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Notizen/Chemie/Atombau und Periodensystem (CHE-At)
AT · Matura

Atombau und Periodensystem (CHE-At)

Atommodelle vom Dalton-Modell bis zum Orbitalmodell, Elektronenkonfiguration, Aufbau und Trends im Periodensystem (Atomradius, Ionisierungsenergie, Elektronegativität, Metall-/Nichtmetall-Charakter).

6 Abschnitte·~30 Min Lesezeit·3 Kompetenzen·Stand 06/2026

T·0111 / 12
Prüfungsprofil
CHE-At-1.1 · Atommodelle (Dalton, Rutherford, Bohr, Orbitalmodell) unterscheiden und ihre Aussagekraft beurteilenCHE-At-1.2 · Elektronenkonfiguration von Atomen und Ionen aufstellenCHE-At-1.3 · Aufbau und Trends im Periodensystem erklären und anwenden
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Inhalt · 6 Abschnitte▾
  1. Atombau und Periodensystem (CHE-At)
    • 01Atommodelle - von Dalton bis Schrödinger○
    • 02Elektronenkonfiguration und Quantenzahlen◐
    • 03PSE-Trends: Atomradius, Ionisierungsenergie, Elektronegativität◐
    • 04Isotope, Massenzahl und Massenspektrum◐
    • 05Allgemeine Chemie: Stoffe, Teilchen, Reaktionen○
    • 06Ionenbildung und Edelgasregel○

6 Abschnitte · 30 Merksätze · 5 Formeln · 30 Fehlerwarnungen

§ 01
§ 01

Atommodelle - von Dalton bis Schrödinger#

~6 Min Lesezeit●○○BasisLPCHE-At-1.1

Kernpunkte

Die Geschichte der Atommodelle ist kein Auswendiglern-Stoff, sondern eine Kette von Experimenten, die das Innere des Atoms Schritt für Schritt sichtbar machten. Jedes neue Modell behält, was sich bewährt hat, und ergänzt das, was das Vorgängermodell nicht erklären konnte - genau diese Logik „welches Experiment erzwingt welchen Modellwechsel?" sollst du in der Matura nachzeichnen. Die Reihe führt vom unteilbaren Klümpchen (Dalton) über den Kern (Rutherford) und die Energiestufen (Bohr) bis zur Wahrscheinlichkeitswolke (Schrödinger).
John Dalton (1808) führte das Atom als unteilbaren, kugelförmigen Grundbaustein ein. Damit lassen sich die experimentell gefundenen konstanten und multiplen Massenverhältnisse erklären: Treten Stoffe aus festen Atomsorten in ganzzahligen Verhältnissen zusammen, hat eine Verbindung stets dieselbe Zusammensetzung. Daltons Modell sagt aber nichts über ein Innenleben des Atoms aus - für die Stöchiometrie reicht es bis heute, für elektrische Phänomene nicht.
Joseph John Thomson entdeckte 1897 in Kathodenstrahlröhren das Elektron als negativ geladenes Teilchen, das sich aus Atomen herausschlagen lässt. Sein „Rosinenkuchenmodell" denkt sich die Elektronen als Rosinen in einem positiv geladenen Teig - erstmals besitzt das Atom damit eine innere Struktur und ist nicht mehr unteilbar. Wie die Ladung im Inneren tatsächlich verteilt ist, blieb jedoch reine Vermutung.
Ernest Rutherford schoss 1911 Alpha-Teilchen auf eine hauchdünne Goldfolie. Die meisten flogen ungehindert hindurch, einige wenige wurden aber stark, manche sogar zurückgeworfen. Daraus folgt zwingend: Die positive Ladung und fast die gesamte Masse stecken in einem winzigen, dichten Kern, während das Atom ansonsten weitgehend leerer Raum ist - das widerlegte den gleichmäßig „verschmierten" Teig Thomsons. Anschaulich: Wäre das Atom ein Fußballstadion, läge der Kern als Erbse im Mittelkreis.
Niels Bohr ergänzte 1913 den Kern um diskrete Elektronenschalen mit festen Energien (Quantelung, siehe ). Damit erklärte er, warum angeregte Wasserstoffatome nur Licht ganz bestimmter Wellenlängen außenden: Ein Elektron springt zwischen festen Energieniveaus, und die freiwerdende Energiedifferenz wird als Lichtquant abgegeben - das berühmte Linienspektrum. Die Niveaus folgen En=−13,6 eVn2E_{n}=-13{,}6\,\tfrac{\text{eV}}{n^{2}}En​=−13,6n2eV​. Schon bei Atomen mit mehreren Elektronen versagt das einfache Schalenbild jedoch quantitativ.

Bohrsches Atommodell - Kohlenstoff

6p+ 6n K (2) L (4) Kohlenstoff: 1s2 2s2 2p2
Abb. 1Kern aus Protonen und Neutronen, Elektronen auf diskreten Schalen K (2e-) und L (4e-).
Abb. 1 ↓
Erwin Schrödinger ersetzte 1926 die festen Bahnen durch das quantenmechanische Orbitalmodell. Ein Orbital ist kein Weg, sondern ein Raumbereich, in dem sich ein Elektron mit hoher Wahrscheinlichkeit aufhält (Aufenthaltswahrscheinlichkeit). Es gibt s-, p-, d- und f-Orbitale mit charakteristischen Formen (); jedes Orbital nimmt maximal zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin auf. Erst dieses Modell erklärt Bindungsgeometrien und den gesamten Aufbau des Periodensystems.

Orbitalformen - s, p und d

s-Orbital l = 0 p-Orbital l = 1, m = -1, 0, +1 d-Orbital l = 2
Abb. 2Schematische Darstellung der Aufenthaltsräume von Elektronen: kugelförmig (s), hantelartig (p), kleeblattförmig (d).
Abb. 2 ↓
Den begrifflichen Bruch liefert die Heisenbergsche Unschärferelation: Ort und Impuls eines Elektrons sind nicht gleichzeitig beliebig genau bestimmbar. Deshalb ist es prinzipiell unmöglich, eine Elektronen-„Bahn" wie bei einem Planeten anzugeben - an ihre Stelle tritt die Wahrscheinlichkeitsdichte des Orbitals. Wer in der Matura „Bahn" sagt, wo „Aufenthaltsraum" gemeint ist, verfehlt genau diesen Kernpunkt des modernen Atombilds.

Vokabeln

→ Kartei
  • AtomkernWinziger Bereich im Zentrum des Atoms; enthält Protonen und Neutronen und damit fast die gesamte Masse.
  • QuantelungBeschränkung einer Größe auf diskrete Werte; im Atom nimmt die Elektronenenergie nur bestimmte Stufen an.
  • LinienspektrumFolge scharfer Spektrallinien, die beim Übergang zwischen zwei Energieniveaus emittiert oder absorbiert werden.
  • OrbitalRaumbereich um den Kern, in dem sich ein Elektron mit hoher Wahrscheinlichkeit aufhält; fasst höchstens zwei Elektronen.
  • AufenthaltswahrscheinlichkeitMaß dafür, wie wahrscheinlich das Elektron in einem Raumbereich anzutreffen ist - der quantenmechanische Ersatz für die Bahn.
  • UnschärferelationPrinzip von Heisenberg: Ort und Impuls eines Teilchens sind nicht gleichzeitig beliebig genau bestimmbar.

Bohr-Energieniveaus für das H-Atom

En=−13,6 eVn2E_{n}=-13{,}6\,\tfrac{\text{eV}}{n^{2}}En​=−13,6n2eV​

EnE_{n}En​ ist die Energie des Elektrons auf der Schale mit der Hauptquantenzahl n=1,2,3,…n=1,2,3,\dotsn=1,2,3,…, angegeben in Elektronenvolt (1 eV =1,602⋅10−19=1{,}602\cdot10^{-19}=1,602⋅10−19 J). Das Minuszeichen kennzeichnet den gebundenen Zustand: Energie null entspricht dem vollständig vom Kern abgelösten Elektron.

