Grundlagen der Atomstruktur und chemischen Bindungen

Atomare Eigenschaften und Aufbau

Ein Atom charakterisiert sich durch verschiedene Größen und besteht aus drei fundamentalen Teilchen: Protonen, Elektronen und Neutronen.

Ordnungszahl (Z)

Die Ordnungszahl gibt die Anzahl der Protonen im Atomkern an. Sie bestimmt die Position eines Elements im Periodensystem. Bei einem elektrisch neutralen Atom entspricht die Ordnungszahl auch der Anzahl der Elektronen.

Massenzahl (A)

Die Massenzahl ist die Gesamtzahl der Nukleonen, also die Summe der Protonen und Neutronen im Atomkern.

Elektronen in der Atomhülle

Die vier Quantenzahlen

Quantenzahlen beschreiben den Zustand eines Elektrons in einem Atom:

• Hauptquantenzahl (n): Beschreibt das Energieniveau (Schale). Werte: n = 1, 2, 3, ...
• Nebenquantenzahl (l): Beschreibt die Form des Orbitals (Unterschale). Werte: l = 0, 1, ..., (n-1)
• Magnetquantenzahl (m): Beschreibt die räumliche Ausrichtung des Orbitals. Werte: m = -l, ..., 0, ..., +l
• Spinquantenzahl (s): Beschreibt den Eigendrehimpuls des Elektrons. Werte: s = +1/2 oder -1/2

Elektronenkonfiguration

Die Verteilung der Elektronen auf die Orbitale folgt einer bestimmten Reihenfolge (Aufbauprinzip):
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7p⁶

Übung zu Quantenzahlen

Überprüfung der Gültigkeit von Quantenzahl-Sätzen:

• a) (3, 2, -2, +1/2): Möglich, da alle Werte innerhalb der erlaubten Bereiche liegen.
• b) (4, 0, 1, +1/2): Nicht möglich. Wenn die Nebenquantenzahl l = 0 ist, muss die Magnetquantenzahl m ebenfalls 0 sein.
• c) (2, 2, 1, -1/2): Nicht möglich. Wenn die Hauptquantenzahl n = 2 ist, kann die Nebenquantenzahl l nur die Werte 0 oder 1 annehmen.
• d) (2, -1, 0, 0): Nicht möglich. Die Nebenquantenzahl l kann nicht negativ sein. Zudem kann die Spinquantenzahl s nur die Werte +1/2 oder -1/2 annehmen.

Chemische Bindungen

Kovalente Bindung

Sie entsteht, wenn Atome Elektronenpaare teilen, um eine stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dies geschieht typischerweise zwischen Nichtmetallen oder zwischen Nichtmetallen und Wasserstoff.

Arten kovalenter Bindungen

• Unpolare Bindung: Entsteht zwischen Atomen mit gleicher oder sehr ähnlicher Elektronegativität. Das bindende Elektronenpaar wird von beiden Kernen gleich stark angezogen.
• Doppelbindung: Zwei Atome teilen sich zwei Paare von Elektronen.
• Dreifachbindung: Zwei Atome teilen sich drei Paare von Elektronen.

Ionenbindung

Sie entsteht durch die Übertragung von Elektronen von einem Metall auf ein Nichtmetall. Das Atom, das Elektronen abgibt, wird zu einem positiv geladenen Kation. Das Atom, das Elektronen aufnimmt, wird zu einem negativ geladenen Anion. Beide Ionen werden durch elektrostatische Anziehungskräfte zusammengehalten.

Beispiel: Periodische Eigenschaften

Einordnung der Elemente (Z=38 und Z=52)

• Z = 38 (Strontium): Das Element befindet sich in der 5. Periode. Die Valenzschale ist 5s². Es steht in der 2. Gruppe (Erdalkalimetalle) und gehört zum s-Block.
• Z = 52 (Tellur): Das Element befindet sich ebenfalls in der 5. Periode. Die Valenzschale ist 5s²5p⁴. Es steht in der 16. Gruppe (Chalkogene) und gehört zum p-Block.

Vergleich der Eigenschaften

Beide Elemente befinden sich in derselben Periode. Innerhalb einer Periode nimmt der Atomradius mit steigender Ordnungszahl (Z) ab. Das liegt daran, dass die Anzahl der Protonen im Kern zunimmt, was eine stärkere Anziehungskraft auf die Valenzelektronen ausübt. Folglich ist das Atom mit Z = 52 kleiner als das Atom mit Z = 38.

Aus dem kleineren Radius ergeben sich weitere Eigenschaften für das Atom mit Z=52:

• Höhere Ionisierungsenergie
• Höhere Elektronenaffinität
• Höhere Elektronegativität