10.2 Alphabet des Universums
Der Setzkasten in Bild 10.10 ist etwas ganz Besonderes. In jedem Fach befindet sich eine bestimmte Atomsorte. Zusammen ergeben sie das „Alphabet des Universums“.
Im letzten Kapitel hast du erfahren, dass jeder Stoff aus Atomen aufgebaut ist, wie Atome selbst aufgebaut sind und dass sich die Elektronen in der Atomhülle befinden. In diesem Kapitel geht es um die unterschiedlichen Atomsorten.
10.2.1 Chemische Elemente
Jeder Stoff, der durch chemische Methoden nicht mehr in weitere Stoffe getrennt werden kann, wird als (chemisches) Element bezeichnet. Alle Atome eines Elements haben dieselbe Anzahl an Protonen im Kern (Kernladungszahl) – gehören also zur selben Atomsorte. In Bild 10.11 siehst du zum Beispiel einen Kristall, der ausschließlich aus Atomen mit 16 Protonen aufgebaut ist.
Jedes Element hat einen Namen. Das Element mit 16 Protonen heißt „Schwefel“. Ordnest du die Elemente nach ihrer Kernladungszahl, erhältst du die Liste der chemischen Elemente. Sie beginnt mit:
| Protonen | Element |
|---|---|
| 1 | Wasserstoff |
| 2 | Helium |
| 3 | Lithium |
| 4 | Beryllium |
| 5 | Bor |
| 6 | Kohlenstoff |
| 7 | Stickstoff |
| 8 | Sauerstoff |
| … | … |
In der vollständigen Liste befinden sich aktuell 118 Elemente. Elemente bis zu der Kernladungszahl 92 (Element Uran) konnten auf der Erde gefunden werden. Alle Elemente mit noch größerer Kernladungszahl (Transurane) können künstlich hergestellt werden. Elemente mit einer Kernladungszahl von über 100 sind extrem kurzlebig und haben keine praktische Bedeutung.
Die Namen einiger Elemente sind von Namen bedeutender Persönlichkeiten der Wissenschaft abgeleitet, zum Beispiel Curium (Element 96, nach Marie Curie), Einsteinium (Element 99, nach Albert Einstein), Nobelium (Element 102, nach Alfred Nobel, dem Stifter und Namensgeber des Nobelpreises) oder Meitnerium (Element 109, nach Lise Meitner).
Die Namen einiger Transurane sind vom Namen des Ortes ihrer erstmaligen Erzeugung abgeleitet, zum Beispiel Darmstadtium (Element 110 nach Darmstadt in Deutschland) oder Berkelium (Element 97, nach der Stadt Berkeley in Kalifornien).
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10.2.2 Chemische Symbole
Jedes chemische Element besitzt eine Kurzbezeichnung aus einem Großbuchstaben und eventuell noch einem Kleinbuchstaben dahinter. Die Kurzbezeichnung leitet sich aus dem lateinischen Namen des Elementes her. Hier einige Beispiele:
- \(\text{H}\) für Wasserstoff (abgeleitet von Hydrogenium)
- \(\text{He}\) für Helium
- \(\text{O}\) für Sauerstoff (abgeleitet von Oxigenium)
- \(\text{C}\) für Kohlenstoff (abgeleitet von Carbonium)
- \(\text{Co}\) für Kobalt (abgeleitet von Cobaltum)
Chemische Symbole stehen sowohl für ein bestimmtes Element als auch für die Atome dieses Elements.
10.2.3 Periodensystem der Elemente
Die Elemente werden üblicherweise nicht in einer Liste, sondern in einer speziellen Tabelle, dem Periodensystem der Elemente (PSE) (engl. Periodic Table of the Elements) angeschrieben (Bild 10.12).