Lichtquant beim Schalenübergang

ΔE=EEnde−EStart=h⋅f=h⋅cλ\Delta E = E_{\text{Ende}} - E_{\text{Start}} = h\cdot f = \tfrac{h\cdot c}{\lambda}ΔE=EEnde​−EStart​=h⋅f=λh⋅c​

ΔE\Delta EΔE ist die Energiedifferenz der beiden Niveaus in J, h=6,626⋅10−34h=6{,}626\cdot10^{-34}h=6,626⋅10−34 Js das Plancksche Wirkungsquantum, fff die Frequenz in Hz, c=3,00⋅108c=3{,}00\cdot10^{8}c=3,00⋅108 m/s die Lichtgeschwindigkeit und λ\lambdaλ die Wellenlänge in m.

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Musterbeispiel

Bohr-Modell: Wellenlänge einer Spektrallinie

Berechne mit dem Bohr-Modell die Energie und die Wellenlänge des Lichts, das ein Wasserstoffatom beim Übergang von n=3n=3n=3 nach n=2n=2n=2 außendet (Balmer-Serie).

  1. 01Energieniveaus

    E2=−13,622=−3,40 eVE_{2}=-\dfrac{13{,}6}{2^{2}}=-3{,}40\,\text{eV}E2​=−2213,6​=−3,40eV und E3=−13,632=−1,51 eVE_{3}=-\dfrac{13{,}6}{3^{2}}=-1{,}51\,\text{eV}E3​=−3213,6​=−1,51eV.

  2. 02Energiedifferenz

    Das Elektron fällt von n=3n=3n=3 auf n=2n=2n=2: ∣ΔE∣=∣−3,40−(−1,51)∣=1,89 eV|\Delta E| = |{-3{,}40}-({-1{,}51})| = 1{,}89\,\text{eV}∣ΔE∣=∣−3,40−(−1,51)∣=1,89eV werden als Photon frei.

  3. 03In Joule umrechnen

    1,89 eV⋅1,602⋅10−19 JeV≈3,03⋅10−19 J1{,}89\,\text{eV}\cdot 1{,}602\cdot 10^{-19}\,\tfrac{\text{J}}{\text{eV}} \approx 3{,}03\cdot 10^{-19}\,\text{J}1,89eV⋅1,602⋅10−19eVJ​≈3,03⋅10−19J.

  4. 04Wellenlänge

    λ=h⋅cΔE=6,626⋅10−34⋅3,00⋅1083,03⋅10−19≈6,56⋅10−7 m\lambda = \dfrac{h\cdot c}{\Delta E} = \dfrac{6{,}626\cdot 10^{-34}\cdot 3{,}00\cdot 10^{8}}{3{,}03\cdot 10^{-19}} \approx 6{,}56\cdot 10^{-7}\,\text{m}λ=ΔEh⋅c​=3,03⋅10−196,626⋅10−34⋅3,00⋅108​≈6,56⋅10−7m.

    λ=h⋅cΔE\lambda = \tfrac{h\cdot c}{\Delta E}λ=ΔEh⋅c​

Ergebnis: λ≈656 nm\lambda \approx 656\,\text{nm}λ≈656nm - rotes Licht. Das ist die bekannte Hα\mathrm{H}_{\alpha}Hα​-Linie im Wasserstoffspektrum, die das Bohr-Modell quantitativ richtig vorhersagt - genau die Leistung, die das ältere Thomson-Modell nicht erbringen konnte.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte
  1. 1

    Stell dir die Modellgeschichte als Zoom-In vor: Dalton sieht nur die Kugel, Thomson das Innere, Rutherford den Kern, Bohr die Schalen, Schrödinger die Orbitalwolken.

  2. 2

    Jedes Modell ist eine Werkzeugkiste für eine andere Frage - für Stöchiometrie reicht Dalton, für Bindungswinkel brauchst du Orbitale.

    Orbitalformen - s, p und d

    s-Orbital l = 0 p-Orbital l = 1, m = -1, 0, +1 d-Orbital l = 2
    Abb.Schematische Darstellung der Aufenthaltsräume von Elektronen: kugelförmig (s), hantelartig (p), kleeblattförmig (d).
  3. 3

    In der Matura verlangt das Bewertungskriterium immer den Bezug Modell - Phänomen - Grenze.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Vergleiche das Bohrsche Atommodell mit dem Orbitalmodell. Welches Phänomen erklärt das Bohrsche Modell gut, welches erst das Orbitalmodell?

Maturafokus

  • Ordne jedem Modell sein Schlüsselexperiment zu und begründe daraus den Modellwechsel: Kathodenstrahlröhre → Thomson, Goldfolienversuch → Rutherford, Linienspektrum → Bohr.
  • Beurteile jedes Modell zweiseitig - was es erklärt UND wo es scheitert; die zweite Hälfte trägt in der mündlichen Prüfung die Punkte des Anforderungsbereichs III.
  • Grenze „Aufenthaltswahrscheinlichkeit" gegen „Bahn" ab und nenne die Unschärferelation als Grund, nicht bloß als Vokabel.
  • Berechne aus zwei Bohr-Niveaus die Photonenenergie und daraus die Wellenlänge; die Balmer-Serie im sichtbaren Bereich ist der Standardfall.
  • Werte den Streuversuch aus, statt ihn nur zu beschreiben: Der kleine Anteil stark abgelenkter Teilchen erzwingt den winzigen, massiven Kern.

Typische Fehler

  • Die Bohr-Schale wird als Planetenbahn beschrieben. Erlaubt sind nur diskrete Energieniveaus; dazwischen existiert kein Zustand, und auf einem Niveau strahlt das Elektron gerade nicht ab.
  • Orbital wird mit Bahn gleichgesetzt. Ein Orbital ist ein Raumbereich, in dem sich das Elektron mit etwa 90 % Wahrscheinlichkeit aufhält - keine Kurve.
  • Der Goldfolienversuch wird beschrieben, aber nicht ausgewertet; ohne den Schluss „Atom ist fast leer, die Masse steckt im Kern" bleibt die Antwort unvollständig.
  • Das Vorzeichen der Bohr-Energien wird ignoriert: EnE_{n}En​ ist negativ (gebundener Zustand), abgestrahlt wird der Betrag ∣EEnde−EStart∣|E_{\text{Ende}}-E_{\text{Start}}|∣EEnde​−EStart​∣.
  • Modelle werden in „falsch" und „richtig" sortiert. Daltons Modell trägt die gesamte Stöchiometrie bis heute - ein Modell ist zweckgebunden gültig, nicht wahr.

§ 01

Aktive Wiederholung

Erläutere am Rutherfordschen Streuversuch, warum das Thomson-Modell verworfen werden musste, und beschreibe das daraus folgende Atombild.

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema→

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 6 "Electronic Structure" (OpenStax) · Mortimer, Chemie - das Basiswissen, Kap. 2 Atombau (Thieme)

§ 02
§ 02

Elektronenkonfiguration und Quantenzahlen#

~4 Min Lesezeit●●○StandardLPCHE-At-1.2

Kernpunkte

Die Elektronenkonfiguration beantwortet die Schlüsselfrage der Chemie: Wo genau sitzen die Elektronen eines Atoms? Denn nicht der Kern, sondern die äußersten (Valenz-)Elektronen entscheiden, welche Bindungen ein Element eingeht und wo es im Periodensystem steht. Die Hülle wird dabei nach drei Regeln - Aufbauprinzip, Pauli-Prinzip und Hund-Regel - systematisch mit Elektronen aufgefüllt.
Jedes Elektron wird durch vier Quantenzahlen eindeutig beschrieben: die Hauptquantenzahl nnn (Schale, Energieniveau), die Nebenquantenzahl lll (Form des Orbitals: s, p, d, f), die Magnetquantenzahl mlm_{l}ml​ (räumliche Orientierung) und die Spinquantenzahl ms=±12m_{s}=\pm\tfrac{1}{2}ms​=±21​ (Drehrichtung). Man kann sie sich wie eine vollständige Adresse denken: Stockwerk, Wohnungstyp, Ausrichtung und Bewohner.
Das Pauli-Prinzip besagt, dass keine zwei Elektronen eines Atoms in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen dürfen. Die praktische Folge: Ein Orbital fasst höchstens zwei Elektronen, und diese müssen entgegengesetzten Spin haben (↑↓\uparrow\downarrow↑↓). Daraus ergeben sich die maximalen Besetzungszahlen der Unterschalen - 2 (s), 6 (p), 10 (d) und 14 (f) -, die letztlich die Breite der Blöcke im Periodensystem festlegen.
Nach dem Aufbauprinzip werden die Orbitale in der Reihenfolge steigender Energie besetzt: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s. Diese Reihenfolge spiegelt direkt die Blockstruktur des Periodensystems wider (). Entscheidend und besonders prüfungsrelevant ist die Vertauschung 4s vor 3d: Das 4s-Niveau liegt energetisch knapp unter dem 3d-Niveau und wird deshalb zuerst gefüllt.

