Home About us Products Services Contact us Bookmark
:: wikimiki.org ::
Atomradius

Atomradius

Der Atomradius ist der Abstand zwischen dem Atomkern und dem äußersten stabilen Orbital der Elektronenhülle eines Atoms. Atomradien werden in Picometer (1 pm = 10-12m) oder (veraltet) in Ångström (10-10m) angegeben. Bei Nichtmetallen spricht man auch vom kovalenten Radius, bei Metallen vom metallischen Radius. Die Ermittlung der Atomradien geht davon aus, dass sie der Hälfte der mittleren Distanz zweier gleicher Atomkerne in einer kovalenten Bindung (bei Nichtmetallen) bzw. zwei Atomkernen in einem Metallkristall bei engster Packung entspricht. Bei nichtmetallischen Elementen, die keine kovalente Bindung miteinander eingehen, kann die Ermittlung des Atomradius durch Vergleich der Distanzen in Bindungen mit anderen Atomen ermittelt werden. Innerhalb einer Periode des Periodensystems der Elemente nehmen die Atomradien von links nach rechts ab. Innerhalb einer Gruppe des Periodensystems der Elemente nehmen die Atomradien von oben nach unten zu. Die kleinsten Atomradien haben die Atome von Neon mit 51 pm, Fluor mit 57 pm und Sauerstoff mit 65 pm. Die größten Atomradien haben die Atome von Francium mit 270 pm und Caesium mit 267 pm. Wasserstoff hat einen Atomradius von 208 pm. Liegen die Atome nicht neutral, sondern geladen vor, dann spricht man von Ionen und Ionenradien. Ionenradien und Atomradien stehen in Zusammenhang:
- bei Kationen, also positiv geladene Ionen, ist der Ionenradius kleiner als der Atomradius. Je größer die positive Ladung ist, desto kleiner wird der Ionenradius.
- bei Anionen, also negativ geladene Ionen, ist der Ionenradius größer als der Atomradius. Je größer die negative Ladung ist, desto größer wird der Ionenradius. Siehe auch: Periodensystem der Elemente Van der Waals-Radius.

Weblinks


- http://web.mit.edu/3.091/www/pt/pert1.html - MIT Periodensystem mit Atomradien
- [http://www.chemie-master.de/pse/pse.php?modul=tab17 Tabelle der Atom- und Ionenradien von chemie-master.de] Kategorie:Atomphysik ja:原子半径 ko:원자 반지름

Atomkern

Der Atomkern bildet, wie der Name schon sagt, den Kern des Atoms. Kenntnisse über die Eigenschaften von Atomkernen sind zum Verständnis der Radioaktivität sowie der Kernspaltung (Kernkraftwerk, Atombombe) und der Kernfusion (Wasserstoffbombe) notwendig. Von dem lateinischen Wort für Kern (nucleus) leitet sich der Begriff nuklear ab, der die Eigenschaften bezeichnet, die
- einen Kern betreffen, insbesondere einen Atomkern
- eine Wirkung radioaktiver Erscheinungen oder Gegenstände betrifft, beispielsweise nukleare Strahlung, nuklearer Reaktor, nuklearer Abfall, nukleare Bombe, nukleare Granate.

Aufbau des Atomkerns

Er besteht aus Protonen und Neutronen die zusammen auch Nukleonen genannt werden. Er befindet sich, anschaulich gesprochen, im Zentrum des Atoms und konzentriert in sich mehr als 99,9% der Masse des gesamten Atoms. der Atomkern ist jedoch 100.000mal kleiner als die Elektronenhülle des Atoms. Neutronen besitzen keine elektrische Ladung. Protonen sind jedoch positiv geladen. Infolgedessen ist der Atomkern elektrisch positiv geladen und kann über die Coulombkraft negativ geladene Elektronen an sich binden. Da die elektrische Ladung des Elektrons bis auf das Vorzeichen gleich der Ladung des Protons ist, muss ein nach außen hin elektrisch neutrales Atom ebenso viele Elektronen in der so genannten Elektronenhülle besitzen, wie Protonen im Kern. Atome mit einer unterschiedlichen Anzahl von Protonen und Elektronen sind nach außen hin elektrisch geladen und werden Ionen genannt. Die positiv geladenen Protonen im Kern stoßen sich gegenseitig aufgrund der Coulombkraft ab. Da der Atomkern jedoch trotzdem nicht auseinander fliegt, muss im Kern eine weitere Kraft existieren, durch die sich die Nukleonen gegenseitig anziehen und die stärker ist als die Coulombkraft. Diese Kraft wird auch als Starke Wechselwirkung-Kernkraft bezeichnet. Die elementaren Kräfte, die zur Anziehung zwischen den Nukleonen führen, sind sehr kompliziert und bis heute nur näherungsweise beschrieben. Ihre Aufklärung ist unter anderem Gegenstand der Kernphysik.

Kernmodelle

Im Vergleich zur Atomphysik mit dem quantenmechanischen Atommodell, wo lediglich die elektromagnetische Wechselwirkung eine Rolle spielt, existiert in der Kernphysik kein Modell zur umfassenden Beschreibung aller Vorgänge im Atomkern. So gibt es verschiedene Modelle für unterschiedliche Fragestellungen. Ähnlich dem Schalenmodell in der Atomphysik gibt es auch in der Kernphysik ein Schalenmodell, das es erlaubt, die Energiezustände eines einzelnen Nukleons trotz fehlendem Zentralpotenzial in einem mittleren Potenzial zu berechnen. Die meisten angeregten Zustände eines Atomkerns können jedoch nur durch die kollektive Anregung mehrerer Nukleonen erklärt werden. Für die Beschreibung solcher Zustände kann man das kollektive Modell heranziehen. Die Eigenschaften von großen Atomkernen werden durch ein vibrierendes Tröpfchenmodell beschrieben.
- Das Tröpfchenmodell (Niels Bohr 1936) beschreibt den Atomkern als Tröpfchen einer geladenen Flüssigkeit. Mit diesem klassischen Modell kann etwa die Kernspaltung gut erklärt werden (Bohr und John Archibald Wheeler 1939).
- Das Schalenmodell (Eugene Paul Wigner, Maria Goeppert-Mayer, J. Hans D. Jensen 1949) führt den Aufbau der Atomkerne auf quantenmechanische Gesetzmäßigkeiten (Pauli-Prinzip) zurück. Die Wechselwirkung zwischen den Kernbausteinen, den Nukleonen (Protonen, Neutronen) wird dabei mit berücksichtigt. Das Schalenmodell kann die Stabilität mancher Kerne erklären. Neben diesen beiden gängigen Modellen gibt es weitere (das folgende orientiert sich stark an Flügge 1957):
- das Fermi Gas Modell (auch uniformes Modell). In diesem Modell werden die Nukleonen trotz der starken Wechselwirkungen als frei beweglich postuliert. Der Nukleus hat in diesem Modell unendliche Ausdehnung, womit die Wellenfunktionen der einzelnen Nukleonen flache Wellen sind;
- das optische Modell (auch complex potenzial well model oder cloudy crystal ball model) erlaubt die quantenmechanische Betrachtung von Kernreaktionen, indem der Nukleus als lichtbrechendes Medium vorgestellt wird;
- das alpha-Teilchen-Modell. Alpha Teilchen sind stabile Untereinheiten innerhalb des Kerns;
- das vereinte Modell (mit dem kollektiven Modell als Spielart).
- das potenzial well model;
- das compound nucleus model; Modelle des Atomkerns fallen in zwei Kategorien:
- starke Wechselwirkungsmodelle: der Atomkern wird als Ansammlung von eng gepaarten Nukleonen verstanden (Tröpfchenmodell, alpha-Teilchen Modell und partiell auch das optische Modell, compound well model);
- unabhängige Teilchenmodelle: die Nukelonen bewegen sich relativ frei im Kern (Fermi Gas Modell, optisches Modell, Schalenmodell, potenzial well model). Zwischen den einzelnen Modellen lassen sich folgende Beziehungen aufstellen: # Das Schalenmodell ist eine Verfeinerung des Fermi Gas Modells; # Das Fermi Gas Modell und das Tröpfchenmodell basieren auf diametral entgegengesetzten Annahmen, erklären jedoch beide nukleare Eigenschaften wie die Bindungsenergien; # Das optische Modell ist ein Hybrid zwischen potenzial well und compound nucleus model; # Schalenmodell und vereintes Modell sind äquivalent. Jedes der genannten Modelle ist nur für einen bestimmten nuklearen Phänomenbereich anwendbar. Es gibt keine konsistente Theorie, die alle nuklearen Phänomene umfasst.

Literatur


- T. Mayer-Kuckuck, Kernphysik, Verlag: B.G. Teubner Stuttgart, 1994, 6. durchgesehene Auflage, ISBN 3-519-03223-6
- B. Povh, K. Rith, C. Scholz, F. Zetsche, Teilchen und Kerne, Springer-Verlag Heidelberg, 1994, 2. neu bearbeitete und erweiterete Auflage, ISBN 3-540-58172-3
- S. Flügge (Hersg.), Handbuch der Physik, Band XXXIX: Bau der Atomkerne, Göttingen: Springer-Verlag, 1957.

Siehe auch


- Atommodell
- Atom
- Atomphysik

Videos


- Real Video: [http://www.br-online.de/cgi-bin/ravi?v=alpha/centauri/v/&f=010318.rm&g2=1 Was ist ein Atomkern?] (Aus der Fernsehsendung Alpha Centauri)

Weblinks


- [http://www.physik.uni-muenchen.de/leifiphysik/web_ph12/grundwissen/11kernmodelle/kernmodelle.htm animierte Seite der LMU München zu Kernmodellen (Potenzialtopf~, Tröpfchen~) ]
- [http://atom.kaeri.re.kr/ton/index.html umfangreiche Nuklidkarte] Kategorie:Kernphysik Kategorie:Atomphysik ja:原子核 ko:원자핵

Orbital

Orbitale sind Einelektronen-Wellenfunktionen (meist mit \psi abgekürzt) in der Quantenmechanik. Das Betragsquadrat einer Wellenfunktion \left|\psi\right|^2 wird als Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons interpretiert, das sie beschreibt. Im Wellenmodell existieren keine Kreisbahnen, wie im Atommodell von Niels Bohr und auch keine anderen, definierten Bahnen (Trajektorien). Viel mehr brachten Entwicklungen der Quantenmechanik die Erkenntnis, dass der genaue Aufenthaltsort der Elektronen aufgrund der Unschärferelation Werner Heisenbergs nicht exakt, sondern nur ihre Verteilung stochastisch beschrieben werden kann. Da die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen asymptotisch gegen null geht und sich bis ins Unendliche erstreckt, wählt man als Orbital den Aufenthaltsraum, in dem sich das betrachtete Elektron mit ca. 90% Wahrscheinlichkeit aufhält. Man erhält damit Räume, die ungefähr der Größe der Atome entsprechen. Die Begrenzungsflächen sind Flächen gleicher Aufenthaltswahrscheinlichkeit (Isoflächen).

