

0.125

0.0625

0.03125

0

1

2 3 4 5 6 7 T½

Abb. 2.17 Zusammenhang zwischen Halbwertszeit und Massenänderung einer gegebenen Stoffportion

(T 1/2: Halbwertszeit)

Der Verlauf der Kurve in Abb. 2.17 wird durch die Funktion m t

= 2 T 1/2

beschrieben.

0 m

m t : Masse der radioaktiven Atome zur Zeit t

m 0 : Masse der radioaktiven Atome zur Zeit t = 0

t: abgelaufene Zeit

T 1/2 : Halbwertszeit der radioaktiven Atome

Tabelle 2.12 Halbwertszeiten einiger natürlicher radioaktiver Atome

Atomart (Nuklid) Halbwertszeit ausgesandte Strahlung

238 U 4,468 · 10 9 a α, γ

226 Ra 1600 a α, γ

210 Po 138, 38 d α, γ

137 Cs 30,1 a β

60 Co 5,272 a β

90 Sr 25,5 a β

131 I 0,04 d β

14 C 5730 a β

–t

56


2 A t o m e u n d i h r e B a u s t e i n e

40 60 80 100 120 t

1.0

226 Ra

0.8

0.6

0.4

0.2

m 0

0 20

137 Cs

90 Sr

60 Co

Abb. 2.18 Graphische Darstellung der Halbwertszeiten von 226 Ra, 137 Cs, 90 Sr und 60 Co

14 C-Methode zur Altersbestimmung

Radioaktive Isotope lassen sich zur Bestimmung des Alters von kohlenstoffhaltigem

Material (organische Stoffe) verwenden (Radiocarbon-Methode). Natürlicher

Kohlenstoff enthält in sehr geringen Mengen das radioaktive Nuklid 14 C, das

durch Einwirkung von Neutronen aus der Höhenstrahlung auf atmosphärischen

Stickstoff entsteht.

14 0 14 1 7 N + 1 n ➝ 6 C +

p Bildung von 14 C

14 6 C ➝

14 7 N + e – Zerfall von 14 C

Weil sich im Laufe der Erdgeschichte ein Gleichgewicht zwischen dem radioaktiven

Zerfall von 14 C und seiner Neubildung aus Stickstoff eingestellt hat, ist

in der Luft ein konstanter Gehalt an radioaktivem Kohlenstoffdioxid (einer Verbindung

aus Kohlenstoff und Sauerstoff, CO 2 ) vorhanden. Die Pflanzen nehmen für die

Kohlenstoffdioxid-Assimilation radioaktives (mit 14 C) und inaktives (mit 12 C) Kohlenstoffdioxid

ohne Unterschied auf und bilden daraus Stärke oder Cellulose. Lebewesen,

die sich von den Pflanzen ernähren, lagern den Kohlenstoff in ihr Gewebe

ein, wobei das Verhältnis zwischen radioaktivem und inaktivem Kohlenstoff gleich

bleibt wie in der Atmosphäre. Nach dem Absterben der Pflanze oder des Tiers hört

der Stoffwechsel auf, und der Gehalt an 14 C sinkt als Folge des radioaktiven Zerfalls.

Durch die Bestimmung der Radioaktivität einer Kohlenstoffprobe aus Holz, Kohle,

57


B a s i s w i s s e n C h e m i e

Knochen, Haut, Horn oder anderen pflanzlichen oder tierischen Überresten lässt

sich deshalb die Zeit bestimmen, die seit der Bindung des Kohlenstoffdioxids aus

der Atmosphäre verstrichen ist. Die 14 C-Methode erlaubt eine Datierung von Gegenständen

bis etwa 50 000 Jahre in die Vergangenheit zurück.

Beispiel:

– In einem Gramm Kohlenstoff eines Lebewesens zerfallen pro Minute 15,3 14 C-

Nuklide. Wie alt ist eine Gewebeprobe, von der noch 7,7 Atome pro Minute

zerfallen?