Periodensystem - Blockgliederung

s d (Übergangsmetalle) p f-Block (Lanthanoide / Actinoide) Perioden 1-7 von oben nach unten; Gruppen 1-18 von links nach rechts.
Abb. 3s-Block (Gruppen 1-2), p-Block (13-18), d-Block (3-12, Übergangsmetalle), f-Block (Lanthanoide/Actinoide).
Abb. 3 ↓
Die Hund-Regel ordnet die Besetzung innerhalb energiegleicher (entarteter) Orbitale, etwa der drei p-Orbitale: Sie werden zuerst alle einfach mit parallelem Spin besetzt, bevor das erste Elektron einen Partner bekommt. Anschaulich vermeidet das die Abstoßung zweier Elektronen im selben Raum - „erst jeder ein eigenes Abteil, dann zu zweit". Halb- und vollbesetzte Unterschalen (d5d^{5}d5, d10d^{10}d10) sind dadurch besonders stabil, was die berühmten Ausnahmen Chrom ([Ar] 3d5 4s1[\ce{Ar}]\,3d^{5}\,4s^{1}[Ar]3d54s1) und Kupfer ([Ar] 3d10 4s1[\ce{Ar}]\,3d^{10}\,4s^{1}[Ar]3d104s1) erklärt.
Die vollständige Konfiguration kürzt man mit der Edelgas-Schreibweise ab: Man setzt das Symbol des vorangehenden Edelgases in eckige Klammern und schreibt nur die Valenzelektronen dahinter, etwa Eisen Fe=[Ar] 3d6 4s2\ce{Fe}=[\ce{Ar}]\,3d^{6}\,4s^{2}Fe=[Ar]3d64s2. Diese Form wird in der Matura erwartet, weil sie Schreibfehler vermeidet und die chemisch relevanten Außenelektronen klar heraushebt.
Bei der Ionenbildung gibt ein Atom so viele Elektronen ab oder nimmt so viele auf, bis es Edelgaskonfiguration erreicht: Na→NaX+\ce{Na -> Na+}Na​NaX+ ([Ne][\ce{Ne}][Ne]) und Cl+eX−→ClX−\ce{Cl + e- -> Cl-}Cl+eX−​ClX− ([Ar][\ce{Ar}][Ar]). Bei Übergangsmetallen ist die Reihenfolge umgekehrt zur Befüllung: Zuerst werden die 4s-Elektronen abgegeben, erst dann die 3d-Elektronen - deshalb ist FeX2+=[Ar] 3d6\ce{Fe^{2+}}=[\ce{Ar}]\,3d^{6}FeX2+=[Ar]3d6 und nicht etwa [Ar] 3d4 4s2[\ce{Ar}]\,3d^{4}\,4s^{2}[Ar]3d44s2.

Vokabeln

→ Kartei
  • ValenzelektronElektron der äußersten besetzten Schale; entscheidet über Bindungsverhalten und Ionenladung.
  • AufbauprinzipRegel, nach der die Orbitale in der Reihenfolge steigender Energie besetzt werden.
  • Pauli-PrinzipKeine zwei Elektronen eines Atoms stimmen in allen vier Quantenzahlen überein; ein Orbital fasst höchstens zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin.
  • Hund-RegelEntartete Orbitale werden zuerst einfach und mit parallelem Spin besetzt, bevor Paarung eintritt.
  • entartetEnergiegleich; die drei p-Orbitale einer Schale sind untereinander entartet.
  • EdelgasschreibweiseAbkürzung der Konfiguration: vorangehendes Edelgas in eckigen Klammern plus die Valenzelektronen.
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Musterbeispiel

Elektronenkonfiguration und Ion

Stelle die Elektronenkonfiguration von Eisen (Z=26Z=26Z=26) und vom Ion FeX3+\ce{Fe^{3+}}FeX3+ auf.

  1. 01Neutrales Fe

    1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d61s^{2}\,2s^{2}\,2p^{6}\,3s^{2}\,3p^{6}\,4s^{2}\,3d^{6}1s22s22p63s23p64s23d6 oder [Ar] 4s2 3d6[\ce{Ar}]\,4s^{2}\,3d^{6}[Ar]4s23d6.

  2. 02Ionisierung

    Zuerst 4s-Elektronen abgeben (2), dann ein 3d-Elektron (1). Insgesamt 3 Elektronen weg.

  3. 03\ce{Fe³⁺}

    [Ar] 3d5[\ce{Ar}]\,3d^{5}[Ar]3d5 - halbgefülltes d-Niveau, besonders stabil.

Ergebnis: FeX3+:[Ar] 3d5\ce{Fe^{3+}}: [\ce{Ar}]\,3d^{5}FeX3+:[Ar]3d5; die halbvolle d-Schale erklärt die thermodynamische Präferenz von Eisen(III) gegenüber Eisen(II) in vielen Umgebungen.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte
  1. 1

    Folge dem Aufbauprinzip wie einem Treppenhaus: jedes Stockwerk hat 2, 6, 10 oder 14 Plätze.

  2. 2

    Schreib bei Übergangsmetallen die Argon-Klammer vor das 3d; das spart Schreibarbeit und Fehler.

  3. 3

    Bei Ionen merke dir: Erst die 4s-Plätze räumen, dann das 3d-Niveau.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erkläre mithilfe der Elektronenkonfiguration, warum Chlor leicht ein Anion bildet, Natrium dagegen ein Kation.

Maturafokus

  • Leite die Konfiguration systematisch aus dem Aufbauprinzip ab (1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p …); die Vertauschung 4s vor 3d ist der am häufigsten geprüfte Punkt.
  • Notiere konsistent: die Füllreihenfolge (4s vor 3d) und die nach Schalen geordnete Schreibweise (3d vor 4s) sind beide zulässig - innerhalb einer Antwort darfst du nicht wechseln.
  • Bilde Ionen von Übergangsmetallen, indem du zuerst die 4s-Elektronen entfernst: FeX3+=[Ar] 3d5\ce{Fe^{3+}}=[\ce{Ar}]\,3d^{5}FeX3+=[Ar]3d5, nicht [Ar] 3d3 4s2[\ce{Ar}]\,3d^{3}\,4s^{2}[Ar]3d34s2.
  • Begründe die Ausnahmen Chrom und Kupfer mit der Stabilität der halb- bzw. vollbesetzten d-Unterschale, nicht mit einer Merkregel.
  • Verwende die Edelgasschreibweise und benenne die Valenzelektronen ausdrücklich - sie tragen jede Argumentation über Bindung und Ionenladung.

Typische Fehler

  • 3d wird vor 4s gefüllt. Beim Aufbau liegt das 4s-Niveau energetisch knapp unter 3d und wird zuerst besetzt.
  • Die Hund-Regel wird auf nicht entartete Orbitale angewandt. Sie gilt nur innerhalb einer Unterschale, also unter energiegleichen Orbitalen (drei p, fünf d).
  • Bei FeX2+\ce{Fe^{2+}}FeX2+ werden 3d-Elektronen entfernt. Richtig ist [Ar] 3d6[\ce{Ar}]\,3d^{6}[Ar]3d6 - zuerst gehen die beiden 4s-Elektronen.
  • Das Pauli-Prinzip wird als „zwei Elektronen pro Orbital" auswendig gelernt, ohne die Spinbedingung: die beiden müssen entgegengesetzten Spin haben.
  • Die d-Ausnahme wird verallgemeinert. Die Stabilität von d5d^{5}d5 und d10d^{10}d10 erklärt Chrom und Kupfer, nicht etwa Mangan oder Nickel.

