CHEMIE Atombau und Bindungslehre 2/4

• jede Verbindung hat eine konstante Zusammensetzung. 
• oft können zwei Elemnte, je nach Bedinungen, verschiedene binäre Verbindungen bilden. Diese unterscheiden sich im Zahlenverhältnis der Atome und damit im Massenverhältnis der Elemente.
• Formel: setzt sich aus den Symbolen der geundenen Elemente und tiefgestellten Indices für das Atomverhältnis zusammen. Der Index steht immer hinter dem Symbol auf das er sich bezieht.

• Wanderung von Ladungen
• nur in Leitern (nicht in Isolatoren) mögich
• Vorraussetzung ist eine Spannung
• Anordnungen die elektrischen Strom liefern, heissen Strom-oder Spannungsquallen

Atome bestehen aus:

• Elektronen e^-, negative Elementarladung -1.602x10¹⁹ C, und einer Masse von 0.0005u, befinden sich in der Atomhüle
• Protonen p⁺, positive Elementarladung +1.602x10¹⁹ C und einer Masse von 1.0073u, befinden sich im Kern
• Neutronen n⁰, keine Ladung und eine Masse von 1.0087u, befinden sich im Kern

• positv geladener Kern, beinhaltet praktisch die gesamte Masse des Atoms, Durchmesser aber sehr klein
• Hülle mit negativ geladenen Elektronen, die den Kern umkreisen
• Elektronen = Protonen = elek. Neutral
• Ladung des Kerns = Protonenzahl

• Protonenzahl = Ordnungszahl = Kernladungszahl
• Atome versch. Elemente unterschiedensich immer in der Protonenzahl
• Nukleonen = Protonen + Neutronen, werden imKern durch starke Kernkraft (unabhängig von dder Ladung, wirkt v.a. zwischen beachbarten Nulkeonen) zusammengehalten.
• Atome eines Elements stimmen in der Protonenzahl überein, können sich aber in der Neutronenzahl und somit in der Atommasse unterscheiden. (Isotope)
• Zur genauen Charakterisierung wird daher die Nukleonenzahl (Anzahl Protonen + Anzahl Neutronen) oberhalb des Elementsymbols angegeben, unterhalb des Elementsymboles wir die Ordnungszahl angegeben. 
• Als Reinelemente bezeichnet man Elemente mit nur einer Nuklidsorte, als Mischelemente Elemente mit mehreren Nuklidsorten.

Nicht alle Atomkerne sind stabile manche geben spontan Strahlung ab und wandeln sich dabei in andere Elemente um. Es gibt drei Sorten von Strahlungen:

•  α-Strahlen bestehen aus zwei Protonen und zwei Neutronen, haben also die Ladung +2, ihre Masse ist 4u
• β-Strahlen bestehen aus einem Elektron, haben also die Ladung -1
• γ-Strahlen sind elektromagnetische Wellen, welche keine Elementarteilchen enthalten

Man sieht nun, dass bei jeder α-Strahlung die Ordnungszahl um 2 abnimmt, da sich zwei Protonen entfernen, dies führt dazu dass die Elemente so in andere Elemente zerfallen und die Energie wird z.B. in Form von y-Strahlen abgegeben.

• Ionen sind geladene Teilchen. Die Ionenladung wird als arabische Zahltmit dem entsprechenden Ladungszeichen rechts oben neben dem Symbol geschrieben.
• Elektronen eines Atoms lassen sich durch Zufuhr von Energie abspalten. Die Ionisierungsenergie ist umso grösser, je energieärmer das abzuspaltende Elektron ist. Energiearme Elektroenn werden vom Kern strärker angezogen, weil sie ihm näher sind.
• Die IE für Elektronen eines Atoms nehmen mit jedem abgespaltenen Elektron zu. Die Zunahme ist aber nicht gleichmässig. Grosse Differenzen in den IE zeigen, dass sich die betreffenden Elektronen in ihrer Energie stark unterscheiden. Sie werden verschiedenen Energiestufen zugerechnet. Die Verteilung der Elektronen auf die maximal sieben Energiestufen (K-Q) nennt man Elektronenkonfiguration.
• Die Elektronen befinden sich also rund um den Kern auf verschiedenen Schalen, welche verschiedene Radien aufweisen. Die Zahl der Elektronen pro Schalle ist jedoch beschränkt. Sie wird mit der Formel für die maximale 

