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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