§ 02

Aktive Wiederholung

Gib die vollständige und die Edelgas-Konfiguration für (a) Mangan und (b) das Eisen(III)-Ion FeX3+\ce{Fe^{3+}}FeX3+ an.

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema→

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: IQS Themenpool Chemie - Atombau-Themen (IQS)

§ 03
§ 03

PSE-Trends: Atomradius, Ionisierungsenergie, Elektronegativität#

~5 Min Lesezeit●●○StandardLPCHE-At-1.3

Periodensystem - Blockgliederung

s d (Übergangsmetalle) p f-Block (Lanthanoide / Actinoide) Perioden 1-7 von oben nach unten; Gruppen 1-18 von links nach rechts.
Abb. 5s-Block (Gruppen 1-2), p-Block (13-18), d-Block (3-12, Übergangsmetalle), f-Block (Lanthanoide/Actinoide).

Kernpunkte

Die Stellung eines Elements im Periodensystem verrät seine Eigenschaften, ohne dass man sie einzeln messen muss - das ist die eigentliche Stärke des PSE. Vier zusammenhängende Trends (Atomradius, Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität, Elektronegativität) lassen sich alle auf zwei Ursachen zurückführen: die wachsende effektive Kernladung nach rechts und die zunehmende Zahl der Schalen nach unten ().

PSE-Trends - Atomradius und Elektronegativität

Periodensystem-Trends EN / IE steigt Atomradius nimmt zu H F Cs I
Abb. 4Atomradius nimmt nach rechts ab, nach unten zu; Elektronegativität und Ionisierungsenergie nehmen nach rechts und oben zu.
Abb. 4 ↓
Der Atomradius nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts ab: Die Kernladung steigt, die zusätzlichen Elektronen kommen aber in dieselbe Schale und schirmen einander kaum ab, sodass der Kern die ganze Hülle enger an sich zieht. Innerhalb einer Gruppe nimmt der Radius von oben nach unten zu, weil jede neue Periode eine weiter außen liegende Schale hinzufügt. Cäsium links unten gehört damit zu den größten, Fluor rechts oben zu den kleinsten Atomen.
Die Ionisierungsenergie (IE) ist die Energie, um einem gasförmigen Atom das am schwächsten gebundene Elektron zu entreißen (X(g)→XX+(g)+eX−\ce{X(g) -> X+(g) + e-}X(g)​XX+(g)+eX−). Sie steigt nach rechts und oben - parallel zum schrumpfenden Radius, denn ein kernnahes Elektron sitzt fester. Edelgase haben die höchsten Werte (volle Schale), Alkalimetalle die niedrigsten. Kleine Knicke im Trend (etwa B unter Be, O unter N) verraten die besondere Stabilität voller bzw. halbvoller Unterschalen.
Die Elektronenaffinität (EA) ist die Energie, die frei wird, wenn ein Atom ein Elektron aufnimmt. Halogene haben besonders hohe Werte, weil ihnen nur ein Elektron zum Oktett fehlt; Edelgase nehmen praktisch keines auf, weil ihre Schale bereits voll ist. EA und IE sind zwei Seiten derselben Medaille: Die eine misst die Bereitschaft, ein Elektron abzugeben, die andere die Bereitschaft, eines aufzunehmen.
Die Elektronegativität (EN, Pauling-Skala) bündelt beide Tendenzen für die Bindung: Sie misst, wie stark ein Atom die gemeinsamen Bindungselektronen zu sich zieht. Sie steigt nach rechts und oben, mit Fluor als Maximum (4,0) und Cäsium als Minimum (0,7); Wasserstoff steht mit 2,1 in einer Sonderstellung (). Die EN-Differenz zweier Partner entscheidet später über den Bindungstyp - unpolar, polar oder ionisch.

Elektronegativität (Pauling) entlang Periode 2

Elektronegativität (Pauling) entlang Periode 2Liniendiagramm: EN (Pauling) nach Periode 2 (Li → F), Daten: EN (Pauling) · Li: 1; EN (Pauling) · Be: 1.5; EN (Pauling) · B: 2; EN (Pauling) · C: 2.5; EN (Pauling) · N: 3; EN (Pauling) · O: 3.5; EN (Pauling) · F: 400.511.522.533.54LiBeBCNOFEN (Pauling)Periode 2 (Li → F)
Abb. 6Trend steigt von Li (1,0) zu F (4,0); Edelgas Ne ohne EN.
Abb. 6 ↓
Der Metallcharakter verläuft genau entgegengesetzt zur EN: Er nimmt nach links und unten zu. Links unten stehen die typischsten Metalle (leicht Elektronen abgebend, Cs), rechts oben die typischsten Nichtmetalle (F, O). Die „Treppenlinie" im PSE trennt grob Metalle von Nichtmetallen; entlang dieser Linie liegen die Halbmetalle wie Silicium, Germanium und Arsen.
Eine Feinheit sind die Diagonalbeziehungen: Lithium-Magnesium, Beryllium-Aluminium und Bor-Silicium ähneln sich chemisch, weil sich der Periodentrend (nach rechts) und der Gruppentrend (nach unten) gerade aufheben. So bildet Lithium - anders als die übrigen Alkalimetalle, aber wie Magnesium - ein schwerlösliches Carbonat. Solche Diagonalen bestätigen, dass die Trends nicht zufällig, sondern systematisch sind.

Vokabeln

→ Kartei
  • effektive KernladungDie von einem Valenzelektron tatsächlich gespürte Kernladung: Kernladung abzüglich der Abschirmung durch innere Elektronen.
  • AbschirmungAbschwächung der Kernanziehung auf äußere Elektronen durch die dazwischenliegenden inneren Elektronen.
  • IonisierungsenergieEnergie, die nötig ist, um einem gasförmigen Atom das am schwächsten gebundene Elektron zu entziehen.
  • ElektronenaffinitätEnergieumsatz bei der Aufnahme eines Elektrons durch ein gasförmiges Atom.
  • ElektronegativitätMaß für das Bestreben eines gebundenen Atoms, das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen (Pauling-Skala).
  • PeriodeWaagrechte Zeile des Periodensystems; ihre Nummer gibt die Zahl der besetzten Schalen an.

Bindungstyp aus EN-Differenz (Faustregel)

ΔEN<0,5⇒unpolar;  0,5 ⁣≤ ⁣ΔEN ⁣< ⁣1,7⇒polar kovalent;  ΔEN≥1,7⇒ionisch\Delta\mathrm{EN}<0{,}5\Rightarrow \text{unpolar};\;0{,}5\!\le\!\Delta\mathrm{EN}\!<\!1{,}7\Rightarrow \text{polar kovalent};\;\Delta\mathrm{EN}\geq 1{,}7\Rightarrow \text{ionisch}ΔEN<0,5⇒unpolar;0,5≤ΔEN<1,7⇒polar kovalent;ΔEN≥1,7⇒ionisch

ΔEN\Delta\mathrm{EN}ΔEN ist der Betrag der Differenz beider Elektronegativitäten nach Pauling (dimensionslos, 0,7 bis 4,0). Die Grenzen 0,5 und 1,7 sind Konvention und keine Naturkonstanten; grenznahe Fälle wie HF\ce{HF}HF sind Übergangsformen.

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Musterbeispiel

Bindungstyp aus EN-Differenzen ableiten

Bestimme mithilfe der Elektronegativitäten den voraussichtlichen Bindungstyp in (a) ClX2\ce{Cl2}ClX2​, (b) HCl\ce{HCl}HCl und (c) NaCl\ce{NaCl}NaCl. EN-Werte: H =2,1=2{,}1=2,1; Na =0,9=0{,}9=0,9; Cl =3,0=3{,}0=3,0.