Da die Radioaktivität um die Hälfte zurückgegangen ist (die Masse der radioaktiven

Nuklide hat sich halbiert), beträgt das Alter des Stoffs gerade die Halbwertszeit

von 14 C, nämlich 5730 Jahre.

–t

Mit Hilfe der Gleichung m t

= 2 T 12

(Abb. 2.17) lässt sich das Alter für beliebige

m o

Massenveränderungen und radioaktive Atome berechnen (für m t und m 0 können

auch die Stoffmengen n t und n 0 bzw. die Anzahl radioaktiver Nuklide N t und

N 0 eingesetzt werden).

Für vorliegende Aufgabe gilt:

N 0 = 15,3; N t = 7,7

–t

N t = 2

T1/2

N o


–t

7,7 = 2

5730 / log

15,3

log 7,7 = –t · log 2 ➝

15,3 5730

–0,3 = – –t · 0.3 ➝

5730

t = 5730 a

58


2 A t o m e u n d i h r e B a u s t e i n e

Ü B U N G E N Z U M K A P I T E L 2

2.1 Kohlenstoff und Wasserstoff können verschiedene Verbindungen miteinander bilden.

Die Massenverhältnisse bei derartigen Versuchen wurden wie folgt gemessen:

Massenverhältnis Wasserstoff: Kohlenstoff

m(H) in g m(C) in g

0,0839 : 1

0,168 : 1

0,252 : 1

0,336 : 1

Weshalb bestätigen diese Messungen die Atomhypothese von Dalton?

2.2 Welcher Versuch führt zur Erkenntnis, dass es zwei verschiedene Ladungen gibt?

2.3 Wie verändert sich die elektrostatische Kraft zwischen zwei elektrisch geladenen Körpern,

wenn der Abstand vervierfacht und die Ladung jedes Körpers verdoppelt wird.

2.4 Die zwischen zwei elektrisch geladenen Körpern herrschende Kraft soll dreimal

grösser (fünfmal kleiner; siebenmal grösser) werden. Welche Änderung ist nötig,

wenn die Ladungen der beiden Körper konstant bleiben sollen?

2.5 In der Hauptstromleitung eines Haushalts erreicht die Stromstärke einen Wert von

6,15 A (verschiedene elektrische Geräte sind gleichzeitig eingeschaltet). Wie gross ist

die Ladungsmenge Q, die in einer Stunde durch den Stromzähler fliesst?

2.6 In einem kleinen, tragbaren Radiogerät fliesst ein Strom mit der Stärke I = 25 mA.

Wie lange dauert es, bis die Batterie die Ladungsmenge Q = 2 C durch den Stromkreis

befördert hat?

2.7 Viele Elemente bestehen aus Atomen gleicher Protonen-, aber unterschiedlicher

Neutronenzahl (Isotope). Welches Experiment führte zur Entdeckung der Isotope?

2.8 Berechnen Sie das gewogene Mittel der Isotope 14 N: 99,63 % und 15 N: 0,37 %.

2.9 Worin unterscheidet sich ein Kathodenstrahlrohr von einem Kanalstrahlrohr im

Aufbau?

Welche Entdeckungen wurden mit diesen beiden Röhren gemacht (kurze Beschreibung

des Experiments; Interpretation)?

2.10 a) geg: N = 3 · 10 30 Atome; ges: n = ?

b) geg: n = 4,75 mol; ges: N = ?

2.11 Gegeben ist das Element Quecksilber (im Periodensystem Nr. 80).

a) Welche Masse besitzt ein Quecksilberatom in u bzw. in g?

b) Wie viele Atome Quecksilber sind in 200,59 g Quecksilber enthalten?

c) Wie viele Atome Quecksilber enthalten 2,5 mol Quecksilber?

59


B a s i s w i s s e n C h e m i e

2.12 In einem Liter einer Flüssigkeit (reiner Stoff) sind 17,133 mol des entsprechenden

Stoffs enthalten. Die Masse dieses Liters beträgt 789,3 g. Welche Masse besitzt ein

Teilchen des Stoffs (in Gramm)?