• Die Elektronen befinden sich also rund um den Kern auf verschiedenen Schalen, welche verschiedene Radien aufweisen. Die Zahl der Elektronen pro Schalle ist jedoch beschränkt. Sie wird mit der Formel für die maximale Elektronenzahl beschrieben, Z = 2n² wobei n der Zahl entspricht, welche die Schale erhält wenn man die Schalen von aussen nach innen durch nummeriert. Die Elektronen werden nun so von aussen nach innen auf die Schalen verteilt.
• Achtung! Bei den Schalen n>2, müssen sich zuerst auf der energiereicheren Schale Elektronen befinden, bevor diese ganz aufgefüllt werden können, daher könne auf diesen Aussenschalen zuerst nur max. 8 Elektronen vorhanden sein. Dies hat seine Begründung darin, dass die energiereichsten Elektronen dieser Schalen höhere Energien haben als die energieärmsten der nächsten Schale.
• Diese Elektronen auf der Aussenschale sind von der Chemie her gesehen von grosser Bedeutung, man nennt sie Valenzelektronen (VE).
• Das Atom ohne VE wird als Atomrumpf bezeichnet, welcher positiv geladen ist. Die Rumpfladungszahl (RL) entspricht also der Zahl der VE.

• Die Elemente lassen sich grob in die Elementgruppen Metalle, Nichtmetalle und Halbmetalle einteilen.
• Sie können aber noch weiter einteilen lassen, z. B. in die Gruppe der Alkalimetalle (geringe Dichte, tiefe Schmelztemperatur und weich) oder in die Halogene (reaktionsfreudige Nichtmetalle) oder in die Edelgasse (sehr reaktionsträge).
• Das Gesetz der Periodizität besagt, dass, wenn man die Elemente nach steigender Atommasse ordnet, chemische ähnliche Elemente in einer bestimmten Reihenfolge auftreten.
• Das Periodensystem besteht zum einen aus den horizontalen Linien (Periode), in welchen die Elemente gemäss ihrer Ordnungszahl sortiert sind
• und in der senkrechten Linie (Gruppe) in der die Elemente gemäss ihren chemischen Eigenschaften sortiert sind.
• Man unterscheidet zwischen den 8 Hauptgruppen und den 10 – 24 Nebengruppen(Übergangsmetalle),
• Die Nebengruppen werden im gekürzten Periodensystem nicht dargestellt.
• Die Elemente einer Hauptgruppe haben immer dieselbe Anzahl Valenzelektronen.
• Die Atome der Elemente einer Periode besitzen dieselbe Schalenzahl, unterscheiden sich jedoch in der Zahl der Valenzelektronen und sind daher chemisch nicht miteinander verwandt.
• Die Zahl der Schalen entspricht der Periodennummer, die Zahl der Valenzelektronen entspricht der Gruppennummer.
• Bei den Übergangsmetallen werden die nicht vollbesetzen Aussenschalen aufgefüllt, sie haben mit wenigen Ausnahmen zwei Elektronen auf der äussersten Schale.

1. HG Alkalimetalle (sehr reaktionsfreudig) à geben Elektronen ab
2. HG Erdalkalimetalle (reaktionsfreudig) à geben Elektronen ab
3. HG Borgruppe
4. HG Kohlenstoffgruppe
5. HG Stickstoffgruppe
6. HG Sauerstoffgruppe
7. HG Halogene (sehr reaktionsfreudig) à nehmen Elektronen auf
8. HG Edelgase