  1. 01(a) \ce{Cl2}

    ΔEN=∣3,0−3,0∣=0\Delta\mathrm{EN}=|3{,}0-3{,}0|=0ΔEN=∣3,0−3,0∣=0. Gleiche Atome teilen die Bindungselektronen symmetrisch - unpolare Atombindung.

  2. 02(b) \ce{HCl}

    ΔEN=∣3,0−2,1∣=0,9\Delta\mathrm{EN}=|3{,}0-2{,}1|=0{,}9ΔEN=∣3,0−2,1∣=0,9. Wegen 0,5≤ΔEN<1,70{,}5\le\Delta\mathrm{EN}<1{,}70,5≤ΔEN<1,7 liegt eine polare Atombindung vor; Cl trägt eine negative Teilladung δ−\delta^{-}δ−.

  3. 03(c) \ce{NaCl}

    ΔEN=∣3,0−0,9∣=2,1\Delta\mathrm{EN}=|3{,}0-0{,}9|=2{,}1ΔEN=∣3,0−0,9∣=2,1. Wegen ΔEN≥1,7\Delta\mathrm{EN}\ge 1{,}7ΔEN≥1,7 wird das Elektron praktisch vollständig übertragen - Ionenbindung.

Ergebnis: ClX2\ce{Cl2}ClX2​ unpolar, HCl\ce{HCl}HCl polar kovalent (Dipol), NaCl\ce{NaCl}NaCl ionisch. Die EN-Differenz ist die schnellste Faustregel für den Bindungstyp; die Grenzen 0,50{,}50,5 und 1,71{,}71,7 sind dabei Richtwerte, keine scharfen Sprünge.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte
  1. 1

    Stell dir das PSE als Landkarte vor: oben rechts ist es "elektronen-hungrig", unten links "elektronen-großzügig".

  2. 2

    Innerhalb einer Periode steigt die Kernladung; mehr Protonen ziehen die Elektronen enger, der Radius schrumpft.

  3. 3

    Innerhalb einer Gruppe kommen neue Schalen dazu - der Radius wächst, die EN sinkt.

    PSE-Trends - Atomradius und Elektronegativität

    Periodensystem-Trends EN / IE steigt Atomradius nimmt zu H F Cs I
    Abb.Atomradius nimmt nach rechts ab, nach unten zu; Elektronegativität und Ionisierungsenergie nehmen nach rechts und oben zu.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Begründe, warum Fluor eine höhere Elektronegativität als Chlor hat, obwohl Chlor mehr Protonen besitzt.

Maturafokus

  • Begründe jeden Trend mit denselben zwei Größen - effektive Kernladung und Abschirmung durch innere Schalen -, nie mit „ist eben so".
  • Zeichne die Trendpfeile sicher: Der Atomradius wächst nach links und nach unten, Ionisierungsenergie und Elektronegativität wachsen nach rechts und nach oben.
  • Erkläre die Knicke im Verlauf der ersten Ionisierungsenergie: der Abfall von Be zu B (neu begonnenes p-Orbital) und von N zu O (erste Spinpaarung im p-Orbital).
  • Leite aus einer EN-Differenz den Bindungscharakter ab und benenne die Faustregel ausdrücklich als Faustregel.
  • Vergleiche Elemente entlang einer Periode oder entlang einer Gruppe; ein Vergleich quer über beide Richtungen ist ohne Zusatzargument nicht entscheidbar.

Typische Fehler

  • Der Atomradius wird an die Atommasse gekoppelt. Innerhalb einer Periode steigt die Masse, der Radius sinkt jedoch, weil die Kernladung schneller wächst als die Abschirmung.
  • Edelgase werden als elektronegativste Elemente bezeichnet. Für Helium und Neon ist nach Pauling kein EN-Wert definiert; das elektronegativste Element ist Fluor (4,0).
  • Die Sonderstellung des Wasserstoffs wird übersehen: EN(H) = 2,1 liegt zwischen Metallen und Nichtmetallen, deshalb bildet H sowohl HX+\ce{H+}HX+ als auch HX−\ce{H-}HX−.
  • Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität werden vertauscht. Die IE gehört zur Abgabe, die EA zur Aufnahme eines Elektrons.
  • Der Sprung in der zweiten Ionisierungsenergie wird nicht ausgewertet, obwohl er genau die Begründung für die bevorzugte Ionenladung liefert.

§ 03

Aktive Wiederholung

Ordne O\ce{O}O, F\ce{F}F, Cl\ce{Cl}Cl, Na\ce{Na}Na nach steigender Elektronegativität und begründe den Trend.

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema→

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: BMBWF AHS-Lehrplan Chemie - Stoffe und Teilchen (BMBWF / RIS) · OpenStax Chemistry 2e, Kap. 6.5 Periodic Trends (OpenStax)

§ 04
§ 04

Isotope, Massenzahl und Massenspektrum#

~4 Min Lesezeit●●○StandardLPCHE-At-1.1LPCHE-At-1.2

Kernpunkte

Warum steht im Periodensystem für Chlor die krumme Masse 35,45 statt einer glatten Zahl? Die Antwort sind Isotope: Atome desselben Elements, die sich nur in der Zahl ihrer Neutronen unterscheiden. Gleiche Protonenzahl ZZZ bedeutet gleiches Element und gleiches chemisches Verhalten; die unterschiedliche Neutronenzahl ändert allein die Masse (Massenzahl A=Z+NA=Z+NA=Z+N).
In der Nuklidschreibweise stehen Massenzahl links oben und Ordnungszahl links unten am Symbol: X612X26212C\ce{^{12}_{6}C}X612​X26212​C und X614X26214C\ce{^{14}_{6}C}X614​X26214​C sind beide Kohlenstoff (6 Protonen), tragen aber 6 bzw. 8 Neutronen. Weil die Elektronenhülle - und damit die gesamte Chemie - allein von der Protonenzahl bestimmt wird, reagieren die Isotope eines Elements praktisch identisch; nur sehr leichte Atome wie Wasserstoff/Deuterium zeigen messbare Isotopeneffekte.
Die im Periodensystem angegebene Atommasse ist der nach den natürlichen Häufigkeiten gewichtete Durchschnitt aller Isotope. Für Chlor ergeben 75,8 % X35X2235Cl\ce{^{35}Cl}X35​X2235​Cl und 24,2 % X37X2237Cl\ce{^{37}Cl}X37​X2237​Cl den Mittelwert 35,45 u (). Deshalb sind die meisten Atommassen keine ganzen Zahlen, obwohl jede einzelne Massenzahl AAA ganzzahlig ist - ein häufig verwechselter Punkt.

Isotopenmuster von Chlor im Massenspektrum

Isotopenmuster von Chlor im MassenspektrumStängeldiagramm / Spektrum: relative Häufigkeit / % nach m/z, Daten: (35, 75.8); (37, 24.2)0102030405060703535.53636.537relative Häufigkeit / %m/z
Abb. 7Relative Häufigkeiten der beiden natürlichen Chlor-Isotope: X35X2235Cl\ce{^{35}Cl}X35​X2235​Cl (75,8 %) und X37X2237Cl\ce{^{37}Cl}X37​X2237​Cl (24,2 %), Verhältnis nahe 3:1.
Abb. 7 ↓
Manche Isotope sind instabil und zerfallen radioaktiv unter Aussendung von α\alphaα- (Helium-Kerne), β\betaβ- (Elektronen) oder γ\gammaγ-Strahlung. Charakteristisch ist die Halbwertszeit T1/2T_{1/2}T1/2​ - die Zeit, nach der die Hälfte der Kerne zerfallen ist; sie ist für jedes Isotop fest (z. B. 5730 Jahre für X14X2214C\ce{^{14}C}X14​X2214​C). Wichtig: Nach einer Halbwertszeit ist nicht „alles weg", sondern noch genau die Hälfte vorhanden.
Solche Isotope sind in Medizin und Technik unverzichtbar: X14X2214C\ce{^{14}C}X14​X2214​C datiert organische Funde (Radiokarbonmethode), X60X2260Co\ce{^{60}Co}X60​X2260​Co liefert γ\gammaγ-Strahlung für die Tumorbestrahlung, X99mX2299mTc\ce{^{99m}Tc}X99m​X2299m​Tc ist das wichtigste Diagnostik-Isotop der Szintigrafie, und stabile Isotope dienen als „Tracer", um Stoffwege im Organismus zu verfolgen.
Das Massenspektrometer trennt Teilchen nach ihrem Masse-Ladungs-Verhältnis m/zm/zm/z und macht das Isotopenmuster direkt sichtbar (). Bei chlorhaltigen Molekülen erscheinen deshalb zwei Signale im Abstand von 2 - der Molekülpeak M und ein Peak M+2 - im charakteristischen Verhältnis von etwa 3:1, das genau die beiden Chlor-Isotope widerspiegelt.

