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Aufbau der Atome - Referat



a)Allgemeines:
Atome und deren Bestandteile sind zu klein, um sie zu beobachten. Wie sie wirklich ausschauen, weis niemand. Man sucht sich ein Modell, dieses soll möglichst vielen Experimenten standhalten. Ein Modell ist gut, wenn es das Verhalten der Stoffe erklärt.

b)Schalenmodell nach Bohr:

Der Kern hat Protonen und Neutronen.
Die Elektronen kreisen in bestimmten Schalen um den Kern.

c) Orbital Modell:
Das Elektron hat keine Bahn und keine bestimmte Geschwindigkeit. Es befindet sich aber mit hoher Wahrscheinlichkeit (zu 90%) in einem bestimmten Raum. Diesen Raum nennt man Orbital.

d) Der Atomkern:
Durchmesser des Atoms: 5*10-10 m = 0,000 000 000 5 m
Kerndurchmesser ca. 10-14 m
10 Tausend Kerne aneinander gereiht ergeben den Atomdurchmesser.
Größen Vergleich: Stecknadelkopf - Klasse
Nuss - Stephansdom
1 Atomkern enthält Protonen und Neutronen
Protonen: p+, positiv geladen; relative Masse: 1u, absolute Masse: 1,67*10-27 kg; die Anzahl der Protonen nennt man auch Ordnungszahl (sie legt die Reihenfolge im Periodensystem fest). Sie bestimmt das Element. Kohlenstoff hat immer 6 Protonen. Man nennt diese Zahl auch Kernladungszahl.
Neutronen: n, sind nicht geladen, verhindern das gegenseitige Abstoßen von Elektronen. Absolute Masse: u, kann bei einem Element verschieden sein. Z.B.: Kohlenstoff kann 6, 7 oder 8 Neutronen haben.
Die Massenzahl: Neutronen + Protonen
Protonenzahl->6C12<-Massenzahl

e) Elektronenhülle nach dem Orbitalmodell:
e1) Eigenschaften:
&#61692; Elektronen sind negativ geladen (gleichen die Protonenladung aus).
&#61692; Die Anzahl bestimmt das chemische Verhalten eines Atoms.
&#61692; Beim ungeladenen Atom ist die Anzahl der Protonen gleich der Anzahl der Elektronen.
&#61692; Elektronen die sich näher beim Kern befinden haben weniger Energie, als Elektronen, die sich weiter außen befinden.
&#61692; Elektronen haben die relative Masse 0 (absolute Masse ist 1/2000 von der Protonenmasse)
&#61692; Sie halten sich in Orbitalen auf

e2) Gesetze zum Auffüllen von Orbitalen:
Pauliprinzip: Jedes Orbital darf mit max. 2 e- besetzt werden,
die unterschiedlichen Spin (Eigenrotation)
haben.
Hundt’sche Regel: Orbitale mit niedriger Energie werden
zuerst besetzt. Energie gleiche Orbitale
werden zuerst mit je einem e- gesetzt.

e3) Form der Orbitale:
kugelförmige Orbitale:
Kugelförmige Orbitale werden mit s bezeichnet (1s, 2s, 3s,
4s, 5s, …). Das 1 s hat die wenigste Energie. Sie sind
einteilig.

keulenförmige Orbitale:
Sie heißen p Orbitale(2p, 3p, 4p, …). Sie sind 3-teilig (px, py,
pz). In jeden Teil dürfen max. 2 e- hinein.
Die 3-Teile sind energiegleich.

kompliziert gebaute Orbitale:
Heißen d-Orbitale (d1, d2, d3,
d4, d5). Ein d-Orbital mit allen
Teilen kann max. mit 10 e- gefüllt werden. Es gibt 3d, 4d,
5d,…

e4) Energie Schema:
Siehe Rückseite Periodensystem. (Darf immer verwendet
werden!)

e5) Zeichnung von Orbitalen:
bis inklusive Magnesium können.






e6) Elektronenkonfigurationen (=Anordnungen in Orbitalen ohne
Zeichnung):
bis 36KR
z.B.: Eisen: 26Fe: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d12, 3d21, 3d31,
3d41, 3d51
Chlor: 17Cl: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3px2, 3py2, 3pz1
Kalium: 19K: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1

f)Isotope:
Das sind Atome mit gleicher Kernladungszahl (aber unterschiedlicher Massenzahl).
Z.B.: 6C12 ist der normale Kohlenstoff und hat 6p+ und 6n
6C13 ist das Kohlenstoff 13 Isotop und hat 6p+ und 7n
6C14 ist das Kohlenstoff 14 Isotop und hat 6p+ und 8n
Isotopen reagieren chemisch gleich (haben dieselbe Anzahl von Elektronen) sind aber verschieden schwer (haben unterschiedliche Radioaktivität).
6C12 strahlt nicht; 6C13 und 6C14 sind radioaktive Strahler.

g)Ionen (=geladene Atome):

Verliert das Natrium sein e- der Außerschale, so hat es nur mehr 10e-, aber weithin 11p+. Es ist weiterhin positiv geladen und wird als Ion bezeichnet.
Positivgeladene Ionen nennt man KATIONEN.

Das Chlor nimmt gerne in die M-Schale ein e- auf. Es hat dann 18e-, aber nur 17p+ und ist daher negativ geladen.
Negative Ionen nennt man ANIONEN.

Regel:
Atome mit 1 Außenelektron (Li, Na, K,…) geben dieses gerne ab.
Atome mit 2 Außenelektron (Be, Mg, Ca,…) geben 2 ab.
Atome mit 3 Außenelektron (B, Al, Ga,…) geben 3 ab.

Atome mit 5 Außenelektron (N, P, As,…) nehmen gerne 3 auf.
Atome mit 6 Außenelektron (O, S, Se,…) nehmen gerne 2 auf.
Atome mit 7 Außenelektron (F, Cl, Br,…) nehmen gerne 1 auf.
Beispiele:
Welche und wie viele Elementarteilchen hat ein Ca-Ion?
p+ n e-
Ca-Ion 20 20 18
Mg-Ion 12 12 10
F-Ion 9 10 10

Dieses Referat wurde eingesandt vom User: Schnitti




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