Klassifikation

Orbitale werden anhand der vier Quantenzahlen n, l, ml und s klassifiziert, manchmal auch durch n, l, j und mj, wobei gilt:
- n (Hauptquantenzahl, Wertebereich: n = 1, 2, 3, ...) beschreibt das Hauptenergieniveau, welches ein Elektron besitzt. Es entspricht gewissermaßen der Schale n des bohrschen Atommodells. Die Hauptquantenzahl beschreibt einen Bereich, in dem die Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons sehr hoch ist. Je größer n wird, desto weiter entfernt vom Atomkern bewegt sich das Elektron, zudem erhöht sich dessen kinetische Energie. Die maximale Anzahl der Elektronen in einer Schale ist definiert als 2n^2.
- l (Nebenquantenzahl, Bahndrehimpulsquantenzahl, Wertebereich: l = 0, 1, ..., (n-1)) beschreibt den Bahndrehimpuls des Elektrons :
|L|=\hbar \cdot \sqrt
und damit die "Form" des Orbitals. Häufig findet man in der Literatur die Buchstaben s,p,d,f,g als Bezeichnung für die Nebenquantenzahl, abgeleitet aus den englischen Adjektiven für die korrespondierenden Spektrallinien: sharp, principal, diffuse, fundamental (danach wird alphabetisch fortgesetzt). Die Anzahl der Unterschalen ist gleich der Hauptquantenzahl, für n = 3 sind also drei Unterschalen möglich l = 0, 1, 2. Die Anzahl der Orbitale pro Unterschale ist auf 2l + 1 begrenzt.
- ml (Magnetquantenzahl, Wertebereich: ml = -l, -(l-1), ...0,... +(l-1), +l) beschreibt die räumliche Ausrichtung, die das Orbital bezüglich eines äußeren Magnetfeldes einnimmt. Die resultierenden Orbitale sind energetisch gleich, nur wenn von Außen ein Magnetfeld angelegt wird, lassen sie sich unterscheiden. Für die Projektion des Drehimpulsvektors auf die Richtung des Magnetfeldes gilt: :
L_z=\hbar \cdot m

- s (Spin(magnet)quantenzahl, s = +1/2 oder s = -1/2) Ihre Existenz deutet man als Eigenrotation der Elektronen. So kann ein Orbital zwei Elektronen aufnehmen die einen gegenläufigen Spin besitzen (Pauli-Prinzip). Die Spinquantenzahl wird auch mit ms bezeichnet. :Für jede Drehimpulsquantenzahl existiert eine magnetische Quantenzahl, so gibt es die Quantenzahlen ml (Wertebereich -l, ..., +l) und ms (mögliche Werte +1/2 und -1/2). Oft wird der Bahndrehimpuls und der Spin zum Gesamtdrehimpuls eines Elektrons mit der Quantenzahl j addiert (Wertebereich |l-s|, |l-s|+1, ..., l+s), die zugehörige magnetische Quantenzahl ist dann mj.

Charakteristische Formen

Pauli-Prinzip Die Orbitale zu den verschiedenen l Zahlen haben charakteristische (grobe) Formen, die auch bei höheren n-Werten qualitativ erhalten bleiben. Jedem l wird aus historischen Gründen ein bestimmter Buchstabe zugeteilt: (Die Bezeichnungen s, p, d und f stammen aus der Spektroskopie und dienen nur der Bezeichnung. Ein g-Orbital mit l=4 tritt theoretisch für ein Atom mit der Ordnungsnummer 121 auf. Die Bezeichnung folgt wie auch beim nachfolgenden h-Orbital, l=5 dem Alphabet.) Die Orbitale charakterisieren streng genommen nur die möglichen Eigenzustände der Elektronen-Wellen, wie sie in Einelektronensystemen, wie z.B. Wasserstoffatom H oder Heliumionen He+, Lithiumionen Li2+ usw. vorkommen. Die zu den Orbitalen gehörigen Wellenfunktionen (siehe auch Kugelflächenfunktionen) ergeben sich aus der stationären Schrödingergleichung eines Einelektronensystems. Trotz dieser Einschränkung reicht allerdings die Kenntnis der groben Form der Orbitale, die auch in Mehrelektronensystemen erhalten bleibt, um viele qualitative Fragen zum Aufbau von Stoffen zu beantworten. Es ist dabei zu beachten, dass die in der Literatur dargestellten Orbitale oft nicht die Eigenzustände des Drehimpulsoperators sind. Zum Beispiel wird von den Eigenzuständen von L_z (Drehimpuls in z-Richtung) nur der eine Eigenzustand für den Eigenwert m=0 dargestellt und als pz bezeichnet. Die mit px und py bezeichneten Orbitale sind nicht die entsprechenden Eigenzustände für m=-1 und m=1 sondern Superpositionen dieser Eigenzustände. (Sie sind Eigenzustände von Lx bzw. Ly, die aber nicht mit Lz kommutieren!) Für die Schlussfolgerungen ist das kein Problem, solange die entsprechenden Wellenfunktionen orthogonal sind.

Quantentheorie

Aus der nichtrelativistischen Quantentheorie ergeben sich die Orbitale nach folgender Rechnung. Die Wechselwirkung zwischen Elektron und Atomkern wird vereinfacht durch das Coulombpotential beschrieben, der Atomkern wird als fix angenommen. Der Hamiltonoperator für das Einelektronensystem ist
\hat = \frac + V(R)
Da der Hamiltonoperator mit dem Drehimpulsoperator kommutiert, bilden H, L^2 und L_z ein vollständiges System kommutierender Operatoren. Es gibt also gemeinsame Eigenzustände dieser drei Operatoren. Die Zustände sind durch die drei zugehörigen Quantenzahlen n, l und m bestimmt. Die Schrödingergleichung lässt sich in einen Radiusabhängigen und einen Winkelabhängigen Teil teilen. Die Eigenfunktionen sind das Produkt der Kugelfunktionen (Eigenfunktionen des Drehimpulsoperators) Y_(\vartheta,\varphi) und einem radialen Anteil \phi_(r).

Hybridisierung

Einige Symmetrien von chemischen Bindungen scheinen den charakteristischen Formen der Orbitale zu widersprechen. Diese Bindungssymmetrien werden erst durch die Bildung von Hybrid-Orbitalen verständlich.

Siehe auch


- Atommodell
- Molekülorbital

Weblinks


- [http://www.quantenwelt.de/atomphysik/modelle/orbital.html Erklärung des Orbitalmodells mit Abbildungen der Orbitale] ([http://www.quantenwelt.de/atomphysik/modelle/orbital_s.html s], [http://www.quantenwelt.de/atomphysik/modelle/orbital_p.html p], [http://www.quantenwelt.de/atomphysik/modelle/orbital_d.html d], [http://www.quantenwelt.de/atomphysik/modelle/orbital_f.html f])
- [http://n.ethz.ch/student/simonbr/physik_simulationen_hatom.html Java-Applet zur bildlichen Darstellung der Wasserstoff-Orbitale] (geht evtl. nur auf Windows-Systemen)
- [http://www.hydrogenlab.de 3d-Darstellung der Orbitale des Wasserstoffatoms]
- [http://netchemie.de/netchemie/index.php?c=peri Animierte p-Valenzorbitale im Netchemie PSE]
- [http://www.shef.ac.uk/chemistry/orbitron/AOs/1s/index.html 3d-Darstellungen von Orbitalen] Kategorie:Atomphysik Kategorie:Chemie Kategorie:Physikalische Chemie

Elektronenhülle

Als Elektronenhülle oder auch Atomhülle bezeichnet man die Hülle eines Atoms, welche aus Elektronen besteht, die den Atomkern umgeben. Aus der Kenntnis der Struktur der Elektronenhülle lassen sich viele physikalische und chemische Eigenschaften von Atomen und damit Eigenschaften von Stoffen ableiten: Atomradius, Emission und Absorption von elektromagnetischen Wellen, chemische Bindung, Bindungsart, Bindungslänge, Bindungsstärke, Bindungsgeometrie, elektrische Leitfähigkeit, Dipolmoment. Außerdem besteht ein Zusammenhang zwischen dem Aufbau der Elektronenhülle und dem Aufbau des Periodensystems der chemischen Elemente. Die Entwicklung eines Modells der Elektronenhülle ist eng mit der Entwicklung der Atomtheorie und der daraus entwickelten Atommodelle und Elektronenmodelle verknüpft.

Struktur

Kern-Hülle-Modell von Rutherford

Die Hülle des Atoms ist nahezu masselos und elektrisch negativ geladen. Im neutralen Atom ist der Betrag der positiven Kernladung gleich dem Betrag der Ladung der Hülle

Quantelung der Ladung - Elementarladung

Der Millikan-Versuch (Öltröpfchenversuch) ergab, dass die Ladung der Atomhülle nicht jeden beliebigen Betrag einnehmen kann. Sie kann nur ganzzahlige Vielfache der Elementarladung e = -1602\cdot10^ Coulomb betragen. Das gleiche gilt für die Elementarladung des Kerns: sie ist positiv und hat den Wert e = +1602\cdot10^C. Die Träger einer positiven Elementarladung werden Protonen genannt, die Träger der negativen Elementarladung sind die Elektronen. Damit gilt in einem neutralen Atom:
Die Zahl der Protonen im Kern ist gleich der Zahl der Elektronen in der Hülle.
Stimmt die Zahl der Elektronen in der Atomhülle nicht mit der Zahl der Protonen im Atomkern überein, so ist das Atom geladen, und wird als Ion bezeichnet. Ist die Protonenzahl im Kern größer als die Elektronenzahl, ist das Atom positiv geladen, es liegt ein Kation vor. Ist die Protonenzahl kleiner als die Elektronenzahl, ist das Atom negativ geladen, es liegt ein Anion vor. Auch Moleküle können Ionen bilden:
Hierbei muss die Summe aller Protonen mit der Summe aller Elektronen aller Atome im Molekül verglichen werden: Auch hier spricht man von Kationen, wenn ein Überschuss an positiver Ladung vorliegt, und von Anionen bei Überschuss von negativer Ladung.
Zwitterionen sind Moleküle, die nach außen hin neutral sind, die aber in verschiedenen Bereichen unterschiedlich geladene Atiomgruppen aufweisen (z. B. Aminosäuren). In einem Molekül können außerdem die Atome die Elektronenhüllen gegenseitig stören, wodurch Partialladungen entstehen, siehe Dipol.
Induzierte Dipole entstehen durch zwischenmolekulare Wechselwirkung.