Darin sind die Elemente prinzipiell mit steigender Kernladungszahl von links nach rechts und von oben nach unten angeordnet. Die vermeintlichen Lücken in der Tabelle entstehen dadurch, dass die Aufteilung auf einzelne Spalten (Gruppen), so gewählt wurde, dass Elemente mit ähnlichen chemischen Eigenschaften untereinander stehen. Die einzelnen Zeilen des Periodensystems werden Perioden genannt.
Zum Beispiel zeichnen sich alle Elemente der letzten Spalte (Helium, Neon, Argon, Krypton,…) dadurch aus, dass sie sich chemisch nicht mit anderen Atomen binden – auch nicht untereinander. Ihre Stoffe bestehen aus einatomigen Molekülen. Da alle Elemente der Gruppe 18 unter Normalbedingungen gasförmig sind, werden sie Edelgase (engl. noble gases) genannt.
Aus Platzgründen wird das Periodensystem oft in einer kompakteren Form dargestellt (Bild 10.13). Dabei wird der mittlere Teil (Elemente der Nebengruppen) herausgetrennt und unter die Elemente der Hauptgruppen platziert.
Das Periodensystem wurde um 1870 von Dmitri Mendelejew und Lothar Meyer unabhängig voneinander entwickelt. Damals waren viele Elemente noch nicht bekannt. Mithilfe der leeren Stellen im Periodensystem war klar, wo noch Elemente fehlen und sogar welche Eigenschaften die unentdeckten Elemente näherungsweise haben müssen.
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10.2.4 Metalle und Nichtmetalle
Alle Metalle (engl. metal) haben ähnliche Eigenschaften. Zum Beispiel:
- sind sie gute elektrische Leiter
- besitzen gute Wärmeleitfähigkeit
- haben eine glänzende Oberfläche („metallischer Glanz“)
- lassen sich verformen
Die meisten Elemente sind Metalle. Sie befinden sich im Periodensystem links unten (Bild 10.14).
Rechts oben befinden sich Nichtmetalle (engl. nonmetal). Anders als Metalle zeigen die Mitglieder der Nichtmetalle teilweise extrem unterschiedliche Eigenschaften. Ihnen gemein ist also oft nur das Fehlen von metallischen Eigenschaften.
Die Trennlinie zwischen Metallen und Nichtmetallen bildet die Diagonale vom Element Bor (\(\text{B}\), Element 5) zum Element Astat (\(\text{At}\), Element 85). Diese Elemente heißen Halbmetalle (engl. metalloid). Sie können von der elektrischen Leitfähigkeit und vom Aussehen her weder den Metallen noch den Nichtmetallen eindeutig zugeordnet werden.
10.2.5 Oktett-Regel
Im Abschnitt über die Atomhülle hast du erfahren, dass jede Schale nur eine begrenzte Anzahl an Elektronen aufnehmen kann. Die Verteilung der Elektronen auf die Schalen findet immer so statt, dass sie den Zustand der geringsten Energie einnehmen. Erst wenn die innerste Schale voll besetzt ist, wird die nächst äußere Schale begonnen. Ab der dritten Schale gelten kompliziertere Besetzungsregeln – der Energie-günstigste Zustand ist also nicht immer eine voll besetzte Schale!
Betrachten wir einige Elektronenkonfigurationen (in der Klammer nach dem Schalennamen steht die maximale Anzahl der Elektronen für diese Schale):
| Element | K (2) | L (8) | M (18) | N (32) | O (50) |
|---|---|---|---|---|---|
| Wasserstoff | 1 | ||||
| Helium | 2 | ||||
| Lithium | 2 | 1 | |||
| … | … | … | |||
| Neon | 2 | 8 | |||
| Natrium | 2 | 8 | 1 | ||
| … | … | … | … | ||
| Argon | 2 | 8 | 8 | ||
| Kalium | 2 | 8 | 8 | 1 | |
| … | … | … | … | … | |
| Krypton | 2 | 8 | 18 | 8 | |
| Rubidium | 2 | 8 | 18 | 8 | 1 |
| … | … | … | … | … | … |
Interessanterweise wird bei Kalium die N-Schale begonnen, obwohl die vorherige M-Schale noch \(18-8=10\) Plätze frei hat. Ebenso bei Rubidium, bei dem die O-Schale begonnen wird, obwohl in der N-Schale sogar noch \(32-8=24\) Plätze frei wären.
