Valenzelektronen (oft auch Außenelektronen genannt) sind die Elektronen, die sich in den äußersten Orbitalen aufhalten und sich an Bindungen zwischen Atomen beteiligen können.
Bei den Hauptgruppen-Elementen sind das die Elektronen der äußersten Schale, bei den Übergangsmetallen sind es die auf der äußersten Schale und zusätzlich die Elektronen im d-Orbital der vorhergehenden Schale.
Die Anzahl der Valenzelektronen gibt nicht die Anzahl der tatsächlich an Bindungen beteiligten Elektronen an. Das Element Chlor besitzt sieben Valenzelektronen. Davon ist im Molekül der Chlorwasserstoffsäure (HCl) nur ein Elektron an der Bindung beteiligt. In der Perchlorsäure (HClO4) sind alle sieben Valenzelektronen an den Bindungen beteiligt.
Valenzelektronen sind nicht mit Bindungselektronen zu verwechseln. Valenzelektronen können sich an Bindungen beteiligen und sind damit auch Bindungselektronen, können aber auch nichtbindend sein und damit keine Bindungselektronen, dies hängt vom chemischen Zustands des entsprechendend Atoms ab.
Kategorie:AtomphysikKategorie:Chemische Bindung
Elektron
Elektronen sind negativ geladene Elementarteilchen ohne räumliche Ausdehnung. Ihr Symbol ist e-. Sie bilden die Elektronenhülle der Atome (und Ionen). Ihre freie Beweglichkeit in Metallen ist die Ursache für die elektrische Leitfähigkeit von metallischen Leitern.
Elektronen gehören zu den Leptonen, einer Unterklasse der Fermionen. Deswegen besitzen sie einen Spin von 0,5.
Ihre Antiteilchen sind die Positronen, Symbol e+, mit denen sie bis auf ihre elektrische Ladung in allen Eigenschaften übereinstimmen.
Der experimentelle Nachweis von Elektronen gelang erstmals im Jahre 1897 durch den Briten Joseph John Thomson. Gelegentlich wird das negative Elektron auch als Negatron bezeichnet und der Begriff Elektron als Oberbegriff für Negatron und Positron.
Der Name kommt vom griechischen Wort elektron (ηλεκτρον) und bedeutet Bernstein, denn an ihm wurde die Elektrizität erstmals beobachtet. Reibt man Bernstein beispielsweise mit einem Katzenfell, so lädt es sich elektrisch auf. Die Bezeichnung Elektron für die Ladungseinheit führte George Johnstone Stoney ein (Philosophical Magazine 40 (1895), 372).
Ein Elektron ist ein „Mikroobjekt“, d. h., dass es, ähnlich wie Licht, Wellen- und Teilchencharakter hat. Daraus folgt, dass es der HeisenbergschenUnschärferelation unterliegt.
In einem Atom wird das Elektron meist als stehende Materiewelle betrachtet.
Elektronen können in polarenLösungsmitteln wie Wasser oder Wasser in Lösung gehen. Diese Spezies wird als Solvatisiertes Elektron bezeichnet. Bei Lösung von Alkalimetallen in Ammoniak ist sie für die starke Blaufärbung verantwortlich.
Diese Größen werden durch das magnetische Moment des Elektronenspins miteinander verknüpft:
.
Dabei ist das magnetische Moment des Elektronenspins, die Ruhemasse des Elektrons, seine Ladung und der Spin. heißt Landé- oder g-Faktor. Fasst man den Term vor zusammen, so erhält man das Verhältnis aus magnetischem Moment zum Spin, bezeichnet als gyromagnetisches Verhältnis des Elektrons. Für das Elektron ist nach der Dirac-Theorie (relativistische Quantenmechanik) der theoretische Wert von exakt gleich zwei. Effekte der Quantenelektrodynamik bewirken jedoch eine (geringfügige) Abweichung des Wertes für von zwei.
Elektronen bilden mit Protonen und Neutronen die Atome. Während die beiden letztgenannten Teilchen den Kern bilden, befinden sich die Elektronen in der Atomhülle. Elektronen sind sehr viel leichter als Protonen und Neutronen, etwa um den Faktor 1800.
In der Kathodenstrahlröhre bzw. Braunschen Röhre treten Elektronen aus einer beheizten Glühkathode aus und werden im Vakuum durch ein elektrisches Feld in Feldrichtung (in Richtung der positiven Anode) beschleunigt. Durch Magnetfelder werden die Elektronen senkrecht zur Feldrichtung abgelenkt. Diese Eigenschaften der Elektronen haben erst die Entwicklung des Fernsehers und des Computermonitors sowie ihre Nutzung in technologischen Anwendungen (Elektronenkanone) ermöglicht.
Die Masse eines ruhenden Elektrons ist immer konstant. Bei bewegten Elektronen (und ein Elektron ist unter normalen Bedingungen immer in Bewegung) muss die Massenzunahme der Relativitätstheorie berücksichtigt werden. An Elektronen kann diese Massenzunahme gut beobachtet werden, da sie sich leicht aufgrund ihrer Ladung auf hohe Geschwindigkeiten beschleunigen lassen. Die Masse kann dann durch Ablenkung in einem Magnetfeld bestimmt werden.
Nach den theoretischen Darstellungen der Quantenelektrodynamik wird das Elektron als Punktteilchen, ohne endliche Ausdehnung angenommen. In guter Übereinstimmung damit ergaben Elektron-Elektron Streuexperimente an Teilchenbeschleunigern eine maximale Elektronengröße von 10-19 m.
Von der Größe zu unterscheiden ist der Wirkungsquerschnitt. Bei der Streuung von Röntgenstrahlen an Elektronen erhält man einen Wirkungsquerschnitt der einem effektiven Elektronenradius von etwa 3·10-15 m entspräche. Dieselbe Größenordnung ergäbe sich bei einer klassischen (nicht quantentheoretischen) Beschreibung des Elektrons unter den Annahmen:
#Elektronen sind kugelförmig, sie bilden einen Kugelkondensator
#Die Ladung ist an der Oberfläche verteilt
#Die potentielle Energie der Ladung entspricht der Ruheenergie .
en umkreisen einen Kern aus zwei Protonen und zwei Neutronen.]]
Das Atom (von griechischάτομος, átomos - unteilbar, [unteilbare] Person) ist der kleinste chemisch nicht weiter teilbare Baustein der Materie. Im Laufe der Wissenschaftsgeschichte wurden unterschiedliche Atommodelle vorgeschlagen.
Atome sind elektrisch neutral, jedoch werden oft auch Ionen unter dem Begriff Atom gefasst. Atome bestehen aus einem Atomkern mit positiv geladenen Protonen und elektrisch neutralen Neutronen und einer Atomhülle aus negativ geladenen Elektronen.
Atome gleicher Anzahl der Protonen, der Kernladungszahl, gehören zu demselben Element. Bei neutralen Atomen ist die Anzahl von Protonen und Elektronen gleich. Die physikalischen Eigenschaften der Atomhülle bestimmen das chemische Verhalten eines Atoms. Atome gleicher Kernladungszahl besitzen dieselbe Atomhülle und sind damit chemisch nicht unterscheidbar.
Nahezu die gesamte von uns wahrnehmbare, unbelebte und belebte Materie in unserer irdischen Umgebung besteht aus Atomen oder Ionen. Kosmologisch betrachtet stellt diese Materieform jedoch nur einen gewissen Anteil neben Plasma, aus dem die Sterne bestehen, der Neutronenmaterie von Neutronensternen und evtl. einer noch hypothetischen Dunklen Materie bislang unbekannter Natur.
Aufbau
Dunklen Materie
Ein Atom besteht aus einer Hülle und einem im Vergleich zu seinem Gesamtvolumen winzigen Kern. Die Atomhülle (Elektronenhülle) hat mit einem Radius von etwa 10-10 m einen ungefähr zehntausendfach größeren Radius als der Atomkern (r = 10-14 m).
Zur Veranschaulichung: würde man ein Atom auf die Größe einer Kathedrale aufblähen, so entspräche der Kern der Größe einer Fliege (allerdings wäre eine solche Fliege vieltausendfach schwerer als die Kathedrale selbst). Der Atomkern nimmt nur etwa ein Billiardstel des Gesamtvolumens eines Atoms ein.