Das Bohrsche Atommodell - Quantenmodell

Quantelung der Energie der Elektronen in der Atomhülle

Die Messung der Ionisierungsenergien und die Vermessung von Absorptions- und Emissionsspektren ergibt, dass Elektronen eines Atoms unterschiedliche Energien aufweisen, d. h. unterschiedliche Energieniveaus einnehmen. Daraus entwickelte Bohr sein Schalenmodell, veranschaulicht durch das Planetenmodell:
Elektronen nehmen nur bestimmte Hauptenergieniveaus ein, die im Schalenmodell den einzelnen konzentrisch um den Atomkern angeordneten Elektronenschalen entsprechen. Die Hauptenergieniveaus werden durch die Hauptquantenzahl n bezeichnet: n = 1 ist das niedrigste Hauptenergieniveau. Die Schalen werden mit Großbuchstaben bezeichnet: die K-Schale entspricht dem niedrigsten Energieniveau:
Hauptquantenzahl Schale -------------------------- 1 K 2 L 3 M 4 N 5 O 6 P 7 Q
Ein Atom besitzt theoretisch unendlich viele Energieniveaus, deren Abstand voneinander aber mit zunehmender Hauptquantenzahl immer geringer wird. Das Verhalten von hoch-angeregten Zuständen (grosses n, d.h. in der Nähe der Ionisierung) wird in der sogenannten Rydberg-Physik untersucht. Mit diesem Modell und seinen beiden Bohrschen Postulaten konnte Bohr die von Johann Jakob Balmer 1885 durch eine Formel beschriebenen Spektren des Wasserstoffs erklären: Durch Aktivierung (Energiezufuhr) des Atoms werden die Elektronen auf ein höheres Energieniveau (Schale) gehoben. Von dort springen sie unter Aussendung von Licht auf bestimmte, niedrigere Zustände zurück. So entspricht die Lyman-Serie einem Rücksprung auf die K-Schale, die Balmer-Serie einem Rücksprung auf die L-Schale, die Paschen-Serie einem Rücksprung auf die M-Schale, die Brackett-Serie einem Rücksprung auf die N-Schale und die Pfund-Serie einem Rücksprung auf die O-Schale. Da sich andere Emissionsspektren nicht erklären ließen, wurden sie nach Bohr und Sommerfeld in Unterschalen (Nebenenergieniveaus) gegliedert.

Feinstruktur der Hauptenergieniveaus – Unter- oder Nebenniveaus

Genauere Messungen von Ionisierungsenergien und Spektren ergab, dass die Hauptenergieniveaus aus Unterniveaus zusammengesetzt sind. Diese werden im Schalenmodell des bewegten Elektrons als Drehimpuls interpretiert. Die Unterniveaus werden mit den Kleinbuchstaben bzw. mit der Nebenquantenzahl l bezeichnet: l = 0: s-Niveau, l = 1: p-Niveau, l = 2: d-Niveau, l = 3: f-Niveau l = 4: g-Niveau l = 5: h-Niveau etc. Die Zahl der Unterniveaus entspricht dabei der jeweiligen Hauptquantenzahl:

Orbitale

Mit dem Orbitalmodell muss die Vorstellung von sich auf Schalen bewegenden Elektronen endgültig aufgegeben werden: Orbitale sind Räume, in welchen sich Elektronen mit einer gewissen Wahrscheinlichkeit aufhalten. Veranschaulicht wird das Orbital durch die räumliche Darstellung der Wahrscheinlichkeitsdichte, die sich durch Multiplikation der Wellenfunktion mit ihrem konjugierten Komplexen berechnen lässt. Jedes Unterniveau besteht aus Orbitalen, die Zahl der Orbitale für jedes Unterniveau kann mit der Formel 2
- l+1 berechnet werden. Im Orbitalmodell wird jedem Elektron eines Atoms in der Atomhülle ein bestimmter Quantenzustand zugeordnet, der durch einen Satz von 4 Quantenzahlen vollständig beschrieben wird. Jedes Elektron eines Atoms muss sich in mindestens einer Quantenzahl von allen übrigen Elektronen unterscheiden.
(In Klammern die Angaben für die beiden Elektronen des Heliums)
- n = Hauptquantenzahl (1/1)
- l = Nebenquantenzahl, sie gibt die räumliche Gestalt des Orbitals an (0/0)
- m = Magnetquantenzahl, sie gibt die räumliche Ausrichtung des Orbitals an. (0/0)
- s = Spinquantenzahl (+1/2/-1/2) Ein Orbital kann nur maximal zwei Elektronen mit jeweils entgegengesetztem Spin enthalten. Dafür können innerhalb eines Hauptenergieniveaus mehrere gleiche Orbitale liegen, deren Elektronen sich auf identischem Energieniveau befinden, ausgenommen des einfachsten Orbitals, dem s-Orbital. siehe auch: Elektronenkonfiguration

Bezug zum Periodensystem

Periodensystem In der Regel kommt mit jeder Schale ein neuer Orbitaltyp dazu, beginnend mit der K-Schale, in der es nur das 1s-Orbital gibt. Außerdem hat jede Schale abermals die vorangegangenen Orbitaltypen, jede Schale besitzt also z.B. ihr eigenes s-Orbital. Allerdings überschneiden sich die Energieniveaus der d- und f-Orbitale mit dem Energieniveau der systematisch eigentlich höheren s-Orbitale. Dies hinterlässt „Lücken“ im Periodensystem, oder genauer: es bringt das Periodensystem durcheinander: Direkt hinter Magnesium in der 3. Periode müsste die 3. Nebengruppe beginnen, es geht aber weiter mit Aluminium in der 3. Hauptgruppe. Die 3. Nebengruppe beginnt erst in der 4. Periode (=> 4. Hauptenergieniveau = N-Schale) hinter Kalzium. Erst hier werden die 3d-Orbitale mit Elektronen aufgefüllt. Die Gliederung der Elektronenhülle wird durch die Elektronenkonfiguration dargestellt. So bedeutet die Elektronenkonfiguration des Sauerstoffs 1s22s22p4, dass das Atom im 1s-Orbital (1. s-Orbital, entspricht der K-Schale) zwei Elektronen besitzt, in der zweiten Schale (L-Schale) befinden sich 6 Elektronen: 2 im 2s- und 4 im 2p-Orbital. Die Schalen haben eine maximale Besetzungszahl. Von innen nach außen ist die Elektronenhülle in folgende Schalen (Hauptenergieniveaus) gegliedert:
- K-Schale, n = 1, (max. 2 Elektronen) (2 Elektronen im 1s-Orbital: 1s2)
- L-Schale, n = 2, (max. 8 Elektronen) (2 Elektronen im 2s-Orbital und 6 Elektronen im 2p-Orbital: 2s2, 2p6)
- M-Schale, n = 3, (max. 18 Elektronen) (2 Elektronen im 3s-Oribtal, 6 Elektronen im 3p-Orbital und 10 Elektronen im 3d-Oribtal: 3s2, 3p6, 3d10)
- N-Schale, n = 4, (max. 32 Elektronen) (4s2, 4p6, 4d10, 4f14)
- O-Schale, n = 5, (max. 50 Elektronen)
- P-Schale, n = 6, (max. 72 Elektronen)
- Q-Schale, n = 7, (max. 98 Elektronen) Die Formel für die maximale Besetzungszahl lautet: 2n2, wobei n die Hauptquantenzahl ist.

Anwendung

Das Orbitalmodell kann hervorragend zur Vorhersage von chemischen Bindungen und Eigenschaften, sowie Emmissionsspektren von Atomen und Molekülen benutzt werden. Für Moleküle lassen sich nach dem MO-Modell Molekülorbitale berechnen und abschätzen. Kategorie:Atomphysik

Ångström (Einheit)

Das Ångström ist eine nach dem schwedischen Physiker Anders Jonas Ångström benannte Einheit der Länge. ;1 Å := 10-1 nm = 10-4 μm = 10-7 mm = 10-10 m Das Verwenden dieser Einheit entspricht nicht der SI-Norm. Sie wird aber in manchen Bereichen noch benutzt, um mit "einfachen" Zahlenwerten arbeiten zu können. Insbesondere in der Kristallographie ist das Å noch weit verbreitet. 1 Å ist die typische Größenordnung für Atomradien und Gitterabstände. Aus dem gleichen Grund wird Ångström als Einheit deshalb gern für bestimmte atomare Wellenlängen verwendet. Kategorie:Maßeinheit ja:オングストローム ko:옹스트롬

Kovalenter Radius

Der Kovalente Radius ist ein in der Chemie verwendeter Begriff. Er bezeichnet den mittleren Abstand von Atomkern und Elektron innerhalb eines Atoms. Man unterscheidet zudem den Atomradius und den Van-der-Waals-Radius. Kategorie:Chemie ja:共有結合半径 ko:공유 반지름 th:รัศมีโควาเลนต์

Periode des Periodensystems

Das Periodensystem der Elemente ist in Perioden und Gruppen gegliedert. Die Periode wird als Zeile im Periodensystem dargestellt und umfasst die Elemente, die die selbe Anzahl von Schalen in der Elektronenhülle besitzen. Innerhalb einer Periode steigt die Kernladungszahl, also die Anzahl der Protonen im Kern von links nach rechts. Zugleich werden die Elektronenschalen aufgefüllt. Die Atomradien nehmen ab, die Elektronegativität nimmt zu. Bis auf die erste Periode, die nur die Elemente Wasserstoff und Helium enthält, umfasst jede Periode acht Hauptgruppenelemente. Ab der 4. Periode (einschließlich) kommen noch jeweils zehn Nebengruppenelemente hinzu, bei denen die Anzahl der Elektronen der äußeren Schale zumeist zwei beträgt, und statt der äußeren die nächstinnere Elektronenschale aufgefüllt wird. Die 6. Periode enthält zusätzlich noch die 14 Lanthanoide (auch seltene Erden genannt), die 7. Periode die 14 Actinoide. Da Lanthanoide und Actinoide sich nur in der Elektronenkonfiguration in der dritten Schale von außen unterscheiden, verhalten sich diese chemisch jeweils ähnlich. Auch die Nebengruppenelemente sind allesamt Metalle, mit zum Teil ähnlichen Eigenschaften. Hingegen gibt es starke chemische Unterschiede zwischen den Hauptgruppenelementen einer Periode. Siehe auch: Atom, Ion, Atommodell, Block des Periodensystems Kategorie:Stoffgruppe ja:元素の周期 ko:주기율표 주기 th:คาบในตารางธาตุ

Gruppe des Periodensystems

Unter einer Gruppe des Periodensystems versteht man in der Chemie jede Spalte des Periodensystems. Alle Elemente einer Gruppe besitzen die gleiche Anzahl an Valenzelektronen und haben daher ähnliche chemische Eigenschaften. Es gibt insgesamt 18 Gruppen, wovon acht (Gruppen 1, 2 und 13-18) Hauptgruppen und zehn (Gruppen 3-12) Nebengruppen genannt werden. In den Nebengruppen befinden sich die Übergangsmetalle. Von oben nach unten steigt die Atommasse der Elemente. Die Elektronegativität nimmt ab, der metallische Charakter nimmt zu. Mehrere Gruppen werden zu Blöcken zusammengefasst.

Namen der Gruppen

Spaltenüberschriften untenstehender Tabelle

IUPAC-Konvention

Die Nummerierung der Gruppen mit arabischen Ziffern (1 bis 18) folgt der gültigen IUPAC-Konvention (International Union of Pure and Applied Chemistry) und sollte die Verwendung der alten IUPAC-Konvention und der CAS-Konvention ablösen.

