Grundlagen der Chemie: Atommodelle, Elemente und Bindungen

Grundlagen der Atomtheorie und -modelle

Daltons Atomtheorie

• Materie besteht aus sehr kleinen, unteilbaren Teilchen, den Atomen.
• Atome desselben Elements haben die gleiche Masse und chemische Eigenschaften.
• Die Bildung jeder Verbindung erfolgt durch die Vereinigung von Atomen verschiedener Elemente in festen Zahlenverhältnissen.

Historische Atommodelle

• Thomsons Atommodell (1897): Das Atom ist elektrisch neutral und besteht aus einer massiven Kugel positiver Ladung, in die Elektronen eingebettet sind (Rosinenkuchen-Modell).
• Rutherfords Atommodell: Der Großteil des Atoms ist leerer Raum; in seiner Mitte, dem Kern, sind positive Ladungen und der Großteil der Masse des Atoms konzentriert.
• Bohrs Atommodell: Das Atom besteht aus einem dichten Kern mit positiver Ladung und einer Hülle, in der die Elektronen auf bestimmten Bahnen (Schalen) verteilt sind.
  • 1. Schale: maximal 2 Elektronen
  • 2. Schale: maximal 8 Elektronen
  • 3. Schale: maximal 18 Elektronen

Elektrisierung von Körpern

Ein Körper kann auf verschiedene Weisen elektrisiert werden:

• Reibung
• Kontakt
• Induktion

Eigenschaften von Elementen und Periodensystem

Halbwertszeit

Die Halbwertszeit ist die Zeit, die eine große Anzahl von Kernen desselben Typs benötigt, um zur Hälfte zu zerfallen.

Metalle

• Gute Leiter von Wärme und elektrischem Strom.
• Zeigen charakteristischen Glanz.
• Sind formbar und dehnbar.
• Neigen dazu, Elektronen zu verlieren und positive Ionen (Kationen) zu bilden.

Nichtmetalle

• Schlechte Leiter von Wärme und elektrischem Strom.
• Können bei Raumtemperatur in jedem Aggregatzustand gefunden werden.
• Neigen dazu, Elektronen aufzunehmen und negative Ionen (Anionen) zu bilden.

Edelgase

• Existieren als isolierte Atome.
• Sind chemisch sehr stabil und bilden keine Verbindungen.

Wasserstoff

Wasserstoff ist weder ein Metall noch gehört er zu einer spezifischen Gruppe im Periodensystem.

Valenzelektronen und Periodensystemgruppen

• Alkalimetalle (Gruppe 1): 1 Valenzelektron
• Erdalkalimetalle (Gruppe 2): 2 Valenzelektronen
• Borgruppe (Gruppe 13): 3 Valenzelektronen
• Kohlenstoffgruppe (Gruppe 14): 4 Valenzelektronen
• Stickstoffgruppe (Gruppe 15): 5 Valenzelektronen
• Chalkogene (Gruppe 16): 6 Valenzelektronen
• Halogene (Gruppe 17): 7 Valenzelektronen
• Edelgase (Gruppe 18): 8 Valenzelektronen (Ausnahme: Helium mit 2 Valenzelektronen)

Chemische Bindungen

Lewis-Theorie

Atome kombinieren sich, um eine stabile Elektronenkonfiguration zu erreichen, wobei maximale Stabilität mit der Edelgaskonfiguration erreicht wird.

Chemische Bindung

Eine chemische Bindung ist die Anziehungskraft, die die Teilchen, die einen Stoff bilden, zusammenhält.

Ionische Bindung

Die ionische Bindung ist die elektrostatische Anziehungskraft zwischen Ionen mit entgegengesetzten Ladungen.

• Metallische Elemente: Neigen dazu, ein oder mehrere Elektronen aus der Valenzschale zu verlieren, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen und Kationen (positive Ionen) zu bilden.
• Nichtmetallische Elemente: Neigen dazu, ein oder mehrere Elektronen aufzunehmen, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen und Anionen (negative Ionen) zu bilden.

Kovalente Bindung

Die kovalente Bindung ist die Vereinigung von zwei Atomen, die ein oder mehrere Elektronenpaare teilen, wenn die Tendenz der Atome, Elektronen zu verlieren oder aufzunehmen, nicht zur Bildung von Ionen führt.

Metallische Bindung

Die metallische Bindung ist die Anziehungskraft zwischen positiven Metallionen und einer "Elektronenwolke" (delokalisierte Elektronen), die das Kristallgitter zusammenhält. Metallatome verlieren Elektronen aus ihrer Valenzschale und bilden positive Ionen, die ein Gitter bilden. Die freigesetzten Elektronen bilden eine bewegliche Wolke, die alle Ionen umgibt und durch elektrostatische Kräfte an sie gebunden ist.

Ionen

Ionen sind Atome, die Elektronen verloren oder gewonnen haben.

• Kationen: Positiv geladene Ionen, die Elektronen verloren haben.
• Anionen: Negativ geladene Ionen, die Elektronen gewonnen haben.