Der Atomkern besteht aus den sogenannten Nukleonen, Protonen und – außer beim Wasserstoff-Isotop 11H – aus Neutronen. Die Atomhülle besteht aus Elektronen.
Im Atomkern konzentriert sich fast die gesamte Masse des Atoms. Die Elektronen tragen eine negative elektrische Ladung und die Protonen eine positive, wodurch sie sich gegenseitig anziehen. Die Neutronen sind elektrisch neutral und haben eine geringfügig größere Masse als die Protonen.
Kenndaten
Atome sind in erster Näherung kugelförmig und haben eine Größe von 0,1 bis 0,5 nm, also 0,0000000001 m bis 0,0000000005 m. Innerhalb des Periodensystems nehmen die Atomradien von links nach rechts ab und von oben nach unten zu. Allerdings besteht kein linearer Zusammenhang zwischen der Protonenzahl (und damit der Ordnungszahl) und dem Atomradius.
Ihre Masse beträgt abhängig von der Massenzahl zwischen 10-24 und 10-22 g.
Siehe auch:Mol, PeriodensystemSiehe auch: Atommodell
Kategorisierung und Ordnung
Die Anzahl der Protonen in einem Atom ist die Kernladungszahl oder auch Ordnungszahl (Stellung des Elements im Periodensystem der chemischen Elemente), die Summe der Protonen und Neutronen die Massenzahl.
Atome mit der gleichen Anzahl an Protonen werden dem gleichen chemischen Element zugeordnet.
Atome mit der gleichen Protonenzahl aber unterschiedlichen Neutronenzahlen nennt man Isotope, sie gehören dem gleichen chemischen Element an.
Bei den meisten chemischen Reaktionen spielt die Anzahl der Neutronen keine Rolle. Wichtig ist die Anzahl der Neutronen im Bereich der Strahlungslehre.
In der Kernphysik unterscheidet man Atomsorten nach der Zahl der Protonen und Neutronen, da diese eine unterschiedliche Radioaktivität aufweisen. Meist sind nur ein oder zwei Isotope eines Elements stabil, die anderen zerfallen radioaktiv. Von einigen Elementen gibt es auch überhaupt kein stabiles Isotop. Atom(kern)e mit untereinander gleicher Zahl an Protonen bzw. Neutronen bezeichnet man als Nuklide.
Das kleinste Atom ist das Wasserstoffatom mit nur einem Proton im Atomkern. Eines der schwersten Atome ist das Uran-Atom mit 92 Protonen im Atomkern (siehe Periodensystem). Das schwerste Atom, dessen Herstellung in entsprechenden Experimenten bisher gelungen ist, ist das Ununoctium-Atom mit 118 Protonen im Atomkern (Stand Aug.2004). Es ist jedoch extrem kurzlebig.
Allgemeines
Die Chemie beschäftigt sich mit den Atomen und ihren Verbindungen, den Molekülen. Dies setzt auch genaue Kenntnisse über die Struktur der Atomhülle voraus.
Die Physik beschäftigt sich unter anderem mit dem Aufbau der Atomhülle (Atomphysik), dem Aufbau der Atomkerne aus Elementarteilchen (Kernphysik) und weiter mit den Eigenschaften der Elementarteilchen (Elementarteilchenphysik).
Geschichte
Siehe auch: Atomismus und Atommodell
Die Geschichte der Idee des Atoms beginnt im antiken Griechenland um 400 vor Christus.
- um 400 vor Christus - Demokrit und das Teilchenmodell
::Demokrit, ein altgriechischer Gelehrter, äußerte als erster die Vermutung, dass die Welt aus unteilbaren Teilchen - (griechisch a-tomos = unteilbar) Atomen - bestände. Daneben gäbe es nur leeren Raum. Alle Eigenschaften der Stoffe ließen sich, nach Meinung Demokrits, auf die Abstoßung und Anziehung dieser kleinen Teilchen erklären. Diese Idee wurde von den Zeitgenossen Demokrits abgelehnt, da man damals die Welt als etwas Göttliches ansah. Demokrits philosophischer Kontrahent war vor allem Empedokles, der die Lehre von den vier Elementen Feuer, Erde, Luft und Wasser begründete. Demokrits Vorschlag blieb fast 2 Jahrtausende unbeachtet.
- um 1400 - Die Alchemisten - Gold kann nicht hergestellt werden
::Auch wenn die Alchemisten in ihren Versuchen, aus niederen Stoffen (wie etwa Blei) Gold herzustellen, scheiterten, leisteten sie Vorarbeit für die spätere experimentelle Physik und Chemie.
- 1803 - John Dalton - Atomtheorie der Elemente
::Der englische Chemiker John Dalton griff als erster wieder die Idee von Demokrit auf. Aus konstanten Mengenverhältnissen bei chemischen Reaktionen schließt Dalton darauf, dass immer eine bestimmte Anzahl von Atomen miteinander reagiert.
- 1896 entdeckt Henri Becquerel die Radioaktivität, und stellt fest, dass sich Atome umwandeln können.
- 1897 - Joseph John Thomson - Entdeckung des Elektrons
::Bei einem Versuch mit Strom stellte der britische Physiker Thomson fest, dass Strahlen in Vakuumröhren aus kleinen Teilchen bestehen. Damit war ein erster Bestandteil der Atome gefunden, obwohl man von der Existenz der Atome immer noch nicht überzeugt war. Eine Besonderheit war die Entdeckung vor allem deshalb, weil man dachte, Strom wäre eine Flüssigkeit.
- 1898 - Marie und Pierre Curie - Radioaktivität
::Immer mehr Forscher beschäftigten sich mit den kleinsten Teilchen. Die Curies untersuchten unter anderem Uran, das sie aus Pechblende gewannen. Die Uran-Atome zerfallen unter Abgabe von Wärme und Strahlen, die man als Radioaktivität (von radius = Strahl) bezeichnet. Marie Curie erkannte, dass sich Elemente bei diesem Zerfall verwandeln. (Die Radioaktivität wurde 1896 von Henri Becquerel entdeckt.)
- 1900 - Ludwig Boltzmann - Atomtheorie
::Boltzmann war ein theoretischer Physiker, der die Ideen von Demokrit umsetzte. Er berechnete aus der Idee der Atom-Existenz einige Eigenschaften von Gasen und Kristallen. Da er allerdings keinen experimentelle Beweis lieferte, waren damals seine Ideen umstritten.
- 1900 - Max Planck - Quanten
::Der Berliner Physiker Planck untersuchte die Schwarzkörperstrahlung. Bei der theoretischen, thermodynamischen Begründung seiner Formel führte er die sog. Quanten ein und wurde somit zum Begründer der Quantenphysik.
- 1905 - Albert Einstein - Erklärung der Brownschen Bewegung
::In der dritten Arbeit des „annus mirabilis“ erklärte der Physiker Albert Einstein die Brownsche Bewegung mit Hilfe der Atomhypothese. Damit wurde zum ersten Mal ein beobachtbares physikalisches Phänomen direkt aus Boltzmanns Theorie hergeleitet.
- 1906 - Ernest Rutherford - Experimente
::Der Physiker Ernest Rutherford ging im Gegensatz zu Boltzmann und Planck experimentell auf die Suche nach den Atomen. 1906 entdeckte er mit dem rutherfordschen Experiment, dass Atome nicht massiv sind, ja sogar im Grunde fast gar keine Substanz besitzen. (Damit ist das Wort "Atom" für das, was es bezeichnet, im Grunde falsch. Es wurde aber beibehalten.) Aus dem Experiment leitete Rutherford bis 1911 die genaue Größe eines Atoms, also der Atomhülle und der Größe des Atomkerns ab. Ferner konnte er ermitteln, dass der Atomkern die positive Ladung, die Atomhülle eine entsprechende negative Ladung trägt. So entdeckte er das Proton.