Gruppenname

Da die Elemente einer Gruppe ähnliche chemische Eigenschaften vorweisen, haben einige Gruppen spezielle Namen.

IUPAC alt

In dieser Spalte ist die alte IUPAC-Nummer, die sich auf das so genannte Langperiodensystem bezieht, angegeben. Das alte IUPAC-System war in Amerika verbreitet; A stand für die linke und B für die rechte Seite des Periodensystems.

CAS-Gruppenbezeichnung

Vom Chemical Abstracts Service (CAS) bis zum Jahr 1986 angewandte Benennung, die sich auf das Kurzperiodensystem bezieht. Die CAS-Gruppenbezeichnung ist in Europa heute noch weit verbreitet. Der Buchstabe A steht hier für Hauptgruppenelemente und B für Nebengruppenelemente.

Tabelle: Die Gruppen des Periodensystems

Weiterhin werden wegen ihrer ähnlichen chemischen Eigenschaften oft auch die Lanthanoide, und die Actinoide als Gruppe betrachtet. Bei diesen wird sukzessive das f-Orbital gefüllt. Die noch nicht gefundenen Elemente mit der Ordnungszahl 121 bis 138 bilden eine Gruppe die Superactinide genannt wird. Bei ihnen wird die 5.Schale aufgefüllt. Alle diese Elemente sind wahrscheinlich höchst instabil, und radioaktiv. Siehe auch: Periode des Periodensystems Kategorie:Stoffgruppe ja:元素の族 ko:주기율표 족 th:หมู่ในตารางธาตุ

Fluor

Fluor ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol F und der Ordnungszahl 9. Das giftige, farblose, in hohen Konzentrationen auch gelb-grüne Gas ist das reaktivste chemische Element. Sein Name leitet sich über lat. fluor, »das Fließen«, von Flussspat ab, dem wichtigsten Mineral, das Fluor enthält.

Herstellung

Fluor tritt in der Natur nur in Form von Fluoriden auf. Aus diesen kann elementares Fluor insbesondere auf elektrochemischem Weg freigesetzt werden. Zwar sind seit einiger Zeit auch Verfahren zur rein chemischen Darstellung von elementarem Fluor bekannt, diese Verfahren sind aber reine Laborverfahren und nicht ökonomisch sinnvoll einsetzbar. Großtechnisch wird elementares Fluor durch Elektrolyse niedrigschmelzender Fluoride – beispielsweise KF
- xHF – mit Kohleelektroden in Eisen- oder Monel®-Zellen erzeugt. Im quasi kontinuierlich durchgeführten industriellen Elektrolyseprozess wird der komplex gebundene Fluorwasserstoff (HF) in Wasserstoff (H2) und Fluor (F2) zerlegt. Der daraus resultierende HF-Verlust wird durch kontinuierliches Einspeisen von gasförmigem HF in die Schmelze ausgeglichen. Das Rohfluor, das die Elektrolysezelle verlässt, ist mehr oder weniger stark mit HF, Sauerstoff (O2), Tetrafluormethan (CF4) und perfluorierten Kohlenwasserstoffen – primär aus der Reaktion des Elektrodenmaterials mit dem gebildeten Fluor – verunreinigt und kann, wenn erforderlich, nachgereinigt werden. Die Reinigung geschieht durch Ausfrieren (HF und flüchtige Metallfluoride), Absorption (HF) und Tieftemperaturdestillation (Entfernen der PFHCs). Das auf diesem Weg erhaltene »Reinfluor« enthält meist noch HF-Spuren und ist mehr oder weniger O2, Stickstoff (N2) und CF4. Die elektrochemische Fluorgewinnung ist kein trivialer Prozess. Nur mit ausreichend technischem Wissen, bei dem nicht nur die extrem aggressive Natur der Prozessmedien sondern auch die diffizile Elektrochemie des Elektrolyseprozesses zu berücksichtigen ist, lässt sich ein zuverlässiger Prozessverlauf gewährleisten. An die Seite der traditionellen Herstellung von Fluor in Großanlagen ist in neuerer Zeit die dezentrale Fluorerzeugung mit Systemen kleinerer und mittlerer Größe getreten.

Eigenschaften

Das blassgelbe, in dicken Schichten auch grüngelbe Gas ist das stärkste bei Raumtemperatur beständige Oxidationsmittel. Es ist das elektronegativste Element. Unter Normalbedingungen liegt es in Form von F2-Molekülen vor. Mit fast allen anderen Elementen bildet Fluor spontan Verbindungen. Selbst mit den Edelgasen Xenon, Radon und Krypton reagiert Fluor. Im Gegensatz zu allen anderen Halogenen reagiert Fluor ohne Lichtaktivierung selbst bei sehr tiefer Temperatur spontan mit Wasserstoff. Die Reaktion führt zur Bildung von Fluorwasserstoff. Auch viele andere Stoffe reagieren lebhaft mit Fluor. Besonders heftige, explosionsartig verlaufende Reaktionen beobachtet man erwartungsgemäß mit wasserstoffhaltigen, gasförmigen und flüssigen Verbindungen wie beispielsweise Wasser (H2O), Ammoniak (NH3), Monosilan (SiH4), Propan (C3H8), vielen organischen Lösungsmitteln usw. So wird Wasser durch Fluor in Sauerstoff (O2) und Fluorwasserstoff (HF) gespalten. Treibende Kraft hinter all diesen Reaktionen ist jeweils die äußerst exotherm verlaufende Bildung von Fluorwasserstoff. Mit festen Materialien reagiert Fluor dagegen wesentlich langsamer und kontrollierter. Bei vielen Metallen führt die Reaktion mit elementarem Fluor zur Bildung einer Passivierungsschicht auf der Metalloberfläche, die das Metall vor dem weiteren Angriff des Gases schützt. Die Passivierungsreaktion verläuft exotherm. Bei hoher Fluorkonzentration – bei hohem Fluorpartialdruck – kann es dabei unter Umständen zum Aufschmelzen der Passivierungsschicht oder zum Schmelzen des darunterliegenden Metalls kommen. Da beim Aufschmelzen ständig frisches Metall freigelegt wird, das dann wieder zur Reaktion mit Fluor bereit steht, kann es letztlich sogar zu einem unkontrollierten Reaktionverlauf kommen (sog. Fluorfeuer). Durch Unterbrechen der Fluorzufuhr lassen sich Fluorfeuer jedoch sofort löschen. Ein andersartiges Löschen ist kaum möglich. Auch Kunststoffe reagieren bei Raumtemperatur zumeist sehr kontrolliert mit elementarem Fluor. Wahrscheinlich war die Umsetzung von Fluor mit Kunststoffen sogar eine der ersten praktischen Fluoranwendungen überhaupt. Wie bei den Metallen, so führt auch beim Kunststoff die Reaktion mit Fluor zur Bildung einer fluorierten Oberflächenschicht. Aufgrund der sehr schwachen F-F-Bindung – die Bindungsenergie beträgt nur 38 kcal/mol – lässt sich Fluor thermisch leicht spalten. Schon bei sehr moderaten Temperaturen von um die 400 °C liegt Fluor in erheblichem Maße in atomarer Form vor. Die leichte Spaltbarkeit macht Fluor als »umweltfreundliches« , anisotropes Ätzgas interessant. Ein besonderer Vorteil ist hier, dass im Ätzmedium neben molekularem und atomarem Fluor keine weiteren Komponenten auftreten, die in ggf. ungewollter Weise am Ätzprozeß teilnehmen. Für den großtechnischen Einsatz ist außerdem bedeutsam, dass Fluor nicht zur Erwärmung der Erdatmosphäre (Treibhauseffekt) beiträgt (siehe hierzu auch Plasmaätzen). HF-haltiges Fluor greift Glas (auch Quarz) schnell an, wobei sich das Fluor mit dem in Glas enthaltenen Silizium verbindet. Bei Raumtemperatur reagiert trockenes, d.h. nicht in Form von gelöstem HF, sondern moleklular vorliegendes Fluor mit Glas dagegen nicht. Bei höherer Temperatur beobachtet man jedoch eine mehr oder weniger schnelle Reaktion. Verantwortlich hierfür sind Fluoratome, die durch die thermische Dissoziation des molekularen Fluors, d.h. der Aufspaltung in Atome (siehe oben), gebildet werden. Produkt der Reaktion ist gasförmiges Siliziumtetrafluorid (SiF4). In gleicher Weise setzt sich Fluor auch mit anderen siliziumhaltigen Materialien, beispielsweise mit Silikonkunststoffen oder mit dem Siliziumoxid (SiOx), Siliziumnitrid (SixNy) und Siliziumoxinitrid (SixOyNz) auf dem Halbleiterwafer, um …

Anwendungen und Produkte


- Nukleartechnologie
  - Uranhexafluorid (UF6) in der Urananreicherung
- Kunststoffindustrie und Automobilbau
  - Fluorierung von Kunststoffautotanks KKBs zur Barriereschichtbildung
  - Fluorierung von Kunststoffkanistern und anderen Verpackungsmitteln zur Barriereschichtbildung
  - Erzeugung von selbstreinigenden Niedrigenergieoberflächen
  - Zur Verbesserung der Haftung wasserlöslicher Lacke und Farben auf Kunststoffen; Verbesserung der Verklebbarkeit von Kunststoffen; Metallisierung von Kunststoffen
- Pharmazeutika
  - 5-Fluoruracil: Ein vielfach in der Krebstherapie eingesetztes Cytostatikum
  - Arzneimittel zur Chemotherapie von Krebs und HIV-Therapie
  - Arzneimittel für die Regulation des Fettstoffwechsels
  - Blutersatzstoffe in Chirurgie und Notfallmedizin
  - Schmerzmittel
  - Tierarzneimittel
  - Fluoride zur Kariesvorbeugung
- Agrochemische Verbindungen
  - Insektizide
  - Herbizide
  - Fungizide
- Supergifte
  - Sarin, Tabun und andere als chemische Waffen verwendete Stoffe
- Oberflächenaktive Substanzen
  - Oberflächenaktive Substanzen für Spezialanwendungen beispielsweise in der Halbleiterindustrie
- Schmiermittel
  - Schmiermittel für Festplatten in Computern
- Flüssigkristalle
  - In fluorierten Flüssigkristallen zur Verwendung in LCD-Computermonitoren, Mobiltelefondisplays; tragbaren Computern und LCD-Fernsehern
- Halbleiterherstellung und Mikrotechnologie
  - Ätzgas
  - Als UV-Lichtquelle in der EUV-Lithographie
  - In Photolacken für die DUV-Lithographie
- Treibstoff, Treibmittel, Explosivstoffe
  - High-Energy-Fuel für Raketenmotoren (im Zusammenspiel mit einem anderen Brenngas beispielsweise Hydrazin
- Explosivstoffe
- Lasertechnik,
  - Lasergas im chemischen Laser
- Schwefelhexafluorid
  - Als Füllgas für Autoreifen und Tennisbälle und als Polstergas in Druckausgleichsbehältern
  - Zum Befüllen von Isolierglas
  - Als Isoliergas in Hochspannungsschaltern
  - Als Ätzgas in der Halbleitertechnik
- Stickstofftrifluorid (NF3)
  - Als Ätzgas in der Halbleitertechnik
- In Form von Flusssäure (Lösung von Fluorwasserstoff in Wasser) als Katalysator in der chemischen Synthese, zum Glasätzen und als Nassätzmedium in der Halbleiterherstellung und Mikrotechnologie
- Teflon, ein korrosionsbeständiger Kunststoff mit einem sehr geringen Reibungswiderstand. Daneben werden noch andere Fluorkohlenwasserstoffe für den Temperaturbereich oberhalb 300 °C hergestellt.
- In Form von anorganischem Fluorid beispielsweise in der Kariesprophylaxe (Zahnpasta, Fluoridierung von Trinkwasser)
- Fluorchlorkohlenwasserstoffe (FCKW oder CFC) als Kühl-, Schäum-, Treib- und Lösungsmittel. (Wegen der die Ozonschicht der Erde schädigenden Wirkung das den FCKWs enthaltenen Chlors ist der Einsatz von bestimmter FCKW in vielen Länder inzwischen gänzlich verboten).
- Freone, fluorierte Kohlenwasserstoffe
- In Form wässriger Ammoniumbifluorid-Lösungen zur Reinigung von Bierleitungen (entfernt Bierstein)
- Zerstörung von Asbest. Auflösung in Fluorwasserstoffsäure führt zur Zerstörung der Faserstruktur
- In Form des von Kryolith als unentbehrliches Elektrolytkomponente in der Aluminiumherstellung