Die äußerste Schale der Atome enthält – unabhängig, wie viel Platz noch frei ist – höchstens acht Elektronen. Diese Regel gilt zumindest für Elemente der Hauptgruppe und wird Oktett-Regel (engl. octet rule) genannt. Der Begriff Oktett (lat. octo für acht) bezeichnet eine Gruppe aus acht Teilen.
10.2.6 Atomgröße
Die Atomgröße hängt nicht nur von der Anzahl der Elektronen ab, sondern auch von der Besetzung der Schalen. In Bild 10.15 erhältst du einen Überblick über die Atomgröße der einzelnen Elemente.
Innerhalb einer Hauptgruppe (Spalte) nimmt der Durchmesser der Atome von oben nach unten zu – pro Zeile kommt ja immer eine neue Schale hinzu.
Innerhalb einer Periode (Zeile) nimmt der Atomdurchmesser in den meisten Fällen von links nach rechts ab. Das kannst du dir so erklären: Innerhalb einer Periode bleibt die Zahl der Schalen gleich, aber die Anzahl der Elektronen steigt. Je mehr Protonen im Kern und je mehr Elektronen in der Hülle sind, desto größer werden die anziehenden elektrischen Kräfte zwischen Kern und Hülle – die Hülle schrumpft.
Im Allgemeinen gilt:
Typische Metall-Atome sind besonders groß, haben viele Elektronenschalen und nur wenig Elektronen in der äußersten Schale.
Typische Nichtmetall-Atome sind besonders klein, haben wenige Elektronenschalen und viele Elektronen in der äußersten Schale.
10.2.7 Atomare Masseneinheit
Wenn du Obst kaufst, ist das Kilogramm eine brauchbare Masseneinheit. Ein Proton besitzt aber eine Masse von nur \(1{,}7\cdot 10^{-27}\;\mathrm{kg}\). Für die Angabe von Massen im atomaren Bereich ist das Kilogramm eine unpraktische Einheit. Daher wird die Masse des Wasserstoff-Atoms (des leichtesten Elements) als Bezugsmasse verwendet und für die Angabe von Atommassen die relative Atommasse (engl. relative atomic mass) verwendet. Hinter die Zahl wird die Einheit \(\mathrm{u}\) ( atomare Masseneinheit (engl. unit)) geschrieben. Eine Masse von \(4\;\mathrm{u}\) bedeutet also die vierfache Masse eines Wasserstoff-Atoms. Die Zahl selbst (in unserem Beispiel die Vier) wird Massenzahl genannt.
Aus messtechnischen Gründen wird für die atomare Masseneinheit nicht die Masse des Wasserstoff-Atoms, sondern \(\tfrac{1}{12}\) der Masse eines isolierten Kohlenstoff-Atoms mit sechs Protonen und sechs Neutronen verwendet. Ihr Wert in Kilogramm ist:
Atommasseneinheit: \[\begin{equation} 1\;\mathrm{u}=1{,}66\cdot 10^{-27}\;\mathrm{kg} \tag{10.1} \end{equation}\] |
Die atomare Masseneinheit wird manchmal auch als Dalton bezeichnet (Einheitenzeichen: \(\mathrm{Da}\)), benannt nach John Dalton.
Die relative Atommasse für jedes Element findest du in jedem ausführlichen Periodensystem der Elemente.