- 1913 - Niels Bohr - Schalenmodell
::Aus dem rutherfordschem Atommodell entwickelte der dänische Physiker Niels Bohr ein planetenartiges Atommodell. Danach bewegen sich die Elektronen auf bestimmten Bahnen um den Kern, wie Planeten die Sonne umkreisen. Die Bahnen werden auch als Schalen bezeichnet. Das besondere daran war, dass die Abstände der Elektronen-Bahnen streng-mathematischen Gesetzmäßigkeiten folgen. Die Bahnen besitzen verschiedene Radien, und jede Bahn besitzt eine maximale Kapazität für Elektronen. Atome streben Bohr zufolge an, dass alle Bahnen komplett besetzt sind. Damit haben sich sowohl viele chemische Reaktionen erklären lassen als auch die Spektrallinien des Wasserstoffs. Da sich das Modell für komplexere Atome als unzureichend erwies, wurde es 1916 von Bohr und dem deutschen Physiker Arnold Sommerfeld insofern verbessert, als man nun für bestimmte Elektronen exzentrische, elliptische Bahnen annahm. Das bohr-sommerfeldsche Atommodell erklärt viele chemische und physikalische Eigenschaften von Atomen.
- 1929 - Erwin Schrödinger, Werner Heisenberg und andere - Das Orbitalmodell
::Aufbauend auf Schrödingers Wellenmechanik und Heisenbergs Matrizenmechanik wurde ein weiteres, bis heute modernes Atommodell entwickelt, das weitere Unklarheiten beseitigen konnte.
- 1929 - Ernest O. Lawrence - Der erste Teilchenbeschleuniger, das Zyklotron
::Um Informationen über den Aufbau der Atomkerne zu bekommen, wurden die Kerne mit Strahlen beschossen. Um nicht auf die schwache natürliche Strahlung angewiesen zu sein, entwickelte Lawrence das Zyklotron. Geladene Teilchen wurden auf kreisförmigen Bahnen beschleunigt.
- 1932 - Paul Dirac und David Anderson - Antimaterie
::Der theoretische Physiker Paul Dirac fand eine Formel, mit der sich die Beobachtungen der Atomphysik beschreiben lassen. Allerdings setzte diese Formel die Existenz von Anti-Teilchen voraus. Diese Idee stieß auf heftige Kritik, bis der amerikanische Physiker Anderson in der kosmischen Strahlung das Positron nachweisen konnte. Dieses Anti-Teilchen zum Elektron hat eine positiver Ladung aber die gleiche Masse wie ein Elektron. Treffen ein Teilchen und sein Anti-Teilchen zusammen, zerstrahlen sie sofort als Energie gemäß der Formel E = m - c2. 1932 wurde dann noch das Neutron von dem englischen Physiker James Chadwick entdeckt.
- 1933 - Irène und Frédéric Joliot-Curie - Materie aus dem Nichts
::Eher zufällig beobachten die Eheleute Curie, dass sich nicht nur Masse in Energie umwandeln lässt. In einem Experiment verwandelte sich ein Lichtstrahl in ein Elektron und ein Positron (vgl. Paarbildung).
- 1938 - Otto Hahn und Lise Meitner - Die erste Kernspaltung
::Der deutsche Chemiker Hahn, ein Schüler Rutherfords, untersuchte weiter die Atomkerne. Dazu beschoß er Uran-Atome mit Neutronen und erhielt Cäsium und Rubidium oder Strontium und Xenon. Was eigentlich passierte, konnte er nicht erklären. Dies gelang jedoch seiner Mitarbeiterin Lise Meitner, die aufgrund ihrer jüdischen Religion vor den Nazis nach Schweden geflohen war. Sie stellte fest, dass die Summe der Kernteilchen (Protonen und Neutronen) bei den Produkten der des Urans entspricht. Hahn erhielt dafür den Nobelpreis, erwähnte seine Mitarbeiterin aber mit keinem Wort.
- 1938 - Hans Bethe - Kernfusion in der Sonne
::Neben zahlreichen Beiträgen zum Aufbau der Atome erforschte der in Straßburg geborene Bethe die Energieproduktion in Sternen. Er stellte fest, dass in unserer Sonne zwei Wasserstoff-Atomkerne miteinander verschmelzen, während in größeren und helleren Sternen Kohlenstoff-Kerne in die schwereren Stickstoff-Kerne verwandelt werden. Bethe arbeitete auch in Los Alamos mit, wurde aber nach dem Krieg ein engagierter Gegner von Massenvernichtungswaffen.
- 1942 - Enrico Fermi - Der erste Kernreaktor
::Der italienische Physiker Fermi erkannte die Möglichkeit, die Kernspaltung für eine Kettenreaktion zu nutzen. Die bei der Spaltung von Uran freiwerdenden Neutronen, konnten für die Spaltung weiterer Kerne verwendet werden. Damit legte Fermi die Grundlagen sowohl für die kriegerische Nutzung der Kernenergie in Atombomben, als auch friedliche Nutzung in Kernreaktoren. Fermi baute den ersten funktionierenden Kernreaktor.
- 1942 - Werner Heisenberg - Atomforschung für die Nazis
::Die Nazis beauftragten den Physiker Heisenberg, eine Atombombe zu entwickeln. Durch einen Rechenfehler misslang ihm dies aber. Bei der Berechnung der kritischen Masse verrechnete er sich um den Faktor 1000.
- 1942 - Albert Einstein und Leo Szilard - Roosevelt soll die Atombombe bauen
::Eigentlich hat Einstein selber nicht zum Bau der Atombombe beigetragen. Er unterstützte aber einen Brief an den amerikanischen Präsidenten Roosevelt, dass die Atombombe unbedingt vor den Nazis entwickelt werden solle. Auch der ungarische Universalgelehrte Szilard erkannte die Gefahr, die von einer deutschen Atombombe ausging. Er lieferte zwar wichtige Ideen für den Bau der Atombombe, war aber an deren Entwicklung in Los Alamos nicht beteiligt. Auch später warnte Szilard noch vor dem Gebrauch der Atombombe.
- 1945 - J. Robert Oppenheimer - Die erste Atombombe
::Oppenheimer war der Organisator, der in Los Alamos die besten Physiker und Ingenieure versammelte. So gelang es innerhalb kürzester Zeit der Bau einer Atombombe, das Manhattan-Projekt. Nach dem Einsatz der Atombombe in Hiroshima wurde Oppenheimer zum Gegner von Atombomben.
- 1951 - Erwin Müler – das Feldionenmikroskop
::Müller gelingt mit der Konstruktion eines Feldionenmikroskopes erstmals die direkte Abbildung von Atomen auf einer Wolfram-Spitze.
- 1952 - Edward Teller - Die Wasserstoffbombe
::Der ungarische Physiker Teller war Mitarbeiter von Oppenheimer. Allerdings hatte er eine weitergehende Idee. Er wollte eine Bombe auf der Basis der Kernfusion bauen, die Bethe in der Sonne nachgewiesen hat. Aus Angst vor dem Kommunismus wurde Teller zu einem Rüstungsfanatiker und entwickelte die Wasserstoffbombe.
- 1960 - Donald A. Glaser - Die Blasenkammer
::Nach dem Ende des zweiten Weltkrieges konzentrierte sich die Forschung auf den Aufbau der Elementarteilchen. Mit der Entwicklung der Blasenkammer hatte man nun eine Möglichkeit, die kleinsten Teilchen, die in Teilchenbeschleunigern entstanden, zu "sehen".
- 1964 - Murray Gell-Mann - Die Quarks
::Mit Hilfe der Blasenkammer konnte auf einmal eine riesige Anzahl an bisher unsichtbaren Teilchen sichtbar gemacht werden, die Widersprüche zu der bisherigen Physik darstellte. Um dies zu erklären, postulierte der Physiker Gell-Mann Grundbausteine, aus denen die Kernbausteine aufgebaut sein sollen. Mittlerweile gibt es sehr viele Indizien für die Existenz der Quarks, auch wenn sie einzeln nicht zu beobachten sind.
- 1978 - Der Fusionreaktor
::Um die riesigen Mengen an Energie zu nutzen, die bei einer Kernverschmelzung (Kernfusion) frei werden, versuchte man, die Fusionsenergie gezielt zu nutzen. Die Kernverschmelzung (Kernfusion) gelang erstmals mit Teilchenbeschleunigern. Derzeit laufen Versuche, Kernfusionsreaktoren herzustellen, bislang konnte aber nur für sehr kurze Zeit mehr Energie gewonnen werden, als in den Prozess hineingesteckt wurde
- 1995 - Eric Cornell, Wolfgang Ketterle und Carl Wiemann - Das Bose-Einstein-Kondensat
::In einem ultrakalten Gas aus Rubidium-Atomen wird erstmals ein Bose-Einstein-Kondensat hergestellt, ein bereits von Einstein vorhergesagter Zustand der Materie.