Geschichte

Fluor in Form seines Calciumsalzes (Flussspat, CaF2) wurde 1529 von Georgius Agricola als Hilfsmittel zum Schmelzen von Metall beschrieben. Es macht Erzschmelzen und Schlacken dünnflüssiger, lässt sie fließen. 1670 zeigte Schwandhard die Glasätzung durch säurebehandelten Flussspat. Alle Versuche, das freie Halogen herzustellen, scheiterten jedoch – manchmal auf tragische Weise. Erst 1886 gelang es Henri Moissan, durch elektrolytische Zersetzung einer Lösung von Kaliumfluorid (KF) in flüssigem Fluorwasserstoff (HF) bei –55 °C reines Fluor zu erzeugen. Aufschwung nahm die Fluorherstellung im Zweiten Weltkrieg durch die Entwicklung der Atombombe. Die Isotopenanreicherung von Uran erfolgt über gasförmiges Uranhexafluorid (UF6). Die Herstellung von Uranhexafluorid kann unter anderem mit Hilfe von elementarem Fluor erfolgen.

Vorkommen und Herstellung

Elementares Fluor kommt in freier Form in der Natur nicht vor. In Form seiner Salze, der so genannten Fluoride, ist Fluor aber weit verbreitet und beispielsweise auch in vielen Wässern (0,1–1,5 mg/l F-) enthalten. Zur Herstellung von Fluor und Fluorchemikalien dient hauptsächlich Flussspat (CaF2), der auch in Deutschland in der Vergangenheit an vielen Stellen bergmännisch abgebaut wurde). Flussspat wird in Schwefelsäure aufgelöst. Es bildet sich Fluorwasserstoffsäure (HF), welche dann elektrochemisch zum F2 reduziert werden kann. Geringe Mengen fallen auch bei der Herstellung von Phosphorsäure an. Die natürlichen Kryolithvorkommen in Grönland sind seit den 1960er Jahren ausgebeutet. Unverdünntes, reines Fluor kommt kaum in den Handel (problematische Handhabung!). Handelsüblich sind aber die wesentlich sichereren Fluor-Inertgasgemische mit einem Fluorgehalt von bis zu etwa 20 %, die typischerweise in Druckgasflaschen an den Endabnehmer geliefert werden und großtechnisch beispielsweise in der Autotankherstellung eingesetzt werden.

Verbindungen

Aufgrund seiner Reaktivität bildet Fluor zahllose anorganische und organischen Verbindungen, die in sehr vielen Bereichen Anwendung finden:
- Fluorwasserstoff / Nichtwässrige Lösungsmittel
- Natriumfluorid / Kaliumfluorid / Cäsiumfluorid
- Fluorchlorkohlenwasserstoffe / CFCs
- Pharmazeutika
- Blutersatzstoffe
- Krebstherapie / Chemotherapie / Antivirale Mittel
- Herbizide
- Insektizide
- Fungizide
- Kunststoffe / Polytetrafluorethylen (Teflon) / PVF / PVDF
- Automobilbau
- Nukleartechnologie / Uranhexafluorid
- Oberflächentechnik / Lotuseffekt
- Lacke / Farben
- Tenside
- Öle
- Elektrolyse
- Halbleitertechnik /Ätzgase / Plasmaätzen / Trockenätzen
- Lithographie / Photolacke
- Mikrotechnologie
- Flüssigkristalle
- Treibstoffe
- Explosivstoffe
- Chemische Waffen
- Aminfluorid

Biologische Bedeutung

Flour ist nicht nur ein wichtiges Mineral für die Härtung des Zahnschmelz, sondern auch für des Knochenwachstum und zahlreiche Stoffwechselprozesse erforderlich. In vielen Regionen kann der tägliche Bedarf von ca. 1 Milligramm Flour nicht durch die Ernährung gedeckt werden. Im Handel ist deshalb fluorisiertes Speisesalz und fluorisierte Zahnpasta erhältlich. In vielen Ländern wird dem Trinkwasser Flour beigefügt, was nachweislich zu besseren Zähnen führt. Nahrungsmittel mit reichlichem Flourgehalt sind: Seefische und schwarzer Tee.

Vorsichtsmaßnahmen

Fluor ist ein außerordentlich toxisches, stark oxidierendes und – infolge der Bildung von Fluorwasserstoff – sehr stark ätzenden Gas. Die maximale Arbeitsplatz-Konzentration (MAK) von Fluor beträgt 0,1 ppm. Ein gewisser Schutz vor Fluorvergiftungen ist der sehr starke und äußerst unangenehme Geruch des Gases, der schon bei einer Konzentration im ppb-Bereich deutlich wahrnehmbar ist (Achtung: Der nicht minder gefährliche Fluorwasserstoff ist geruchlos und daher extrem gefährlich!). Langdauernde Fluor- oder Fluorid-Exposition – beispielsweise durch den regelmäßigen Genuss übermäßig fluorierten Wassers – kann zur sogenannten Fluorose führen.

Weblinks


- [http://www.chemie-master.de/pse/pse.php?modul=F chemie-master.de (Foto von flüssigem Fluor)]
- [http://periodic.lanl.gov/elements/9.html Los Alamos National Laboratory - Fluorine]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele009.html It's Elemental - Fluorine]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/F/index.html WebElements.com - Fluorine]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/F.html EnvironmentalChemistry.com - Fluorine]
- [http://www.areva.com Areva - Fluorine Production]
- [http://www.kantodenka.co.jp/english/01product/ Kanto Denka Co. Japan - Fluorine Production]
- [http://www.bocedwards.com/index.cfm?process_gases/cleaning-gas.cfm~content BOC-Edwards -Fluorine Generation]
- [http://www.tolzin.de/fluor/index.php Kritik zur Fluoridierung] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Halogen Kategorie:Periode-2-Element ja:フッ素 ko:플루오르 th:ฟลูออรีน

Sauerstoff

Sauerstoff (auch Oxygenium; von griech. oxýs „scharf, spitz, sauer“ und genese „erzeugen“) ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol O und der Ordnungszahl 8. Atomarer Sauerstoff, das heißt Sauerstoff in Form freier, einzelner Sauerstoffatome, kommt in der Natur nicht vor. Elementar tritt Sauerstoff überwiegend in Form eines kovalenten Homodimers, einer chemischen Verbindung aus zwei Sauerstoff-Atomen, auf (molekularer Sauerstoff, auch Dioxygen, Disauerstoff, Summenformel O2). Die wenig stabile allotrope Form aus drei Sauerstoffatomen (O3) wird Ozon genannt. Flüssiger Sauerstoff wird in der Raketentechnik als Oxidationsmittel verwendet und mit LOX (liquid oxigen) abgekürzt.

Geschichte

Sauerstoff wurde 1774 unabhängig voneinander durch Joseph Priestley und Carl Wilhelm Scheele entdeckt. Von der Urzeit bis über das Mittelalter hinaus war das Feuer für den Menschen eine unerklärliche Erscheinung. Lange Zeit wurde es von den Menschen als Gabe des Himmels hingenommen. Die Chemiker des Mittelalters, die sog. Alchimisten, fingen an, sich über das Wesen des Feuers Gedanken zu machen. Sie kamen dabei zu der Ansicht, das Feuer sei ein Grundstoff. Gegen Ende des 17. Jahrhunderts suchte man eine Erklärung für die Verbrennung. Die Forscher vermuteten einen „leichten geheimnisvollen Stoff“, der aus dem brennenden Stoff entweicht. Bei dieser Annahme blieb man auch dann noch, als der schwedische Apotheker Carl Wilhelm Scheele 1772 den Sauerstoff entdeckte. Er nannte ihn lange Zeit Feuerluft. Neben dem Sauerstoff erforschte der Deutsch-Schwede mit einfachsten Hilfsmitteln aus seiner Apotheke Ammoniak, Stickstoff und andere chemische Stoffe. Er konnte sich aber nicht erklären, wie Verbrennung mit Sauerstoff zusammenhängt. Völlig unabhängig von Scheeles Entdeckungen kam der Engländer Joseph Priestley zu gleichen Forschungsergebnissen, allerdings 2 Jahre später.
Obwohl Scheele zeitlich früher als Priestley den Sauerstoff entdeckte, kamen seine Ergebnisse später an die Öffentlichkeit. Die Ursache dafür war die schleppende Veröffentlichung durch die Presse. Der Sauerstoff war erforscht, doch seine Bedeutung bei der Verbrennung noch nicht geklärt. Dafür sorgte der Franzose Antoine Lavoisier. Beim Experimentieren kam er zu dem Ergebnis, dass sich bei der Verbrennung ein Stoff mit Sauerstoff verbindet. Er konnte mit einer Waage nachweisen, dass ein Stoff beim Brennen nicht leichter, sondern schwerer wird. Der Grund dafür ist das Gewicht des Sauerstoffs, der während der Verbrennung aufgenommen wird. Die Erklärung der Verbrennung, die uns heute selbstverständlich, notwendig und unabkömmlich erscheint, ist also das Ergebnis langen Forschens.

Etymologie

Früher machte man den Sauerstoff für die Bildung von Säuren verantwortlich. Tatsächlich entstehen die meisten anorganischen Säuren bei der Lösung von Nichtmetalloxiden in Wasser, welches aus Wasserstoff und Sauerstoff besteht. Dass aber nicht der Sauerstoff, sondern der Wasserstoff für den Säurecharakter verantwortlich war, erkannte man erst später; ein Beweis ist die Salzsäure, sie ist auch als Gas eine Säure und besteht aus der Verbindung von Chlor mit Wasserstoff und enthält keinen Sauerstoff. So müsste eigentlich der Sauerstoff Wasserstoff und der Wasserstoff Sauerstoff heißen. Der Begriff Sauerstoff (Oxygenium) wurde 1779 von Lavoisier vorgeschlagen.