10.2.8 Isotope
Die Neutronen im Kern haben die Aufgabe, die Protonen gegen ihre elektrische Abstoßung zu binden. Daher benötigt ein Wasserstoff-Atom eigentlich keine Neutronen. Tatsächlich kommen in der Natur aber auch Atome mit einem Proton und einem Neutron (Deuterium) und sogar mit einem Proton und zwei Neutronen (Tritium) vor (Bild 10.16).
Da nur die Anzahl der Protonen entscheidend für das chemische Element ist, handelt es sich bei allen drei Atomen um Wasserstoff-Atome. Atome eines Elements, die sich nur durch die Anzahl der Neutronen unterscheiden, werden als Isotope (engl. isotopes) des Elements bezeichnet.
In Bild 10.17 siehst du, wie Atomkerne (Nuklide) von Isotopen mit Zahlenzusätzen vor dem Elementsymbol gekennzeichnet werden. Die obere Zahl steht für die Massenzahl (Anzahl der Neutronen und Protonen) und die untere Zahl bedeutet die Kernladungszahl oder Ordnungszahl (Anzahl der Protonen). Die Kernladungszahl ist durch die Angabe des Elements eigentlich schon bestimmt – sie wird nur zur Bequemlichkeit mit angegeben.
Hier ein paar Beispiele für Nuklide
\({}^{2}_{1}\mathrm{H}\) Wasserstoffkern mit einem Proton und \((2-1)=1\) Neutronen, auch als Wasserstoff-2 oder Deuterium bezeichnet.
\({}^{12}_{\,\,6}\mathrm{C}\) Kohlenstoffkern mit sechs Protonen und \((12-6)=6\) Neutronen, auch als Kohlenstoff-12 bezeichnet.
\({}^{238}_{\,\,92}\mathrm{U}\) Urankern mit 92 Protonen und \((238-92)=146\) Neutronen, auch als Uran-238 bezeichnet.
Die Isotope eines Elements verhalten sich chemisch absolut gleich, können aber aufgrund ihrer unterschiedlichen Masse physikalisch unterschieden werden (Massenspektrograph).
10.2.9 Isotopengemische
Vielleicht hast du dich schon über die „krummen“ Zahlen bei den relativen Atommassen der Elemente im Periodensystem gewundert. Bedenkst du, dass die Masse der Elektronen eines Atoms fast keine Rolle spielt, sollten doch alle relativen Atommassen nahezu ganze Zahlen sein. Stattdessen findest du zum Beispiel \(24{,}3\;\mathrm{u}\) bei Magnesium und \(35{,}5\;\mathrm{u}\) bei Chlor. Wie kann das sein?
Fast jedes natürlich vorkommende Element ist ein Mix aus mehreren Isotopen. In Bild 10.18 siehst du die Anteile für die Elemente Bor, Magnesium und Chlor. Die relative Atommasse des Elements ist also immer der gewichtete Mittelwert seiner Isotope. Für Bor erhältst du:
\[ \begin{aligned} (0{,}8\cdot11\;\mathrm{u})+(0{,}2\cdot10\;\mathrm{u}) = {} & \\ 8{,}8\;\mathrm{u}+2{,}0\;\mathrm{u} = {} & 10{,}8\;\mathrm{u}\\ \end{aligned} \]
Und für Magnesium:
\[ \begin{aligned} (0{,}79\cdot24\;\mathrm{u})+(0{,}1\cdot25\;\mathrm{u})+(0{,}11\cdot26\;\mathrm{u}) = {} & \\ 18{,}9\;\mathrm{u} + 2{,}5\;\mathrm{u} + 2{,}9\;\mathrm{u} = {} & 24{,}3\;\mathrm{u}\\ \end{aligned} \]
Einige Elemente wie zum Beispiel Fluor, Aluminium oder Gold kommen in der Natur nur mit einem einzigen Isotop vor. Diese Elemente werden Reinelemente genannt, alle anderen Mischelemente. Natürlich vorkommendes Zinn ist sogar ein Mix aus bis zu 10 Isotopen!
Links:
- Applet: Isotopengemische