- 2000 - CERN - Das Higgs-Boson
::Das Kernforschunngszentrum CERN in Genf forscht in ihrem Beschleuniger nach dem Higgs-Boson, das als Erlöser-Teilchen bezeichnet wird und dessen Existenz die bestehenden Theorien zur Elementarteilchenphysik bestätigen soll. Bisher gibt es keine eindeutigen experimentellen Belege für die Existenz des Higgs-Bosons.
- 2002 - Brookhaven - seltsame Materie
::Im Schwerionenbeschleunigerring RHIC im amerikanischen Brookhaven prallen Goldionen hoher Energie aufeinander. Dabei sollen sie für extrem kurze Zeit und in einem sehr kleinen Raumbereich ein Quark-Gluonen-Plasma erzeugen. Dies ist ein Zustand der Materie, der heute in der Natur nicht mehr vorkommt, aber vermutlich unmittelbar nach dem Urknall existierte.
Zitate
- Nur scheinbar hat ein Ding eine Farbe, nur scheinbar ist es süß oder bitter; in Wirklichkeit gibt es nur Atome und den leeren Raum. – Demokrit (5. Jh. v. Chr.)
- Richard Feynman hat einmal gesagt, müsste er das wichtigste Ergebnis der modernen Naturwissenschaft in einem Satz zum Ausdruck bringen, entschiede er sich für: "Die Welt besteht aus Atomen." – Brian Greene (Der Stoff, aus dem der Kosmos ist, ISBN 388680738X, S. 255)
Literatur
- Bernhard Bröcker u.a.: dtv Atlas Atomphysik: Tafeln und Texte. 6. Aufl. 1997. ISBN 3-423-03009-7.
- Animationen der Atome aller Elemente: http://www.physik.rwth-aachen.de/~harm/aixphysik/atom/Periodic/index.html
- Animation eines Heliumatoms: http://www.purchon.com/chemistry/helium.htm
Sonstiges
- [http://www.pm-magazin.de/de/wissensnews/wn_id878.htm "Kraftmikroskopie zeigt einzelne Atome"] von Peter Rösch (P.M.)
- [http://www.chemieseite.de/allgemein/node4.php Übersicht über die verschiedenen Atommodelle]
Kategorie:Atomphysikja:原子ko:원자ms:Atomsimple:Atomth:อะตอม
Chemisches Element
Stoffe, die ausschließlich aus Atomen mit gleicher Anzahl an Protonen im Kern (Kernladungszahl) bestehen, bezeichnet man als chemische Elemente. Sie treten im Universum mit einer bestimmten Elementhäufigkeit auf. Im Gegensatz zu den Elementen stehen die Verbindungen und die Stoffgemische.
Früher war die Definition dieses Begriffs intuitiver, aber unpräziser:
Robert Boyle definierte ein chemisches Element als einen Reinstoff, der mit chemischen Methoden nicht weiter zerlegt werden kann.
Diese Definition hat den Nachteil, dass man nie sicher sein kann, ob man die chemischen Methoden völlig ausgeschöpft hat. Hätte man es z. B. im Labor nicht geschafft, Wasser zu zerlegen, so hätte man es als Element einordnen müssen.
Der heutige Element-Begriff, der für die Stoffe eine Einteilung nach ihren Bestandteilen, den Atomen, vornimmt, ist abstrakter, dafür aber präzise.
Seine praktische Bedeutung liegt darin, dass er Atome mit gleichem chemischen Verhalten (dem Verhalten bei chemischen Reaktionen) zusammenfasst. Das physikalische Verhalten von Atomen ein und desselben Elements kann dabei durchaus unterschiedlich sein, z. B. können die Atome eines Elements sich in der Masse unterscheiden (Isotope) und bei nuklearen Reaktionen unterschiedlich verhalten.
Nach der Kernladungszahl (auch Ordnungszahl) ihrer Atome ordnet man die Elemente im Periodensystem der Elemente (PSE) an. Dieses System wurde vom russischen Gelehrten Dmitri Iwanowitsch Mendelejew zeitgleich mit dem deutschen Lothar Meyer1869 begründet.
Kernladungszahl und Masse
Die Erklärungen dafür, dass die Massezahl nicht genau dem Vielfachen der Masse des Wasserstoffatoms entspricht, sind:
- Protonen und Neutronen, die den Hauptanteil der Masse bilden, sind fast, jedoch nicht genau, gleich schwer.
- Natürliche Elemente bestehen aus einer Mischung von Atomen mit unterschiedlicher Neutronenzahl. Eine Atomart überwiegt meist bei weitem, diese bestimmt dann die Massenzahl (Ausnahme Chlor Cl mit der 35,5-fachen Masse)
- Das natürliche Mischverhältnis ist bei einem Element meist gleich (Ausnahme ist Blei, das unterschiedliche durchschnittliche Atommassen zeigt, wenn man es aus verschiedenen Lagerstätten gewinnt)
- Bei sehr genauen Messungen zeigt sich die Bindungsenergie als Massendefekt, so dass die Kernmasse stets minimal kleiner ist als die Summe der Massen der Protonen und Neutronen.
Rein- und Mischelemente
Der Kern des Wasserstoffs besteht fast immer aus nur einem Proton. Wasserstoff mit einem Proton und einem Neutron im Kern (Deuterium) tritt in natürlichem Wasserstoff mit einem Anteil von 0,015 % auf.
Der Heliumkern besteht aus zwei Protonen und zwei Neutronen. Es existieren aber auch Helium-Atome, die zwei Protonen, aber nur ein Neutron, enthalten. Diese treten in natürlichem Helium jedoch nur mit einem Anteil von 0,000137 % auf.
Chlor (17 Protonen) besteht aus einer Mischung aus Atomen mit 18 Neutronen (75,8 %) und 20 Neutronen (24,2 %).
Chemische Elemente, die nur aus einer Atomart bestehen, heißen Reinelemente, wenn sie dagegen aus zwei oder mehr Atomarten bestehen, heißen sie Mischelemente.
Atome des gleichen Elements mit unterschiedlicher Neutronenzahl nennt man Isotope.
Chemische Verbindungen
Chemische Elemente können, bis auf wenige Ausnahmen, chemische Verbindungen eingehen.
Dabei sind mehrere der elementaren Atome zu Molekülen zusammengeschlossen.
Natürliche oder künstliche Stoffe sind entweder Elemente oder Verbindungen.
Gewöhnliches Wasser H2O ist eine Verbindung aus den Elementen Wasserstoff H (2 Atome pro Molekül) und Sauerstoff (1 Atom pro Molekül). Metalle wie Eisen Fe oder Kupfer Cu sind dagegen stets Elemente.
Elemente können auch eine Verbindung mit sich selbst eingehen. Bei vielen Gasen wie Chlor Cl oder Fluor F verbinden sich zwei Atome desselben Elements zu einem Molekül, also Cl2 bzw. F2.
Die Entstehung von Elementen
Bereits beim Urknall entstanden die leichten Elemente Wasserstoff (ca. 75%) und Helium (ca. 25%), zusammen mit geringen Mengen Lithium und Beryllium.
Schwerere Elemente entstehen im Universum durch Kernreaktionen in den Sternen (meist durch Kernfusion). Am Anfang steht der Wasserstoff mit einem Atomgewicht von ca. 1,0 (ein Proton). In Hauptreihen-Sternen, wie auch unserer Sonne, verschmilzt unter hoher Temperatur (mehrere Millionen C°) und hohem Druck Wasserstoff zu Helium. (Atomgewicht ca. 4,0) Dabei verschmelzen 4 Wasserstoffatomkerne über mehrere Zwischenstufen zu einem Heliumatomkern. Dieser ist ein wenig leichter als die vier Protonen zusammen, die Massendifferenz wird als Energie in Form von (Gamma-)Strahlung frei.