Vorkommen

Das Element Sauerstoff stellt in der Erdhülle mit 49,4 Masse-% das häufigste, im Weltall das dritthäufigste Element dar. Eine bedeutende Form des Sauerstoffs ist O2, unter Normalbedingungen ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas. Es ist ein Bestandteil der Luft (etwa 21 Volumenprozent) und in Gewässern gelöst. In der Luft hält sich der relativ reaktionsfreudige Sauerstoff auf Dauer nur wegen der Tatsache, dass die Erde Lebewesen beherbergt, die Sauerstoff produzieren - ansonsten würde er nur in Verbindungen vorkommen. Die Entwicklung der Sauerstoffkonzentrationen in der Erdatmosphäre wird im Artikel Entwicklung der Erdatmosphäre beschrieben. Häufig kommt Sauerstoff in Verbindungen mit anderen Elementen als Oxid vor. (z.B.: als SiO2 - Sand oder H2O - Wasser)

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Molekülorbital-Verfahren

Oxid Das Sauerstoff-Atom hat 6 Valenzelektronen auf dem 2. Hauptenergieniveau. Die 12 Valenzelektronen eines Sauerstoffmoleküls werden auf vier bindende (ss, sx, py, und pz) aber nur drei antibindende Molekülorbitale (ss
- , py
- , pz
- ) verteilt. Die bindenden x-, y- und z-Molekülorbitale ergeben eine Dreifachbindung. Dieses Modell entspricht eher dem Bindungsabstand von 121 pm und der Bindungsenergie von 626 kJ/mol als das Doppelbindungsmodell. Außerdem erklärt dieses Modell den Paramagnetismus und den radikalischen Charakter des Sauerstoffs, der durch die beiden ungepaarten Elektronen der antibindendem p-Molekülorbitale hervorgerufen wird.

Singulett- und Triplet-Sauerstoff

Gegenüber der langläufigen Meinung handelt es sich beim Sauerstoff-Molekül um zwei ungepaarte Elektronen. Die Sauerstoffatome sind durch eine Einfachbindung verbunden, jedes Sauerstoffatom besitzt zwei Elektronenpaare sowie ein ungepaartes Elektron, deren Spin entweder gleich (Triplett-Sauerstoff) oder entgegengesetzt (Singulett-Sauerstoff) gerichtet ist. Dabei ist der Triplett-Zustand energieärmer. Die Änderung des elektronischen Zustands kann nur über photochemischen Weg oder durch Kollision erfolgen.

Sauerstoff-Ionen

Von Sauerstoff sind folgende Radikalionen bekannt: Dioxygenyl O2+, Hyperoxid (veraltet: Superoxid) O2- und Ozonid O3-. Closed-shell-Ionen sind das Oxid O2- sowie das Peroxid O22-.

Chemische Eigenschaften

Die bekannteste chemische Reaktion ist die Oxidation.

Isotope

Das häufigste stabile Sauerstoffisotop ist 16O, daneben kommt natürlich noch 18O vor. Ihr Anteilsverhältnis in Eisbohrkernen kann zur Schätzung der Durchschnittstemperatur früherer Zeiten dienen, da Wassermoleküle mit dem leichteren 16O schneller verdunsten. Eisschichten mit einem höheren relativen Anteil an 18O stammen demnach aus wärmeren Zeiten. Umgekehrt regnen Wassermoleküle mit dem schwereren Isotop schneller ab, so dass Regenwasser einen höheren 18O-Gehalt aufweist als z.B. See- oder Meerwasser. Auch gibt es regionale Unterschiede in der 18O-Anreicherung in Organismen nach Art ihrer Trinkwasserquelle. Siehe auch: Klimaerwärmung, Ötzi

Verbindungen

Einige bekannte Verbindungen, in denen Sauerstoff vorkommt:
- Oxide
  - Wasser
  - Kohlendioxid, Kohlenmonoxid
  - Siliziumdioxid
  - Hämatit
- Peroxide
- schweflige Säure
- Schwefelsäure
- Zucker
- Zirkon
- Silikate

Gewinnung/Darstellung von O2

Sauerstoff als O2 wird heutzutage durch die fraktionierte Destillation von flüssiger Luft (Linde-Verfahren nach Carl von Linde) hergestellt. Dieses beruht auf dem Joule-Thomson-Effekt. Das Linde-Verfahren wird seit 1905 technisch eingesetzt. Davor war die Thermolyse von Bariumperoxid die einzige Möglichkeit, Sauerstoff großtechnisch aus Luft herzustellen: 2\,\mathrm_2 \rightarrow 2\,\mathrm + \mathrm_2 (bei 700°C) BaO2 selbst kann man durch Einwirken von O2 auf BaO bei 500°C erzeugen. Reinsten Sauerstoff erhält man durch die Elektrolyse von Kalilauge: Kathodenreaktion: 2\,\mathrm^++2\,e^-\rightarrow 2\,\mathrm Kathodenreaktion 2: 2\,\mathrm+2\,\mathrm_2\mathrm\rightarrow 2\,\mathrm+\mathrm_2 Anodenreaktion 1: 2\,\mathrm^- \rightarrow 2\,\mathrm + 2\,e^- Anodenreaktion 2: 2\,\mathrm \rightarrow \mathrm_2\mathrm + 1/2\;\mathrm_2 O2 wird ebenfalls bei der Spaltung von Oxiden frei. Am leichtesten (mit geringster Temperatur) erreicht man dies durch Spaltung von Edelmetalloxiden. Z. B.: 2\,\mathrm_2\mathrm \rightarrow 4\,\mathrm + \mathrm_2 (bei T > 160°C)

Biologische Bedeutung

Sauerstoff wird von Cyanobakterien, Algen und Pflanzen bei der oxygenen Photosynthese aus Wasser freigesetzt. Die Cyanobakterien (veraltet auch als Blaualgen bezeichnet) waren dabei die ersten Organismen, die molekularen Sauerstoff als ihr Abfallprodukt in der Atmosphäre anreicherten.
Eukaryotische Organsimen - also auch der Mensch - benötigen heute diesen Sauerstoff in Form von O2 für ihren Stoffwechsel. Er fungiert dabei wie in einer normalen Redoxreaktion als Elektronenakzeptor, wobei er sich wieder mit Wasserstoff zu Wasser verbindet. Dies entspricht einer kontrollierten Knallgasreaktion. Sie läuft im Rahmen der Atmungskette bei den Eukaryoten in den Mitochondrien ab.
Bei den Prokaryonten gibt es aerobe und anaerobe Mikroorganismen. Anaerobe nutzen einen anderen Elektronenakzeptor, der aber zum Teil auch eine Sauerstoffverbidnung wie Nitrat oder Sulfat sein kann. Die starke Reaktivität der Sauerstoffionen, die auch im Stoffwechsel von Lebewesen entstehen, können Zellstrukturen zerstören und machen Schutzenzyme notwendig. Daher ist Sauerstoff für einige Mikroorganismen toxisch und wird nicht zuletzt für bestimmte Alterungseffekte beim Menschen verantwortlich gemacht.

Weitere Probleme:
- Atmung bei Hochdruck
- Tauchen/siehe auch Apollo 1)

Nachweis und Konzentrationsmessung

Sauerstoff kann dadurch nachgewiesen werden, dass er Verbrennungen unterhält. Am einfachsten ist die sogenannte Glimmspanprobe, bei der ein leicht glühender Holzspan in das zu untersuchende Gasgemisch gehalten wird, ein Aufleuchten weist auf hohe Sauerstoffkonzentrationen hin. Zur genaueren Bestimmung der Sauerstoffkonzentration eines Gases finden unterschiedliche Meßverfahren Anwendung, die von dem jeweils zu erfassenden Konzentrationsbereich sowie den begleitenden Substanzen abhängen. Man kann physikalische und chemische Meßverfahren unterscheiden. Zu den physikalischen Meßverfahren zählt das paramagnetische Verfahren. Es geht von der Tatsache aus, daß die Sauerstoffmoleküle auf Grund ihres permanenten magnetischen Dipolmoments paramagnetisch sind, alle anderen Gase mit geringen Ausnahmen diamagnetisch sind. Bei der meßtechnischen Realisierung in sog. thermomagnetischen Geräten wird das Meßgas der Wirkung eines Magnetfeldes und anschließend in einem Teilstrom einem Temperaturfeld ausgesetzt. Es entsteht in der Meßzelle eine Gasströmung, der sog. "magnetische Wind". Die Geräte können auch für den Einsatz in explosionsgefährdeten Bereichen ausgebildet werden. Ein weit verbreitetes elektrochemisches Meßverfahren nutzt die Sauerstoffleitfähigkeit von Zirkondioxid aus. Leitet man das sauerstoffhaltige Meßgas beispielsweise durch ein auf über 700 °C erhitztes Zirkondioxid-Röhrchen, das innen und außen Elektroden trägt und außen der Umgebungsluft ausgesetzt ist, dann entsteht an den Elektroden eine elektrische Spannung, die nach dem Nernstschen Gesetz von der absoluten Elektrodentemperatur und dem Verhältnis der Sauerstoffpartialdrücke an den beiden Elektroden abhängt. Der Sauerstoffpartialdruck der Luft dient hierbei als bekannte und konstante Vergleichsgröße. Bevorzugte Anwendungen sind Rauchgasmeßsonden und die in den Kraftfahrzeugen verwendeten Lambda-Sonden. Mit Hilfe von Zirkondioxid-Sensoren können ohne Probleme einerseits Sauerstoffpartialdrücke im ppm-Bereich (parts per million) und andererseits bei hohen Temperaturen (ca. 1.500 °C) gemessen werden.

Siehe auch


- Knallgasreaktion
- Carbogen
- Oxidation
- Phlogiston
- Hydroxid
- Rost (Korrosion)
- Ozon

Weblinks


- [http://www.hcrs.at/LIQUIDO2.HTM flüssiger Sauerstoff]
- [http://www.chemieseite.de/hauptelemente/node26.php Sauerstoff: Darstellung, Sigulett Triplett, Ozon]
- [http://www2.uni-jena.de/chemie/institute/oc/weiss/arbeitsvorschrift.htm Reaktion mit Singulett Sauerstoff] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:Chalkogen Kategorie:Periode-2-Element Kategorie:Gas Kategorie:Nichtmetall als:Sauerstoff ja:酸素 ko:산소 ms:Oksigen simple:Oxygen th:ออกซิเจน

Caesium

Cäsium ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol Cs und der Ordnungszahl 55. Das sehr reaktive, im hochreinem Zustand silber glänzende Alkalimetall schmilzt bei Körpertemperatur.