Vokabeln

→ Kartei
  • NuklidAtomsorte mit einer bestimmten Protonen- UND Neutronenzahl.
  • IsotopeNuklide desselben Elements: gleiche Protonenzahl, verschiedene Neutronenzahl.
  • MassenzahlSumme aus Protonen und Neutronen eines Nuklids; ganzzahlig, links oben am Elementsymbol notiert.
  • atomare Masseneinheit1 u = ein Zwölftel der Masse eines $^{12}\text{C}$-Atoms, rund $1{,}6605\cdot10^{-27}$ kg.
  • HalbwertszeitZeitspanne, in der die Hälfte der vorhandenen radioaktiven Kerne zerfällt.
  • MassenspektrometrieVerfahren, das ionisierte Teilchen im elektrischen und magnetischen Feld nach ihrem Masse-zu-Ladung-Verhältnis trennt.
Der Start lädt die Simulation von PhET (University of Colorado).Bei PhET öffnen ↗
Musterbeispiel

Mittlere Atommasse von Chlor

Chlor besteht zu 75,8 % aus X35X2235Cl\ce{^{35}Cl}X35​X2235​Cl (34,969 u) und 24,2 % aus X37X2237Cl\ce{^{37}Cl}X37​X2237​Cl (36,966 u). Berechne die mittlere Atommasse.

  1. 01Anteile umrechnen

    0,758⋅34,969+0,242⋅36,9660{,}758\cdot 34{,}969 + 0{,}242\cdot 36{,}9660,758⋅34,969+0,242⋅36,966.

  2. 02Auswerten

    26,506+8,946≈35,45 u26{,}506 + 8{,}946 \approx 35{,}45\,\text{u}26,506+8,946≈35,45u.

Ergebnis: Die mittlere Atommasse von Chlor ist ≈35,45 u\approx 35{,}45\,\text{u}≈35,45u - das ist der Wert im Periodensystem.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erläutere das Prinzip der Radiokarbonmethode am Beispiel der Altersbestimmung eines Holzfundes.

Maturafokus

  • Berechne die mittlere Atommasse als gewichtetes Mittel der Isotopenmassen; die Häufigkeiten sind die Gewichte und ergeben zusammen 100 %.
  • Unterscheide die Massenzahl AAA (ganzzahlig, ein Nuklid) von der Atommasse im Periodensystem (Dezimalzahl, Mittel über alle natürlichen Isotope).
  • Lies das Isotopenmuster aus einem Massenspektrum ab: Die Peakhöhen verhalten sich wie die Häufigkeiten, der m/zm/zm/z-Wert entspricht der Masse des einfach geladenen Ions.
  • Benenne bei Anwendungen stets Nuklid und Zerfallsart: 14C^{14}\text{C}14C (β⁻, Altersbestimmung), 131I^{131}\text{I}131I (Schilddrüsendiagnostik), 238U/206Pb^{238}\text{U}/^{206}\text{Pb}238U/206Pb (Geochronologie).
  • Erkläre die Halbwertszeit als die Zeit, nach der die Hälfte der vorhandenen Kerne zerfallen ist - stoffspezifisch und von Temperatur oder Bindungszustand unabhängig.

Typische Fehler

  • Massenzahl und Atommasse werden gleichgesetzt. AAA ist stets ganzzahlig (Protonen + Neutronen); 35,45 u für Chlor ist kein Nuklid, sondern ein Mittelwert.
  • Isotopen werden deutlich verschiedene chemische Eigenschaften zugeschrieben. Sie reagieren nahezu gleich; messbare kinetische Isotopeneffekte treten praktisch nur bei H/D auf.
  • Die Halbwertszeit wird als „Zeit, bis alles zerfallen ist" gedeutet. Nach zwei Halbwertszeiten sind noch 25 % vorhanden, nach drei 12,5 %.
  • Beim Mittelwert wird ungewichtet gerechnet: (34,97+36,97)/2=35,97(34{,}97+36{,}97)/2 = 35{,}97(34,97+36,97)/2=35,97 ist falsch; richtig ist die Gewichtung mit 75,8 % und 24,2 % zu 35,45.
  • Isotope werden mit Ionen verwechselt. Isotope unterscheiden sich in der Neutronenzahl, Ionen in der Elektronenzahl.

§ 04

Aktive Wiederholung

Natürliches Bor besteht aus 19,9 % X10X2210B\ce{^{10}B}X10​X2210​B (10,013 u) und 80,1 % X11X2211B\ce{^{11}B}X11​X2211​B (11,009 u). Berechne die mittlere Atommasse von Bor.

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: IUPAC Periodic Table of Isotopes (IUPAC)

§ 05
§ 05

Allgemeine Chemie: Stoffe, Teilchen, Reaktionen#

~6 Min Lesezeit●○○BasisLPCHE-At-1.1LPCHE-At-1.2LPCHE-At-1.3

Kernpunkte

Die Allgemeine Chemie liefert das Begriffsgerüst, mit dem jede spätere Frage dieses Fachs beantwortet wird: woraus Stoffe bestehen, wodurch ihre Teilchen zusammengehalten werden und was bei einer Umwandlung tatsächlich geschieht. Wer diese Ebenen sauber auseinanderhält, besteht eine mündliche Prüfung auch dann, wenn ein Detail fehlt; wer sie vermischt, verliert selbst bei richtiger Formel Punkte.
Chemie arbeitet ständig auf zwei Ebenen. Auf der Stoffebene steht, was messbar ist: Schmelz- und Siedetemperatur, Dichte, Farbe, Löslichkeit, Leitfähigkeit. Auf der Teilchenebene wird dieser Befund durch Bau und Wechselwirkung von Atomen, Ionen und Molekülen erklärt. Der Wechsel zwischen beiden ist die eigentliche Denkleistung des Fachs: „Kochsalz schmilzt erst bei 801 °C" ist eine Beobachtung, „im Ionengitter müssen starke elektrostatische Anziehungen zwischen NaX+\ce{Na+}NaX+ und ClX−\ce{Cl-}ClX− überwunden werden" ist die Erklärung dazu.
Stoffe werden zuerst in Reinstoffe und Gemische geteilt. Ein Reinstoff hat einheitliche Zusammensetzung und reproduzierbare Kennwerte, etwa einen scharfen Schmelzpunkt; er ist entweder ein Element - aus einer einzigen Atomsorte - oder eine Verbindung, in der mehrere Elemente in einem festen Zahlen- und Massenverhältnis gebunden sind. Gemische enthalten mehrere Reinstoffe ohne feste Stöchiometrie: homogene (Lösung, Legierung, Gasgemisch) sind einphasig, heterogene (Suspension, Emulsion, Rauch) mehrphasig.
Jedes Trennverfahren nutzt genau eine Teilcheneigenschaft, und die Prüfungsfrage lautet regelmäßig, welche das ist. Die Filtration trennt nach Teilchengröße, die Destillation nach Siedetemperatur, die Extraktion nach Löslichkeit in zwei nicht mischbaren Lösungsmitteln, die Chromatographie nach der unterschiedlichen Verteilung zwischen stationärer und mobiler Phase, die Zentrifugation nach Dichte. Weil dabei keine Bindungen gebrochen werden, sind alle diese Verfahren physikalisch - eine Verbindung lässt sich damit gerade nicht in ihre Elemente zerlegen.
Eine chemische Reaktion ist eine Stoffumwandlung: Bindungen brechen und werden neu geknüpft, die Produkte tragen andere Stoffeigenschaften als die Edukte, und der Vorgang ist stets mit einem Energieumsatz verbunden. Davon abzugrenzen sind physikalische Vorgänge wie Schmelzen, Lösen oder Verdampfen, bei denen nur die Anziehungen zwischen den Teilchen verändert werden, der Stoff selbst aber erhalten bleibt. Jede Reaktionsgleichung gehorcht zwei Erhaltungssätzen: der Massenerhaltung nach Lavoisier - von jeder Atomsorte steht links und rechts dieselbe Anzahl - und der Ladungserhaltung, die bei Ionengleichungen eigens zu prüfen ist. Die Aggregatzustände (s), (l), (g) und (aq) gehören zur vollständigen Schreibweise.
Chemie beschreibt das Unsichtbare durch Modelle, und ein Modell wird nicht nach wahr oder falsch, sondern nach seinem Zweck beurteilt (). Das einfache Teilchenmodell erklärt Aggregatzustände und Diffusion, sagt über Bindung aber nichts; das Schalenmodell trägt Valenzelektronen und Oktettregel, versagt bei Mehrelektronenatomen; das Orbitalmodell liefert Geometrien und Magnetismus, verlangt dafür Quantenmechanik. Der Operator „beurteilen" verlangt daher immer beides - Leistung und Gültigkeitsgrenze.