Die Fusion geht auf diese Art (Atome mit geringerer Protonenzahl und Atomgewicht verschmelzen zu höheren unter Abgabe von Energie) in den meisten Sternen bis zum Kohlenstoff, in massereichen bis zum Eisen weiter. Die Energieausbeute wird dabei immer geringer. Eisen ist der am dichtesten gepackte Atomkern, bei Fusionsreaktionen darüber hinaus wird Energie verbraucht anstatt freigesetzt. Sterne sind auf Energiegewinnung aus Kernfusion angewiesen, um ihren Gravitationskollaps aufzuhalten, daher können derartige Reaktionen nicht in nennenswertem Umfang stattfinden.
Elemente schwerer als Eisen entstehen in Sternen am Ende ihrer Lebensdauer. Dabei fangen Atomkerne Neutronen ein und werden so in Elemente höherer Ordnungszahl umgewandelt. Dies geschieht im sogenannten s-Prozess (bei massearmen Sternen) oder im r-Prozess (bei massereichen Sternen während einer Supernova).
Ein Stern verliert am Ende seiner Lebensdauer große Mengen Material (kontinuierlich durch Sonnenwind oder explosiv in einer Supernova), dadurch gelangen die entstandenen Elemente zurück in das interstellare Medium. Jüngere Sternensysteme enthalten daher bereits von Anfang an auch geringe Mengen schwererer Elemente, die z.B. Planeten wie in unserem Sonnensystem bilden können.
- Lucien F. Trueb: Die chemischen Elemente. Ein Streifzug durch das Periodensystem. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 2005, ISBN 3-7776-1356-8
Weblinks
- [http://www.chemieseite.de/ www.chemieseite.de] enthält ausführliche Beschreibungen der Hauptelemente.
- [http://chemlab.pc.maricopa.edu/periodic/lyrics.html] Lied der chemischen Elemente
Kategorie:Chemie
Chemische Bindung ist die Bezeichnung für den Zusammenhalt der kleinsten Teilchen in chemischen Stoffen. Die kleinsten Teilchen können Atome, Anionen, Kationen oder Moleküle sein. Durch Lösen und Knüpfen von chemischen Bindungen in einer chemischen Reaktion entstehen Stoffe mit neuen Eigenschaften.
Starke Bindungen
Stoffe, die über Starke Bindungen verfügen, zeichnen sich durch hohe Bindungs- oder Gitterenergien aus. Dadurch ergeben sich hohe Schmelz- und Siedetemperaturen.
Oktettregel und Wertigkeit der Elemente
Walter Kossel (1915) und Gilbert Newton Lewis (1916) entwickelten die Oktettregel zur Erklärung der Zahlenverhältnisse der Elemente in chemischen Bindungen. Demnach sind die Elementatome bestrebt, durch chemische Bindung die im Periodensystem nächst gelegene Edelgas-Konfiguration zu erreichen, in dem sie die entsprechende Zahl an Elektronen abgeben oder aufnehmen. Die bestimmende Eigenschaft ist somit die Wertigkeit der Elemente.
Beispiele:
- Fluor nimmt ein Elektron auf und erhält als F- die Konfiguration des Neons.
- Kalzium gibt zwei Elektronen ab und erhält damit die Konfiguration des Argons.
Die Bezeichnung Oktett-Regel leitet sich von den acht Valenzelektronen der Edelgase ab.
Diese Regel gilt allerdings nur in der 1. und 2. Periode der Hauptgruppenelemente ohne Einschränkung. Bei den Hauptgruppenelementen der übrigen Perioden können auch andere Konfigurationen erreicht werden. So hat der Schwefel in der Schwefelsäure 12 Elektronen. Die Nebengruppenelemente erreichen zuweilen andere, relativ stabile Konfigurationen.
Metallcharakter im Periodensystem
Innerhalb des Periodensystems nimmt der Metallcharakter der Atome von links nach rechts ab und von oben nach unten zu. Entsprechend findet man fließende Übergänge zwischen den drei Bindungsarten, an welchen Metalle und Nichtmetalle beteiligt sind. Für den Ionencharakter gilt das gleiche Prinzip in umgekehrter Richtung. Hierzu einige Beispiele aus der 3. Periode:
3. Periode
Innerhalb der Verbindungen des Chlors mit den Elementen der 3. Periode des Periodensystems nimmt der Ionencharakter der Bindungen immer mehr ab und der kovalente Charakter zu.
dient dem Zeilenumbruch, bitte nicht entfernen
Chlor
Innerhalb der Verbindungen des Natriums mit den Elementen der 3. Periode nimmt der Metallcharakter der Bindungen immer mehr ab und der Ionencharakter immer mehr zu.
dient dem Zeilenumbruch, bitte nicht entfernen
Natrium
Innerhalb der Metallgitter oder Moleküle der Elemente der 3. Periode nimmt der Metallcharakter immer mehr ab und der kovalente Charakter zu.
dient dem Zeilenumbruch, bitte nicht entfernen
Entsprechend der Oktettregel kommt eine chemische Bindung formal dadurch zustande, dass Nichtmetallatome als Bindungspartner Elektronen aufnehmen und Metalle Elektronen abgeben Man bezeichnet dies als Donator-Akzeptor-Prinzip.
Ionenbindung
Eine Ionenbindung wird zwischen Metall- und Nichtmetallatom dadurch ausgebildet, dass das Metallatom seine Valenzelektronen vollständig an das Nichtmetallatom abgibt. Dadurch entsteht aus dem Metallatom ein Kation und aus dem Nichtmetallatom ein Anion. Auf Grund der elektrostatischen Anziehung zwischen diesen Ionen entsteht ein Ionengitter.
Beispiel: Formale Bindungsbildung von Kalziumchlorid
:
Metallbindung
Da bei einer Metallbindung alle Bindungspartner Metalle sind, geben auch alle Atome Valenzelektronen ab. Die dadurch entstandenen Metallkationen werden durch die jetzt frei beweglichen Elektronen (das sog. Elektronengas) zusammengehalten, es entsteht ein Metallgitter.
Beispiel: Formale Bindungsbildung von Natrium als Metallgitter
:
Atombindung (Kovalenzbindung)
Da bei einer Atombindung alle Bindungspartner Nichtmetalle sind, nehmen auch alle Atome Valenzelektronen auf. Dadurch entstehen Moleküle oder Atomgitter, die durch bindende Elektronenpaare zusammengehalten werden.
Schwache Bindungen
Schwache Bindungen bilden sich in der Regel zwischen Molekülen aus und beeinflussen die spezifischen physikalischen Eigenschaften wie Siede- und Festpunkt. In Makromolekülen (zum Beispiel Polypeptide) treten sie auch als innermolekulare Bindungen auf. Bei sehr schwachen Bindungen wird statt des Begriffs Bindung der Begriff Wechselwirkung verwendet.
- Dipol-Dipol-Wechselwirkungen zwischen den Molekülen in flüssigem Schwefelwasserstoff;
- Dipol-Ion-Wechselwirkung beim Lösen von Salzen in Wasser, wobei die Wasser-Dipolmoleküle eine Hydrathülle um die Ionen bilden;
- Van-der-Waals-Wechselwirkung zwischen unpolaren Oktan-Molekülen.
Bei schwachen Bindungen kann kein vollständiger Elektronenübergang oder Ausbildung von bindenden Elektronenpaaren formuliert werden.
Hier findet nur eine Verschiebung von negativer Ladung innerhalb eines Moleküls statt, wodurch elektrische Dipole entstehen, die andere Dipole oder Ionen anziehen können (siehe polare Atombindung).
In Proteinen können alle Arten der schwachen Wechselwirkung sowie Ionen- und Atombindungen auch innerhalb eines einzigen Polypeptid-Moleküls auftreten.
Elektrostatische Anziehung
Alle chemischen Bindungen und Wechselwirkungen lassen sich auf elektrostatische Anziehung zwischen entgegengesetzten Ladungen zurückführen.
Erläuterungen zu der Übersicht:
- Gitterverbände bilden sich nur im festen Zustand aus. Im flüssigen Zustand bricht das Gitter zusammen, die Teilchen sind leichter gegeneinander verschiebbar, der Bindungscharakter bleibt aber erhalten.