2.13 Definieren Sie die Begriffe Stoffmenge und atomare Masseneinheit und zeigen Sie,

welcher Zusammenhang zwischen diesen beiden Begriffen besteht.

2.14 Gegeben sind 200 g Eisen.

a) Um wie viel Mol handelt es sich?

b) Wie viele Atome sind in 200 g Eisen enthalten?

2.15 Wie lautet die Formel der Verbindung, wenn 1 g Magnesium mit 2,913 g Chlor reagiert?

2.16 Die schwedische Industriestadt Västerås liegt 1470 km von Bern entfernt. Der Radius

eines Platin-Atoms beträgt 137,3 · 10 –12 m.

a) Wie viele Platin-Atome haben hintereinander zwischen den beiden Städten

Platz?

b) Welcher Stoffmenge (n) entspricht diese Anzahl Platin-Atome?

c) Welche Masse besitzt diese Stoffmenge Platin?

2.17 Ergänzen Sie die folgende Tabelle (für jeweils ein Atom):

Element Nukleonen Anzahl Anzahl Anzahl Masse eines

zahl Protonen Elektronen Neutronen Atoms in g

Quecksilber 201 80

Sauerstoff 16 8

Calcium 40 20

Wasserstoff 1 1

2.18 Ergänzen Sie die folgende Tabelle (für jeweils ein Atom):

Element Atommasse in u Anzahl Anzahl Anzahl

(gerundet) Protonen Elektronen Neutronen

201 80

16 8

40 20

1 1

60


2 A t o m e u n d i h r e B a u s t e i n e

2.19 Ordnen Sie jedem der 7 Nuklidsymbole in der linken Spalte die zugehörige Eigenschaft

zu (rechte Spalte), indem sie die beiden Spalten mit einem Strich verbinden.

(Zu jedem Symbol passt genau eine Eigenschaft.)

32 S Neutronenzahl = 22

35 Cl Nukleonenzahl = 35

18 O Protonenzahl = Neutronenzahl

1 H Ordnungszahl = 8

40 Ar Protonenzahl = 35

31 P Besitzt 15 Elektronen

80 Br Neutronenzahl = 0

2.20 Quecksilber hat eine Dichte von 13,6 g/cm 3 .

a) Welche Stoffmengenkonzentration (mol/L) hat reines Quecksilber?

b) Welches Volumen nehmen 100 g Quecksilber ein?

c) Welche Masse besitzt ein halber Liter Quecksilber?

2.21 In den Naturwissenschaften wird die Konzentration eines Stoffs oft in Mol pro Liter

(mol/L; Stoffmengenkonzentration) angegeben. Wie gross ist die Stoffmengenkonzentration

von reinem Wasser? (Formel eines kleinsten Wasserteilchens: H 2 O. Die

Masse von 1 Liter Wasser beträgt 1000 g.)

2.22 Wie lässt sich zeigen, dass die von radioaktiven Elementen ausgehenden Strahlen

sowohl aus positiv wie auch aus negativ geladenen Teilchen bestehen?

2.23 Wenn man α- und β-Strahlen durch ein enges Fenster in eine Kammer schiesst, so

reichert sich in der Kammer allmählich Heliumgas an. Wie kommt es zur Bildung

der neutralen Heliumatome?

2.24 Im Jahre 1902 isolierte Marie Curie 0,1 g Radium ( 226 Ra). Wie viel ist von dieser

Masse heute noch vorhanden?

2.25 Im Grabe des ägyptischen Pharaos Sneferu (um 2625 v. Chr.) fand man einen Balken

aus Zedernholz. Der Kohlenstoff, der aus diesem Balken gewonnen wurde, wies einen

Zerfall von 8 14 C-Nuklide pro Minute und Gramm auf. Wie alt ist der Balken?

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