Bohrsches Atommodell - Kohlenstoff

6p+ 6n K (2) L (4) Kohlenstoff: 1s2 2s2 2p2
Abb. 8Kern aus Protonen und Neutronen, Elektronen auf diskreten Schalen K (2e-) und L (4e-).
Abb. 8 ↓
Auf diesem Fundament stehen alle weiteren Bereiche, und Prüfungsfragen wandern regelmäßig zwischen ihnen: Die Stöchiometrie beantwortet „wie viel", Energetik und Kinetik beantworten „warum freiwillig" und „wie schnell", das chemische Gleichgewicht „wie weit"; Säure-Base- und Redoxchemie liefern die beiden großen Reaktionsklassen, aus denen organische Chemie und Biochemie ihre Mechanismen beziehen. Eine gute Antwort verortet das gestellte Thema in diesem Gerüst, statt es isoliert abzuarbeiten.

Vokabeln

→ Kartei
  • ReinstoffStoff mit einheitlicher Zusammensetzung und festen Kennwerten, etwa einem scharfen Schmelzpunkt.
  • VerbindungReinstoff aus mehreren Elementen in einem festen Zahlen- und Massenverhältnis.
  • StoffgemischVereinigung mehrerer Reinstoffe ohne feste Stöchiometrie; mit physikalischen Verfahren trennbar.
  • homogenEinphasig - die Bestandteile sind auch mikroskopisch nicht zu unterscheiden (Lösung, Legierung).
  • TeilchenebeneBetrachtungsebene der Atome, Ionen und Moleküle, auf der Stoffeigenschaften erklärt werden.
  • MassenerhaltungGesetz von Lavoisier: Bei jeder chemischen Reaktion bleibt die Gesamtmasse erhalten; jede Atomsorte ist links und rechts gleich oft vertreten.

Grundschema der chemischen Reaktion (Massen- und Ladungserhaltung)

Edukte⟶Produkte\text{Edukte} \longrightarrow \text{Produkte}Edukte⟶Produkte

Links stehen die eingesetzten Stoffe (Edukte), rechts die entstehenden (Produkte); der Pfeil bedeutet „reagiert zu". Von jeder Atomsorte muss links und rechts dieselbe Anzahl stehen, und die Summe der Ladungen muss auf beiden Seiten gleich sein.

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Musterbeispiel

Stoffe klassifizieren und Ebenen trennen

Untersuche, ob es sich bei (a) destilliertem Wasser, (b) Luft und (c) Eisen jeweils um einen Reinstoff oder ein Gemisch handelt, und erläutere das Lösen von Kochsalz auf der Teilchenebene.

  1. 01Reinstoff oder Gemisch

    Destilliertes Wasser ist ein Reinstoff (Verbindung, feste Stöchiometrie HX2O\ce{H2O}HX2​O). Luft ist ein homogenes Gasgemisch (NX2\ce{N2}NX2​, OX2\ce{O2}OX2​, Ar\ce{Ar}Ar, COX2\ce{CO2}COX2​). Eisen ist ein Reinstoff (Element).

  2. 02Lösungsvorgang teilchenhaft

    Beim Lösen von NaCl\ce{NaCl}NaCl in Wasser werden die Ionen aus dem Gitter durch polare Wassermoleküle hydratisiert: NaCl(s)→NaX+(aq)+ClX−(aq)\ce{NaCl(s) -> Na+(aq) + Cl-(aq)}NaCl(s)​NaX+(aq)+ClX−(aq).

  3. 03Ebenenwechsel formulieren

    Makroskopisch "verschwindet" der Feststoff; teilchenhaft lösen sich Gitterbausteine als hydratisierte Ionen - das Verbinden beider Ebenen ist die geforderte Erklärung.

Ergebnis: Klassifikation: (a) Reinstoff/Verbindung, (b) Gemisch, (c) Reinstoff/Element. Das Lösen ist ein physikalischer Vorgang, der auf Teilchenebene als Hydratation gitterfremder Ionen beschrieben wird - siehe vertiefend das Thema "Chemische Bindung" (Ionenbindung) und "Stöchiometrie".

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte
  1. 1

    Die Allgemeine Chemie ist die Grammatik des Fachs: Sie liefert die Begriffe und Regeln, mit denen alle weiteren Kapitel formuliert werden.

    Bohrsches Atommodell - Kohlenstoff

    6p+ 6n K (2) L (4) Kohlenstoff: 1s2 2s2 2p2
    Abb.Kern aus Protonen und Neutronen, Elektronen auf diskreten Schalen K (2e-) und L (4e-).
  2. 2

    Der wichtigste Trick ist der Ebenenwechsel - beobachte einen Stoff, erkläre ihn aber über seine Teilchen.

  3. 3

    Jede Reaktionsgleichung folgt zwei eisernen Regeln: Massenerhaltung und Ladungserhaltung. Wer ausgleicht, wendet sie an.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erkläre am Beispiel von Leitungswasser und destilliertem Wasser den Unterschied zwischen Reinstoff und Gemisch und beschreibe ein geeignetes Trennverfahren auf Stoff- und Teilchenebene.

Maturafokus

  • Klassifiziere zu Beginn jeder Antwort: Reinstoff oder Gemisch, Element oder Verbindung, homogen oder heterogen - diese Ordnung trägt die restliche Argumentation.
  • Vollziehe den Ebenenwechsel ausdrücklich: zuerst die Beobachtung auf der Stoffebene benennen, dann auf der Teilchenebene erklären.
  • Unterscheide chemische Reaktion und physikalischen Vorgang an der Leitfrage, ob Bindungen gebrochen und neu geknüpft werden.
  • Beurteile jedes genannte Modell zweiseitig - Leistung und Gültigkeitsgrenze; genau das verlangt der Operator „beurteilen" (Anforderungsbereich III).
  • Notiere in jeder Reaktionsgleichung die Aggregatzustände und prüfe Massenbilanz und Ladungsbilanz getrennt voneinander.

Typische Fehler

  • Stoff- und Teilchenebene werden vermischt („das Molekül schmilzt"). Beim Schmelzen werden die Anziehungen zwischen den Teilchen überwunden; die Teilchen selbst bleiben unverändert.
  • Verbindung und Gemisch werden gleichgesetzt. Eine Verbindung hat ein festes Stoffmengenverhältnis und scharfe Kennwerte, ein Gemisch beides nicht.
  • Das Lösen von Kochsalz wird als chemische Reaktion beschrieben. Es ist ein physikalischer Vorgang - durch Eindampfen erhält man dasselbe Salz zurück.
  • Modelle werden als Abbild der Wirklichkeit dargestellt statt als zweckgebundene Vereinfachung mit benennbaren Grenzen.
  • Die Aggregatzustände fehlen in der Reaktionsgleichung. Ohne (aq) und (s) ist eine Fällungsreaktion gar nicht als solche erkennbar.