- Durch die Ionenbindung entsteht ein Ionengitter. Beispiel Kochsalz NaCl mit Natrium-Kationen Na+ und Chlorid-Anionen Cl-.
- Durch die Metallbindung entsteht ein Metallgitter. Beispiel: Kupfer Cu, Messing (eine Kupfer-Zink-Legierung); Quecksilber ist bei Zimmertemperatur flüssig, leitet aber auch in diesem Zustand den elektrischen Strom.
- Zur Atombindung siehe dort - Wasserstoffbrückenbindungen sind in der Regel zwischenmolekulare Wechselwirkungen. In Eis liegt unterhalb 0 °C ein Molekülgitter vor, ebenso in Zucker (Saccharose) bei Zimmertemperatur (Kristallzucker).
- Dipol-Dipol-Wechselwirkungen treten zwischen polaren Molekülen auf, die nicht die Bedingungen für eine Wasserstoffbrückenbindung erfüllen. Beispiel: Ether: H3C-O-CH3 - Ion-Dipol-Wechselwirkungen treten unter anderem beim Auflösen von Salzen in Wasser auf. Dabei umgeben die Wasserdipole die Ionen als Hydrathülle und verhindern dadurch, dass sich Kationen und Anionen wieder zu einem Gitterverband zusammenfügen.
- Van-der-Waals-Wechselwirkung entsteht zwischen unpolaren Molekülen, die sich bei Annäherung gegenseitig polarisieren, es entstehen induzierte Dipole (im Gegensatz zu den permanenten Dipol-Molekülen wie Wasser und Schwefelwasserstoff). Beispiel: Atomverbände in flüssigen Edelgasen, Molekülgitter des Iods bei Zimmertemperatur, π-Komplex bei der Bromierung des Ethens.
Räumliche Ausrichtung
In Molekülen und Atomgittern ist die räumliche Ausrichtung der Bindungspartner von der Geometrie der Atomorbitale abhängig. (Näheres siehe dazu unter Atombindung.)
In Metall- und Ionengittern hängt die räumliche Struktur von der Größe der Bindungspartner ab, die sich auf einer gedachten Kugeloberfläche anordnen. (siehe dazu Kugelpackung, Kristallstruktur).
Permanente oder induzierte Dipolmoleküle richten sich zueinander so aus, dass ihre entgegengesetzt geladenen Molekülteile zueinander weisen und die Teile mit gleicher Partialladung einen möglichst großen Abstand voneinander haben.
Bindungslänge
Dies ist der Abstand der Mittelpunkte der Atome oder Ionen bei chemischen Bindungen.
Bei kristallinen Festkörpern mit Ionen- oder Metallgitter lassen sich die Abstände der Gitterbausteine durch Röntgen- oder Elektronenbeugung ermitteln. Da in Kristallgittern unterschiedliche Abstände der Netzebenen gemessen werden können, wird in Tabellen in der Regel der kleinste Abstand als Bindungslänge angegeben.
Im Kalziumfluorid beträgt der Abstand zwischen den Kalziumkationen Ca2+ und den Fluorid-Anionen F- 235 pm. In Metallgittern beträgt der Abstand je nach Atomgröße zwischen 200 pm und 500 pm.
Zur Atombindung siehe dort
Wasserstoffbrückenbindungen weisen je nach Polarisierungsgrad Abstände zwischen 120 pm und 300 pm auf.
Bindungsstärke und Bindungsenergie
Eine Bindung ist um so stärker, je mehr Energie bei ihrer Bildung frei wird. Umgekehrt gilt auch: Je stärker ein Bindung ist, um so mehr Energie muss aufgewandt werden, um sie zu lösen und um so weniger reaktiv ist die Verbindung oder das Element.
Als Bindungsenergie wird bei Ionenverbindungen die Gitterenthalpie angegeben, das ist die Enthalpie, die aufgewandt werden muss, um einen festen Kristall in die Gasphase zu überführen, in der die Ionen frei beweglich sind.
Die Gitterenthalpie hängt einerseits von der Größe der beteiligten Ionen ab: Je größer die Ionen, desto kleiner ist die Gitterenergie, da die Anziehungskräfte mit zunehmender Entfernung der positiven Kerne von der negativen Elektronenhülle des Bindungspartners abnehmen.
Beispiele: Gitterenthalpie der Fluoride der Alkalimetalle bei 25 °C in kJ pro mol:
Andererseits hängt die Gitterenergie von der elektrischen Ladung der beteiligten Ionen ab: Je größer die Ladungen, desto größer sind die Anziehungskräfte und um so größer ist die Gitterenergie.
Beispiele: Gitterenthalpie bei 25 °C in kJ pro mol (in den Beispielen ändert sich der Ionenradius nur wenig):
Die höchste Gitterenthalpie weist Aluminiumoxid Al2O3 (Al3+ und O2-) mit 15157 kJ/mol auf.
Für die Anziehungskraft K zwischen zwei entgegengesetzt geladenen Ionen mit der Ladungsmenge e1 und e2 im Abstand r gilt die mathematische Beziehung
Als Maß für die Bindungsstärke bei der Metallbindung kann die Schmelztemperatur verwendet werden: Je höher die Schmelztemperatur, desto stärker sind die Bindungskräfte. diese hängen wieder sowohl vom Abstand der Metallkationen als auch von der Zahl der abgegebenen Elektronen ab: Je mehr Valenzelektronen abgeben werden und je kleiner der Gitterabstand, um so größer sind die Bindungskräfte und damit die Schmelztemperaturen.
Die Bindungsenthalpie der Atombindung ist durch die Enthalpieänderung bei der Dissoziation von Molekülen in ihre Atome in der Gasphase definiert. Sie hängt, wie die Bindungslänge (siehe oben), sowohl von der Größe der gebundenen Atome als auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare ab: Je größer der Radius der Bindungspartner, desto größer ist ihr Abstand und desto kleiner ist die Bindungsenergie. Bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen lässt sich erkennen, dass ihr Abstand auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare abhängt:
Für delokalisierte Atombindungen gilt entsprechend, dass sie energieärmer als eine Mehrfachbindung, aber energiereicher als eine Einfachbindung sind. So beträgt die Bindungsenthalpie im Benzol 147 kJ/mol.
:Die intermolekularen Wechselwirkungen haben nur noch 10 % der Bindungsstärke der starken Bindungen. Dennoch haben sie einen starken Einfluss auf Fest- und Kochpunkte der Stoffe:
Bei der Wasserstoffbrückenbindung beträgt die Bindungsenthalpie bei starker Polarisierung der Bindungspartner mindestens 40 kJ/mol, bei schwacher Polarisierung höchstens 20 kJ/mol. Sie ist verantwortlich dafür, dass der Siedpunkt von Wasser bei 100 °C liegt, während der Siedepunkt von Schwefelwasserstoff –83 °C beträgt (siehe Siedepunktanomalie)
Die Stärke der Ion-Dipol-Wechselwirkung ergibt sich aus der Formel
e1: Ionenladung
µ1: Dipolmoment
Die Stärke der Dipol-Dipol-Wechselwirkung ergibt sich aus der Formel
µ1,2: Dipolmomente
Die Bindungsenthalpie der Van-derWaals-Wechselwirkung liegt bei einer Größenordnung von 1 kJ/mol. Ihre Betrag hängt vom Dipolmoment der Teilchen ab. Da es sich aber hier um induzierte Dipole handelt, spielt auch die Polarisierbarkeit der zunächst unpolaren Atome eine Rolle: Große „weiche“ Atome lassen sich leichter polarisieren als kleine „harte“. Dies lässt sich an den Siedepunkten der Edelgase ablesen, die mit zunehmender Größe zunehmend stärkere Van-der-Waals-Wechselwirkungen ausbilden und damit zunehmend mehr Energie benötigen, um diese Anziehungskräfte zu überwinden und in die Gasphase überzutreten.