Geschichte

Cäsium wurde erstmals 1860 zusammen mit Rubidium von dem deutschen Chemiker Robert Wilhelm Bunsen und dem deutschen Physiker Gustav Robert Kirchhoff, den Erfindern der Spektralanalyse, im Dürkheimer Mineralwasser nachgewiesen. Der Name Cäsium ist vom lateinischen caesius abgeleitet, was himmelblau bedeutet. Der Name nimmt Bezug auf die typischen Spektrallinien des Cäsiums, welche im blauen Bereich liegen und wurde 1861 von Bunsen/Kirchhoff vergeben.
1882 stellte Carl Setterberg metallisches Cäsium durch Schmelzelektrolyse des Cyanids her.

Vorkommen

Schmelzelektrolyse Kommerziell nutzbar ist nur das Mineral Pollucit (auch Pollux genannt) aus Bernic Lake, Manitoba. Die Herstellung des reinen Metalls erfolgt durch Reduktion von Cäsiumchlorid mit Kalzium.

Eigenschaften

Cäsium weist von allen stabilen Elementen des Periodensystems mit 0,274 nm den größten Atomradius auf. Neben Gold und Kupfer ist es das dritte gelbe Metall (auch hochreines Calcium ist gelb). Cäsium ist sehr weich (das weichste aller Elemente) und dehnbar. Nach Quecksilber hat Cäsium den niedrigsten Schmelzpunkt(wenn Wasserstoff als nichtmetall angesehen wird) aller Metalle und liegt bei 28,45 °C, der Siedepunkt bei 705 °C. Cäsium ist das unedelste, nach Fluor das reaktionsfähigste stabile Element; es reagiert mit praktisch allen anderen Elementen. Bei der äußerst heftigen Reaktion (Explosionsgefahr) mit Wasser entsteht neben Wasserstoff Cäsiumhydroxid, die absolut stärkste Base. \mathrm In Luft verbrennt Cäsium mit rotvioletter Flamme zu Cäsiumhyperoxid. \mathrm Oberhalb 300 °C greift es auch Glas an. Cäsium ist auch das Element mit dem größten thermischen Ausdehnungskoeffizient (9,4 · 10-5 pro °C).

Isotope

Natürlich kommt nur 133Cs vor, es zählt somit zu den anisotopen Elementen beziehungsweise Reinelementen. Die anderen, allesamt radioaktiven Cäsium-Isotope kommen nur als künstliche Spaltprodukte bei Kernreaktionen vor. Das bedeutendste künstliche Isotop ist der Beta- und Gammastrahler 137Cs mit einer Halbwertszeit von 30 Jahren. Bekannt wurde es vor allem durch die radioaktive Belastung nach dem Reaktorunglück von Tschernobyl 1986. Besonders angereichert hat es sich in bestimmten Pilzen (beispielsweise Maronenröhrlinge in Süddeutschland und Österreich) und in Wildtieren (beispielsweise Elche in Skandinavien)

Verwendung


- Herstellung von Fotozellen (besonders für IR-Strahlung) und Fotomultipliern
- Infrarotdurchlässige Fenster, Linsen und Prismen
- Cäsium-Dampf-Lampen für Nachtsichtgeräte
- Herstellung von cäsiumdotierten Katalysatoren
- Atomuhren, Cäsiumuhren als Zeitnormale
- Gettermetall für Vakuumröhren
- 137Cs als Strahlungsquelle für medizinische Anwendungen in der Krebstherapie
- Stromquelle (thermoionische Batterien)
- Treibstoff für Ionenstrahltriebwerke
- 137Cs als Tracer für Wind- und Wassererosion

Sicherheitshinweise

An Luft entzündet sich Cäsium spontan, weshalb es unter reinem Stickstoff oder Argon aufbewahrt werden muss. In Wasser reagiert es wie die anderen Alkalimetalle exotherm unter Entwicklung gasförmigen Wasserstoffs. Die dabei zu beobachtende Explosion (Knallgasreaktion), die durch die Verbindung von Sauerstoff mit dem entstandenem Wasserstoff hervorgerufen wird, hat eine extrem hohe Sprengkraft.

Verbindungen

Cäsium ist eines der elektropositivsten Elemente. Aufgrund des großen Elektronegativitätsunterschieds zu den meisten anderen Elementen ist es fast ausschließlich in ionischen Verbindungen anzutreffen, wie zum Beispiel:
- Cäsiumhydrid (CsH)
- Cäsiumhydroxid (CsOH)
- Cäsiumhyperoxid (CsO2)
- Cäsiumchlorid (CsCl)
- Cäsiumfluorid (CsF) Andere verbindungen sind z.B.:
- Cäsiumiodid (CsI)

Weblinks


- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Cs/index.html WebElements.com - Cesium]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Cs.html EnvironmentalChemistry.com - Cesium]
- [http://www.smart-elements.com/?arg=zoom&element=Cs&art=24&seite=0&total=6&linkid=wiki-Cs#magnify Abbildungen in der Elemente Börse] Kategorie:Chemisches Element Kategorie:AlkalimetallKategorie:Periode-6-Element ja:セシウム ko:세슘 th:ซีเซียม

Ion (Chemie)

Ein Ion (von altgriechisch ἰόν: „sich fortbewegend“) ist ein elektrisch geladenes Atom oder Molekül. Entsprechend werden die Ionen Atomion und Molekülion genannt. Ionen sind durch Elektronenmangel positiv oder durch Elektronenüberschuss negativ geladen. Positiv geladene Ionen werden Kationen genannt, negativ geladene Anionen, da sie jeweils in einem elektrischen Feld zur Kathode (Minuspol) oder zur Anode (Pluspol) wandern.

Kennzeichnung

Ein Ion wird in der Chemie allgemein mit NiMen- (Nichtmetall-Ion) oder mit Men+ (Metall-Ion) gekennzeichnet. Beispiele sind:
- Na+ - Natrium-Ion (n wird hier weggelassen, da n gleich eins ist)
- S2− - Sulfid-Ion
- NH4+ - Ammoniumion, ein Molekülion

Eigenschaften

Der Radius von Ionen unterscheidet sich von dem des entsprechenden Atoms. Der Kationenradius ist kleiner – aufgrund der Nichtbesetzung der äußeren Orbitale –, der der Anionen meistens größer, da die äußeren Orbitale mit Elektronen aufgefüllt und/oder weitere Orbitale neu besetzt werden. Lösungen, die ionische Substanzen enthalten, Elektrolyte, leiten elektrischen Strom. Abhängig vom Verhältnis Ladung/Radius wirken Ionen unterschiedlich polarisierend in chemische Bindungen. Ionen unterschiedlicher Ladung bilden durch die Ionenbindung Salze. Ein cyclisches Ion ist ein Ion, das in einer Ringstruktur aufgebaut ist.

Vorkommen

Ionen mit mehr als 3 Unter- oder Überschussladungen kommen in der Chemie nur selten vor. In der Physik werden mit Duoplasmatrons hochgeladene Ionen in Beschleunigern erzeugt, denen nahezu alle Elektronen fehlen. Hiermit kann der Atomkern studiert werden oder es können schwere Wasserstoff- oder Heliumartige ein- bzw. zwei-Elektronen-Systeme studiert werden. Ionisierte Edelgase können Ionenbindungen eingehen. Edelgas-Halogenid-Verbindungen werden in Excimerlasern verwendet. Bei Molekülen mit zwei oder mehreren funktionellen Gruppen kann es vorkommen, dass sie an der einen Gruppe eine positive, an einer anderen eine negativ Ladung tragen (insgesamt ist das Molekül dann neutral). Solche polaren Moleküle werden auch als Zwitterionen bezeichnet. Elektrolyte spielen eine große Rolle in Stoffwechselvorgängen und in Batterien. Sternenmaterie liegt in ionisierten Zustand vor, geht hier aber wegen der hohen Temperatur keine chemische Bindung mehr ein. Diesen Zustand nennt man Plasma. Kategorie:Elektrochemie ja:イオン ko:이온 ms:Ion simple:Ion

Kation

Ein Kation (sprich: kat-ion) ist ein positiv geladenes Ion. Da positiv geladene Ionen bei einer Elektrolyse zur Kathode (dem Minuspol) wandern, wurde für sie der Name Kation gewählt. Kationen entstehen aus Atomen durch Abgabe von Elektronen bzw. bei Molekülen oder durch Abgabe von Elektronen oder Aufnahme von Wasserstoff-Ionen H+(Protonen). Salze sind immer aus Kationen und Anionen zusammengesetzt. Der Austausch zwischen verschiedenwertigen Kationen wird durch die Gapon-Gleichung beschrieben.

Beispiele für Kationen


- einfache Kationen:
  - K +, Na +, Li +, H +, Mg 2+, Ca 2+, Ba 2+, Al 3+, Pb 4+
- zusammengesetztes Kation:
  - NH 4 + (Ammonium-Ion)
  - H 3O + (Oxonium-Ion)

Die Ladung von einfachen Kationen


- Na ---> Na + + 1e - :Aus dem Natrium-Atom entsteht durch Abgabe eines Elektrons ein einfach positiv geladenes Natriumion. Dadurch, dass eine negative Ladung im Atom weniger vorhanden ist, überwiegt die positive Ladung.
- Mg ---> Mg 2+ + 2e - :Durch Abgabe von zwei Elektronen entsteht aus einem Magnesium-Atom ein zweifach positiv geladenes Magnesiumion.
- Al ---> Al 3++ 3e - :Das Aluminiumatom wird nach Abgabe von 3 Elektronen zu einem dreifach positiv geladenen Aluminiumion. Die Ladung der Metall-Ionen ergibt sich aus der Elektronenkonfiguration (Verteilung der Elektronen in der Atomhülle). Die Abgabe von Elektronen hat das Ziel, gleich viele Elektronen wie ein Edelgas zu erreichen (Edelgaskonfiguration). Die Anzahl der abzugebenden Elektronen richtet sich nach der Anzahl der Außenelektronen, die sich im Periodensystem für die Hauptgruppenelemente aus deren Hauptgruppennummer ablesen lässt. siehe auch: Edelgasregel, Edelgaszustand, Oktettregel

Einige einfache chemische Reaktionen


- NaCl ---> Na + + Cl -
- MgCl2 ---> Mg 2+ + 2Cl -
- FeCl3 ---> Fe 3+ + 3Cl -
- Na2CO3 ---> 2Na + + CO3 2-
- Fe2(SO4)3 ---> 2Fe 3+ + 3SO4 2-
Siehe auch: Anion, Alkalimetalle, Erdalkalimetalle Kategorie:Atomphysik Kategorie:Chemie