Die Siedepunkte unpolarer Moleküle hängen allerdings auch von der Oberfläche ab, mit der sie zu benachbarten Molekülen Van-der-Waals-Wechselwirkungen ausüben können. So beträgt der Siedepunkt des linearen, unverzweigten n-Pentans 36,1 °C, während das isomere 2,2-Dimethyl-propan mit der selben molaren Masse einen Siedepunkt von 9,5 °C hat, da es nahezu kugelförmig ist und damit eine geringere „Berührungsfläche“ zu Nachbarmolekülen hat.
Bei geringen Bindungsenergien, die hauptsächlich durch elektrische Anziehungskräfte zustande kommen, spricht man von Physisorption. Zu der Physisorption gehört z.B. die Van-der-Waals-Bindung oder die Wasserstoffbrückenbindung.
Bei größeren Bindungsenergien spricht man von Chemisorption, bei der die beteiligten Elektronen-Orbitale überlappen und so zu einer Bindung führen. Zur Chemisorption gehört die kovalente Atombindung und die Komplexbindung.
Von Physisorption spricht man bei Bindungsenergien im meV-Bereich, von Chemisorption im eV-Bereich und größer. Eine genaue Grenze zwischen beiden ist oftmals nicht möglich.
Ein Molekül (älter auch: Molekel) ist ein Teilchen, das aus mindestens zwei zusammenhängenden Atomen besteht, welche durch kovalente Bindungen verbunden sind. Moleküle stellen die kleinsten Teilchen dar, die die Eigenschaften des zugrundeliegenden Stoffes haben. Es gibt Moleküle, die aus einem einzigen Element aufgebaut sind (O2, N2, P4 u.v.m), die meisten Moleküle sind aber Verbindungen aus Nichtmetallen mit einem (oder mehr) weiteren Nichtmetallen oder Halbmetallen. Einen etwas größeren Verbund von gleichartigen Atomen nennt man Cluster.
Bindungsart in Molekülen
In Molekülen halten die verbundenen Atome über gemeinsame Elektronenpaare zusammen. Man nennt solche Bindungen auch Atombindung, Elektronenpaarbindung oder kovalente Bindung. Wenn auch die einzelnen Atome keine vollen Elementarladungen haben, also nicht als Ionen vorliegen, kann es durch unsymmetrisch verteilte Bindungselektronenpaare zu Teilladungen kommen. Man unterteilt deshalb die Atombindungen in:
- kovalente Bindung / unpolare Atombindung - Differenz der Elektronegativität der Bindungspartner ist 0. Diese Art der Bindung kommt genau genommen nur bei Elementmolekülen, d.h. bei Molekülen, die nur aus einer Atomart zusammen gesetzt sind, vor. Man fasst im weiteren Sinne allerdings auch Bindungen zwischen Atomen (z.B. zwischen C und H) als kovalente Bindungen auf, deren Differenz der Elektronegativität größer 0 und kleiner 0,4 ist.
- polare Bindung - Differenz der Elektronegativität der Bindungspartner ist größer 0,4 und kleiner 1,8.
Zwischenmolekulare Kräfte (sortiert nach abnehmender Stärke)
Der Aufbau eines Moleküls kann auf verschiedene Arten beschrieben werden.
Die Summenformel eignet sich für einfache Moleküle, insbesondere anorganische Moleküle, z.B. H2O für Wasser oder NH3 für Ammoniak. Sie enthält die Atomsymbole der im Molekül enthaltenen Elementsorten, deren Anzahl über einen Index (die tiefgestellte Zahl) angegeben ist.
Die Wirkung von Intermolekularen Kräften ist auch bei kleineren Molekülen von der räumlichen Struktur der Moleküle abhängig. Zur Beschreibung dieser Struktur dient die VSEPR-Theorie.
Bei komplexeren Molekülen, wie sie vor allem in der organischen Chemie vorkommen, liefert eine Summenformel oft keine ausreichende Beschreibung, da es verschiedene Moleküle mit der gleichen Summenformel (Isomere) geben kann. Deshalb wird dazu die Strukturformel verwendet, die den Aufbau graphisch darstellt.
In einigen Fällen, spiegelbildlich gebauten Molekülen, den Enantiomeren, gibt auch die Strukturformel nicht ausreichend Aufschluss über die nach außen wirksame Struktur. Hier werden Fischer- und Haworth-Projektion verwendet.
Bei hochkomplexen Molekülen wie Proteinen oder polymeren Kohlenhydraten spielt die räumliche Darstellung eine noch größere Rolle. Man versucht, räumliche Darstellungen über Farbgebung zu erreichen (Bsp.: Hämoglobin).
Man spricht dann - je nach Ebene - von der Primärstruktur (bei Proteinen durch die Abfolge der Aminosäuren definiert), der Sekundärstruktur (Auffaltung zu einer Helix oder einem Faltblatt), der Tertiärstruktur (Auffaltung der Sekundärstruktur zu Kugeln oder Fasern ) und der Quartärstruktur. (siehe hierzu: Protein)
Salzsäure (systematischer Name Chlorwasserstoffsäure) ist eine wässrige Lösung des Gases Chlorwasserstoff (Summenformel HCl). Sie ist eine starke anorganische Säure und zählt zu den Mineralsäuren. Die Salze der Chlorwasserstoffsäure heißen Chloride. Das bekannteste Chlorid ist das Natriumchlorid (NaCl, Kochsalz)
In der Natur sind nur die Salze der Salzsäure zu finden. In freier Form kommt sie im Magensaft der Wirbeltiere vor (0,1 bis 0,5 Gewichtsprozent).
Gewinnung und Darstellung
Hergestellt wird Salzsäure im Labor aus konzentrierter Schwefelsäure und Kochsalz (daher der Name):
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Die Schwefelsäure verdrängt den Chlorwasserstoff aus seinem Salz, obwohl Chlorwasserstoff die stärkere Säure ist.
Das ist möglich, weil HCl gasförmig ist und sich praktisch nicht in Schwefelsäure löst. Dadurch wird dem Gleichgewicht ständig Chlorwasserstoff entzogen.
In der chemischen Industrie wird hochreiner Chlorwasserstoff/Salzsäure durch die Verbrennung von Chlorknallgas (ein Gemisch aus Wasserstoff und Chlor) gewonnen.
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Technisch reine Salzsäure fällt hauptsächlich als Nebenprodukt bei der Chlorierung organischer Verbindungen an.
Eigenschaften
HCl-Gas löst sich bei 0 °C sehr gut in Wasser (825 g beziehungsweise 525 l in einem Liter). Dabei entsteht Wärme. Bei 20 °C enthält ein Liter gesättigte Salzsäure 485 g HCl (40,4 %). Die Dichte der Lösung beträgt 1,20 g/cm³. Die Konzentrationsabhängigkeit der Dichte ist in der nebenstehenden Tabelle gezeigt. Zwischen der Dichte D und dem prozentualen Gehalt an HCl besteht ein zufälliger mathematischer Zusammenhang: Die verdoppelten Nachkommastellen entsprechen der Konzentration, z. B. 1,10 g/cm³ ist die Dichte von 20 %iger Salzsäure.
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Salzsäure mit Gehalten von über 36 Gewichtsprozent HCl wurde früher auch als rauchende Salzsäure bezeichnet, da sich über offenen Gefässen ein weisser Nebel bildet.
Reine Salzsäure kann ohne Rückstände verdampft werden. Wird Salzsäure mit einem HCl-Gehalt von über 20 Gewichtsprozent erhitzt, so entweicht mehr HCl als Wasser, bis ein Gemisch von 20 % HCl und 80 % Wasser übrig bleibt, das man als Azeotrop bezeichnet. Der genaue Gehalt an HCl im Azetrop bei 1013 mbar ist 20,17 %, der Siedepunkt liegt bei 110 °C.
Verdünnte Salzsäure hat einen pH-Wert von etwa 0-2, konzentrierte Salzsäure von -0,8, rauchende Salzsäure von -1. Salzsäure kommt aber in der Regel nur stark verdünnt vor. An feuchter Luft bildet HCl-Gas einen Nebel aus feinen Salzsäure-Tröpfchen.
Verdünnte Salzsäure ist ein guter elektrischer Leiter.
Reaktionen
Salzsäure löst die meisten Metalle mit Ausnahme von Edelmetallen wie z. B. Tantal, Germanium, Kupfer und Quecksilber (nur bei Anwesenheit von Sauerstoff) und Silber unter Bildung von Chloriden und Wasserstoff, sofern diese nicht durch Passivierung geschützt sind.
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Metalloxide reagieren mit Salzsäure zu Chloriden und Wasser:
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Eine Mischung von Salzsäure und Salpetersäure wird Königswasser genannt, weil sie auch Gold, den "König der Metalle", zu lösen vermag. Dazu trägt neben der oxidierenden Wirkung des Nitrosylchlorids und des nascierenden Chlors auch die Verringerung der effektiven Goldkonzentration durch Komplexbildung bei:
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Verwendung
Salzsäure ist in der chemischen Industrie als anorganische Säure von großer Bedeutung. Salzsäure wird beispielsweise bei der Aufarbeitung von Erzen und Rohphosphat eingesetzt. Sie wird bei der Säurebehandlung von Erdöl- und Erdgas-Quellen verwendet sowie in der Metallverarbeitung beim Beizen, Ätzen und Löten.
Salzsäure ist ein wichtiges Reagenz in der chemischen Analyse. Sie vermag eine Gruppe von Metallen durch Fällung von anderen Metallen abzutrennen. Anschließend können diese getrennt weiter analysiert werden (→ Salzsäure-Gruppe). Die Alkalimetrie ist ein weiteres Verwendungsgebiet von Salzsäure.
Als Lebensmittelzusatzstoff trägt Salzsäure die Bezeichnung E 507.
Biologische Bedeutung
Bei Mensch und Tier ist die Salzsäure ein Bestandteil des Magensaftes, wo sie unter anderem die Hydrolyse von Fetten bewirkt.
Sicherheitshinweise
Kontakt mit der Haut führt zu Verätzungen. Die Dämpfe sind reizend.
Bei Berührung mit den Augen sofort gründlich mit Wasser abspülen und Arzt konsultieren.
Bei Gebrauch immer Schutzkleidung tragen d.h. Schutzbrille, Schutzhandschuhe und eine Schutzschürze.
Nachweis
Salzsäure wird zum einen durch ihren Säurecharakter nachgewiesen. Ergänzend dazu identifiziert man das Chlorid-Anion in stark verdünnter Lösung durch eine Fällung mit Silbernitrat in Form von Silberchlorid:
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Der entstandene weiße Niederschlag löst sich in Ammoniakwasser oder in konzentrierter Salzsäure unter Komplexbildung auf:
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Wird Salzsäure bei Anwesenheit von Braunstein erhitzt, so entsteht Chlorgas:
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Der prozentuale Gehalt einer Salzsäure wird durch Titration mit Natronlauge ermittelt (→ Acidimitrie, Maßanalyse). Fotometrisch lässt sich diese Bestimmung sowie die von Chloriden mit Hilfe des Quecksilbersalzes der Chloranilsäure durchführen. Der Gehalt an Salzsäure im Magensaft bestimmt man mit Grünzburgs Reagenz.
Perchlorsäure ist eine farb- und geruchlose Flüssigkeit mit einem Schmelzpunkt von –18 °C und einem Siedepunkt von 199 °C. Sie ist vollständig mit Wasser mischbar. Konzentrierte Perchlorsäure raucht an der Luft. Perchlorsäure ist eine extrem starke Säure und verursacht schwere Verätzungen (Dämpfe nicht einatmen!). Beim Erwärmen besteht Explosionsgefahr und bei Berührung mit brennbaren Stoffen besteht Brandgefahr, da sie wegen ihres hohen Sauerstoffanteils brandfördernd ist. Verdünnte Perchlorsäure-Lösungen sind weniger gefährlich und stabiler.
Herstellung
Perchlorsäure wird durch Zugabe von starken Säuren, z. B. Schwefelsäure aus ihren Salzen, z. B. Kaliumperchlorat freigesetzt. Kaliumperchlorat lässt sich durch Disproportionierung aus elektrolytisch hergestelltem Kaliumchlorat KClO3 beim Erhitzen erzeugen.
Thor Heyerdahl (6. oktober1914 – 18. april2002) var ein norsk arkeolog, etnolog, eventyrar og forfattar. Han var utdanna marinbiolog, men livsvegen hans var først og fremst prega av antropologi.
Thor Heyerdahl var fødd i Larvik. Han studerte både biologi og geografi ved Universitetet i Oslo. I 1933-1936 studerte han også antropologi ved Krøpeliens bibliotek. Hans fyrste ekspedisjon gjekk til øya Fatu Hiva i Marquesas-arkipelet i Polynesia i 1937-1938. I åra 1939-1940 budde han saman med kwakiutl-indianarane i British Columbia. Desse ekspedisjonane fekk stor innverknad på livet hans. Han la merke til at plantelivet, vindane og havstraumane antyda at Polynesia kunne ha vorte befolka frå Sør-Amerika, og ikkje Asia. Lokal munnleg tradisjon hevda det same. Etter desse ekspedisjonane utvikla han denne teorien i boka "American Indians in the Pacific".
Det vitskapelege miljøet aksepterte ikkje denne teorien, så Heyerdahl sette i gang Kon-Tiki-ekspedisjonen for å leggja fram prov på at dette kunne ha vore mogleg. Den 28. april 1947 sette Heyerdahl og fem besetningsmedlemmer segl ved Callao i Peru på ein balsaflåte som dei hadde bygd i tradisjonell stil. Etter 101 dagar nådde dei øya Raroia i Tuamoto-arkipelet. Boka om ekspedisjonen vart sett om til nær 70 språk og vart ein bestseljar. I 1951 vann Heyerdahls film frå ekspedisjonen Oscar for beste dokumentarfilm. I Noreg er filmen framleis den einaste som har fått Oscar.
Heyerdahl er utan samanlikning den mest vidkjente nordmann som levde på 1900-talet. Han sette fram mange omstridde teoriar, og han tok imot fleire æresdoktorat og andre prisar. Han la ut på fleire dristige ekspedisjonar til havs, og bøkene han skreiv om desse spektakulære seilasane, vart svært populære både i Noreg og i utlandet. Dokumentarfilmen om den mest kjende sjøreisa hans, Kon-Tiki-ekspedisjonen, vann Oscar-prisen i Sambandsstatane i 1952.
Som arkeolog leidde Heyerdahl fleire utgravingar, m.a. på Påskeøya, på Maldivane, på Tenerife og i Azov i Russland.
I Oslo finst det eit eige museum tileigna Heyerdahl sine ekspedisjonar, Kon Tiki Museet. Der kan ein mellom anna sjå farkostane Thor Heyerdahl brukte til dei mest kjende reisene sine. Han har òg fått ein asteroide, 2473 Heyerdahl, kalla opp etter seg.
Heyerdahl, ThorHeyerdahl, ThorHeyerdahl, Thornb:Thor Heyerdahl
Dritte-Person-Perspektive
Die Dritte-Person-Ansicht ist die Bezeichnung für eine Kameraperspektive in 3D-Computerspielen, bei der sich der Punkt, an dem der Spieler in die Szenerie blickt, außerhalb der gesteuerten Spielfigur befindet, die Figur aber im Bild (normalerweise genau in der Bildmitte) ist. Oft befindet sich dieser Punkt hinter und etwas über der Spielfigur.
Sie bietet einen relativ guten Überblick über die direkte Umgebung der Spielfigur, und z
Erste-Person-Ansicht
Die Egoperspektive bzw Erste-Person-Ansicht ist die Bezeichnung für eine Kameraperspektive in einem 3D-Computerspiel, bei der die Darstellung der virtuellen Spielewelt aus den Augen (im weitesten Sinne, gegebenenfalls auch Kameras) der Spielfigur erfolgt. Diese Kameraperspektive gilt als besonders mitreißend, da der Spieler scheinbar selbst die Position der Spielfigur einnimmt, anstatt sie von außen zu steuern.
In der Regel ist von d
Keith McHenry
Food not bombs (FNB) ist eine weltweite Bewegung, die 1980 in Boston, USA entstanden ist. FNB-Gruppen weltweit sammeln Nahrung von Märkten und Produzenten ein, die nicht mehr zum Verkauf geeignet ist. Daraus wird in der Regeln vegetarisches Essen bereitet, das an öffentlichen Plätzen an Passanten,