Anion

Ein negativ geladenes Ion heißt Anion. Da negativ geladene Ionen bei einer Elektrolyse zur Anode (dem Pluspol) wandern, wurde für sie der Name Anion gewählt. Anionen entstehen aus Atomen bzw. Molekülen durch Elektronenaufnahme oder – bei Säuren – durch Protonenabgabe
- Es gibt einfach, zweifach und dreifach geladene Anionen. Beispiele:
  - F + 1 e- → F- einfach negativ geladenes Fluoridion
  - S + 2 e- → S2- zweifach negativ geladenes Sulfidion
  - N + 3 e- → N3- dreifach negativ geladenes Nitridion
- Es gibt auch Anionen, die aus mehreren Atomen zusammengesetzt sind, man spricht dabei auch von Molekülionen, z.B.
  - HSO4- Hydrogensulfat-Ion
  - SO42- Sulfat-Ion
  - HCO3- Hydrogencarbonat-Ion
  - CO32- Carbonat-Ion
  - PO43- Phosphat-Ion
  - CH3COO- Acetat-Ion
- einfache chemische Reaktionen, bei denen Anionen beteiligt sind:
  - NaCl → Na+ + Cl-
  - MgCl2 → Mg2+ + 2 Cl-
  - FeCl3 → Fe3+ + 3 Cl-
  - Na2CO3 → 2 Na+ + CO32-
  - Fe2(SO4)3 → 2 Fe3+ + 3 SO42- Siehe auch: Kation Salze Liste von Anionen Kategorie:Atomphysik Kategorie:Chemie ja:陰イオン

Periodensystem der Elemente

Das Periodensystem der Elemente, kurz Periodensystem oder PSE, bietet eine Übersicht der verschiedenen chemischen Elemente. Die Elemente werden mit steigender Kernladung (Ordnungszahl) entsprechend ihrer chemischen Eigenschaften in Perioden sowie Haupt- und Nebengruppen eingeteilt. Nachfolgend ist das Periodensystem der Elemente in seiner heute bekanntesten Form dargestellt. Die Elemente sind mit ihrer Ordnungszahl und ihrem Symbol aufgeführt. (Ein über die Ordnungszahl 118 erweitertes Periodensystem befindet sich unter Erweitertes Periodensystem).

Geschichte

Erweitertes Periodensystem Die Datierung der Entdeckung solcher Elemente, die bereits seit der Frühzeit oder Antike bekannt sind, ist nur ungenau und kann je nach Literaturquelle um mehrere Jahrhunderte schwanken. Sicherere Datierungen sind erst ab dem 18. Jahrhundert möglich. Bis dahin waren erst 15 Elemente als solche bekannt und beschrieben (Metalle wie Eisen, Kupfer, Blei, Bismut, Arsen, Zink, Zinn, Antimon, Platin, Silber, Quecksilber und Gold oder Nichtmetalle wie Kohlenstoff, Schwefel und Phosphor). Die meisten Elemente wurden im 19. Jahrhundert entdeckt und wissenschaftlich beschrieben. Zu Beginn des 20. Jahrhunderts waren nur noch zehn der natürlichen Elemente unbekannt. Seither wurden vor allem schwer zugängliche, oftmals radioaktive Elemente dargestellt. Viele dieser Elemente kommen nicht in der Natur vor und sind das Produkt von künstlichen Kernverschmelzungsprozessen. Erst im Dezember 1994 wurden die beiden künstlichen Elemente Darmstadtium (Eka-Platin) und Roentgenium (Eka-Gold) hergestellt. (siehe auch: [http://www.seilnacht.com/Lexikon/psframe.htm www.seilnacht.com]) Anfang des 19. Jahrhunderts stellte Johann Wolfgang Döbereiner erstmals einen Zusammenhang zwischen der Atommasse und den chemischen Eigenschaften einzelner Elemente fest. 1863 stellte Newlands eine nach Atommassen geordnete Tabelle der Elemente in Achtergruppen (Gesetz der Oktaven) auf. Das Periodensystem selbst wurde 1869 nahezu gleichzeitig und unabhängig voneinander von Dmitri Mendelejew (1834-1907) und Lothar Meyer (1830-1895) aufgestellt. Dabei ordneten sie ebenfalls die chemischen Elemente nach steigenden Atommassen, wobei sie Elemente mit ähnlichen Eigenschaften (Anzahl der Valenzelektronen) untereinander anordneten. Im 20. Jahrhundert wurde der Aufbau der Atome entdeckt, die Periodizität wurde durch den Aufbau der Elektronenhülle erklärt. (siehe auch Entwicklung des Periodensystems der Elemente)

Aufbau

Die chemischen Eigenschaften eines Elements werden nur durch die Eigenschaften der Elektronenhülle bestimmt, die Eigenschaften des Atomkerns spielen bis auf die Kernladung, die die Anzahl der Hüllenelektronen festlegt, keine Rolle. Das Periodensystem ist damit vollständig durch die Elektronenkonfiguration der Atome erklärbar. Die Elemente in einer Periode (Zeile des PSE) haben die gleiche Anzahl von Elektronenschalen, die Elemente einer Gruppe (Spalte des PSE) gleichen sich im Aufbau der äußeren Elektronenschale. Die Unterscheidung in Haupt- und Nebengruppen ergibt sich dadurch, dass bei letzteren nicht die äußerste, sondern die zweitäußerste Schale mit Elektronen aufgefüllt wird, bei den Lanthaniden/Lanthanoiden und Actiniden/Actinoiden die drittäußerste. Im Wesentlichen bestimmt die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Elektronenschale das chemische Verhalten eines Atoms, deshalb haben die Elemente der einzelnen Gruppen, da sie die gleiche Anzahl an Elektronen auf der äußeren Bahn haben, vergleichbare chemische Eigenschaften.. Das Element 84 (Po Polonium) und alle nachfolgenden sind radioaktiv und somit instabil. Auch innerhalb der Elemente 1 bis 83 sind 2 Stoffe enthalten, die radioaktiv, also instabil sind: Nr. 43 Tc Technetium und Nr. 61 Pm Promethium (Name nach Prometheus). So bleiben tatsächlich nur 81 stabile Elemente übrig, die in der Natur vorkommen - alle anderen sind radioaktive Stoffe. Von den radioaktiven Elementen sind nur Thorium und Uran in größeren Mengen in der Natur vorhanden, da diese Elemente Halbwertszeiten in der Größenordnung des Alters der Erde haben. Alle anderen radioaktiven Elemente sind entweder intermediäre Zerfallsprodukte des Urans und Thoriums, wie das Radium oder entstehen bei seltenen natürlichen Kernreaktionen oder durch Spontanspaltung von Uran und Thorium. Letztere können in wägbaren Mengen nur künstlich hergestellt werden. Dies gilt grundsätzlich für alle Elemente mit Ordnungszahlen über 94, von denen bis heute noch keine Spuren in der Natur gefunden wurden, obwohl sie ebenfalls bei der Elementsynthese in einer Supernova entstehen.

Tendenzen

Im PSE kann man feststellen, dass einige Eigenschaften der Elemente sich in bestimmten Positionen im PSE finden lassen.
So erscheint es logisch, dass die Anzahl der Protonen von links nach rechts in einer Zeile und von oben nach unten in einer Spalte zunimmt. So gibt es weitere Eigenschaften, die sich im Periodensystem darstellen lassen:
- Masse
  - nimmt von oben nach unten und von links nach rechts zu (Ausnahmen: Ar vor K, Te vor I, Co vor Ni, Th vor Pa).
- Atomradius
  - nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab (bei Hauptgruppenelementen)
- Elektronegativität
  - Nimmt von oben nach unten ab, von links nach rechts zu (Ausnahme: Edelgase)
- Ionisierungsenergie
  - nimmt von oben nach unten ab, von links nach rechts zu.
- Metallcharakter
  - nimmt von oben nach unten zu und von links nach rechts ab.
- Basizität der Oxide
  - nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab.
- Schrägbeziehung:
  - Ähnlichkeiten zwischen:
    - Lithium - Magnesium
    - Beryllium - Aluminium
    - Bor - Silizium
  - Grimmscher Hydridverschiebungssatz
- Lanthanoidenkontraktion

Siehe auch


- Elektronenkonfiguration im Periodensystem.
- Liste der chemischen Elemente nach
  - Namen
  - Ordnungszahl
  - Symbol
- Seltenheit

Das Lied der chemischen Elemente

1959 hat der Amerikaner Tom Lehrer ein Lied geschrieben, in dem die Namen aller bis dato bekannten 102 Elemente vorkommen. Dieses Lied heißt „The Elements“ (Lied der chemischen Elemente).
- http://chemlab.pc.maricopa.edu/periodic/lyrics.html
- http://www.privatehand.com/flash/elements.html

Weblinks

Deutsche Seiten


- [http://www.seilnacht.com/Lexikon/psframe.htm Bebildertes Periodensystem]
- [http://mypse.sourceforge.net/ Interaktives Periodensystem - deutsch (GPL)]
- [http://www.pse-online.de/html/allgemein/pdf.htm/ Periodensystem als PDF]

Englische Seiten


- [http://www.webelements.com Informationen zu den Elementen]
- [http://www.iupac.org/reports/periodic_table/index.html offizielles Periodensystem der Elemente der] IUPAC Kategorie:Werkzeug der Chemie !Periodensystem als:Periodensystem ja:周期表 ko:주기율표 ms:Jadual berkala simple:Periodic table th:ตารางธาตุ

Kategorie:Atomphysik

Die Atomphysik beschreibt das Verhalten der Elektronen in der Atomhülle. Sie ist zu unterscheiden von der oft mit ihr verwechselten Kernphysik, welche sich mit dem Atomkern beschäftigt. Solange keine eigene Unterkategorie eingerichtet ist, werden hierzu auch die Beiträge zur Molekülphysik eingeordnet. Siehe auch die verwandte Kategorie: Quantenphysik Kategorie:Physik ko:원자물리학

Tawara Machi

Tawara Machi (俵万智 Tawara Machi, born December 31, 1962) is a contemporary Japanese writer, translator and poet. Tawara is most famous as a contemporary poet, and is credited with revitalizing the tanka (a type of poem that can be seen as an predecessor of the haiku) for modern Japanese audiences. Her facilities as a translator consist of translating classical Japanese into modern Japanese, with her works there consisting of books like the Man'yōshū and the Taketori Monogatari. She was born in 1962 in Osaka Prefecture, and moved to Fukui Prefecture when she was 14 years old. In 1981, she graduated from Waseda University with a degree in Japanese literature. Under the influence of the poet Sasaki Yukitsuna, she began to write tanka. After graduation, Tawara began teaching at Kanagawa Prefecture's Hashimoto High School, and she taught there until 1989. She wrote a 50 poem sequence, August Morning (八月の朝), which received the 32nd Kadokawa Tanka Prize. She combined this collection with other small groups of tanka to release her first major collection of poems, Salad Anniversary (サラダ記念日) in 1987. It became a bestseller, selling well over 2.6 million copies. This collection went on to receive the 32nd Modern Japanese Poets Association Award. Salad Anniversary started a phenomenon known as salad phenomenon, comparable to bananamania, a term coined to remark on the phenomenon caused by the first major book of Banana Yoshimoto. Tawara became a celebrity, and hosted television and radio shows where she extolled the virtues of tanka, and encouraged everyone to write them. She eventually released a collection of tanka sent to her by her fans, edited and selected by her. Tawara's popularity is mainly intertwined with her skill with tanka. She deftly co