§ 05

Aktive Wiederholung

Analysiere am Beispiel von Speisesalzlösung die Begriffe Reinstoff, Verbindung und Gemisch und ordne Vorgänge wie Lösen und Eindampfen der Stoff- und der Teilchenebene zu.

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 1 "Essential Ideas" (OpenStax) · BMBWF AHS-Lehrplan Chemie - Stoffe und Teilchen (BMBWF / RIS)

§ 06
§ 06

Ionenbildung und Edelgasregel#

~5 Min Lesezeit●○○BasisLPCHE-At-1.2LPCHE-At-1.3

Kernpunkte

Warum bildet Natrium ausgerechnet NaX+\ce{Na+}NaX+ und Sauerstoff ausgerechnet OX2−\ce{O^{2-}}OX2−? Die Antwort steckt in der Elektronenkonfiguration: Ein Atom nimmt die Ladung an, mit der es die nächstgelegene Edelgaskonfiguration am billigsten erreicht. Aus dieser einen Idee folgen die Ionenladungen der Hauptgruppen, die Verhältnisformeln der Salze und - über die Ionenradien - der Bau der Kristallgitter.
Die Edelgasregel besagt, dass ein Teilchen energetisch besonders günstig liegt, wenn seine äußerste Schale vollständig besetzt ist; für die 2. und 3. Periode heißt das acht Valenzelektronen (Oktettregel), bei Helium zwei. Dahinter steht kein „Streben", sondern Energetik: Eine abgeschlossene Schale bedeutet eine sehr hohe Ionisierungsenergie und eine praktisch verschwindende Elektronenaffinität, sodass sich weder Abgabe noch Aufnahme lohnt. Als Regel hat sie klare Grenzen - ab der 3. Periode sind Oktettaufweitungen möglich (SFX6\ce{SF6}SFX6​, PClX5\ce{PCl5}PClX5​), Bor bleibt im BFX3\ce{BF3}BFX3​ mit sechs Valenzelektronen unterbesetzt, und für Übergangsmetalle taugt sie nicht.
Für Hauptgruppenelemente lässt sich die Ionenladung direkt aus der Gruppennummer ablesen, weil diese die Zahl der Valenzelektronen angibt. Die Gruppen 1, 2 und 13 geben ein, zwei bzw. drei Elektronen ab (NaX+\ce{Na+}NaX+, MgX2+\ce{Mg^{2+}}MgX2+, AlX3+\ce{Al^{3+}}AlX3+), die Gruppen 15, 16 und 17 nehmen drei, zwei bzw. eines auf (NX3−\ce{N^{3-}}NX3−, OX2−\ce{O^{2-}}OX2−, FX−\ce{F-}FX−). Aus den Ladungen ergibt sich unmittelbar die Verhältnisformel des Salzes: Die Summe der Ladungen muss null werden, also MgClX2\ce{MgCl2}MgClX2​, AlX2OX3\ce{Al2O3}AlX2​OX3​ und NaX2S\ce{Na2S}NaX2​S.
Dass Natrium nicht NaX2+\ce{Na^{2+}}NaX2+ bildet, zeigt der Sprung in den Ionisierungsenergien: Die erste beträgt 496 kJ/mol, die zweite 4562 kJ/mol, weil das zweite Elektron aus der abgeschlossenen Neon-Schale gerissen werden müsste. Genau dieser Sprung - und nicht die Regel selbst - ist die experimentelle Begründung der Edelgasregel. Bei Magnesium liegt er erst nach dem zweiten Elektron (738 und 1451 kJ/mol, danach 7733 kJ/mol), bei Aluminium nach dem dritten. Wer die Ionenladung mit diesem Argument belegt, antwortet auf dem Niveau des Anforderungsbereichs II statt bloß zu behaupten.
Ein Kation ist deutlich kleiner als das zugehörige Atom, ein Anion deutlich größer (). Natrium schrumpft von 186 pm auf 102 pm, weil mit dem 3s-Elektron die gesamte äußerste Schale entfällt und die unveränderte Kernladung nun auf weniger Elektronen wirkt. Chlor wächst von 99 pm auf 181 pm, weil das zusätzliche Elektron die Abstoßung in der Hülle erhöht, während die Kernladung gleich bleibt. Radienangaben hängen von der Messmethode ab (metallisch, kovalent, ionisch); die Richtung des Effekts ist davon unberührt.

PSE-Trends - Atomradius und Elektronegativität

Periodensystem-Trends EN / IE steigt Atomradius nimmt zu H F Cs I
Abb. 9Atomradius nimmt nach rechts ab, nach unten zu; Elektronegativität und Ionisierungsenergie nehmen nach rechts und oben zu.
Abb. 9 ↓
Isoelektronische Teilchen haben dieselbe Elektronenzahl, aber verschiedene Kernladung. In der Reihe OX2−\ce{O^{2-}}OX2−, FX−\ce{F-}FX−, Ne\ce{Ne}Ne, NaX+\ce{Na+}NaX+, MgX2+\ce{Mg^{2+}}MgX2+ tragen alle zehn Elektronen; der Radius nimmt dennoch streng ab - 140 pm, 133 pm, dann 102 pm und 72 pm -, weil die Kernladung von 8 auf 12 steigt und dieselben zehn Elektronen immer stärker angezogen werden. Eine Prüfungsfrage nach der Reihenfolge solcher Teilchen ist deshalb immer eine Frage nach der Kernladung; die Elektronenzahl entscheidet hier nichts.
Bei den Übergangsmetallen versagt die einfache Ableitung, weil 4s- und 3d-Niveau energetisch dicht beieinanderliegen. Eisen bildet FeX2+\ce{Fe^{2+}}FeX2+ (nur die beiden 4s-Elektronen abgegeben) und FeX3+\ce{Fe^{3+}}FeX3+ mit der halbbesetzten Konfiguration [Ar] 3d5[\ce{Ar}]\,3d^{5}[Ar]3d5, Kupfer CuX+\ce{Cu+}CuX+ und CuX2+\ce{Cu^{2+}}CuX2+. Die Ladung muss hier aus der Verbindung erschlossen und in der Nomenklatur mit römischer Ziffer angegeben werden: Eisen(III)-oxid, nicht „Eisenoxid".

Vokabeln

→ Kartei
  • KationPositiv geladenes Ion; entsteht durch Elektronenabgabe und wandert im elektrischen Feld zur Kathode.
  • AnionNegativ geladenes Ion; entsteht durch Elektronenaufnahme und wandert zur Anode.
  • OktettregelSonderfall der Edelgasregel: Acht Valenzelektronen sind der besonders stabile Zustand der 2. und 3. Periode.
  • isoelektronischTeilchen mit gleicher Elektronenzahl, aber unterschiedlicher Kernladung.
  • VerhältnisformelFormel eines Salzes, die das kleinste ganzzahlige Ionenverhältnis angibt, etwa $\ce{MgCl2}$.
  • OktettaufweitungÜberschreitung der Acht-Elektronen-Regel ab der 3. Periode, etwa zwölf Valenzelektronen im $\ce{SF6}$.

Ionenbildung zur Edelgaskonfiguration

Na→NaX++eX−undCl+eX−→ClX−\ce{Na -> Na+ + e-} \quad\text{und}\quad \ce{Cl + e- -> Cl-}Na​NaX++eX−undCl+eX−​ClX−

eX−\ce{e-}eX− steht für ein Elektron. Natrium gibt sein einziges 3s-Elektron ab und erreicht die Neon-Konfiguration, Chlor nimmt eines auf und erreicht die Argon-Konfiguration; beide Teilgleichungen zusammen ergeben die Redoxreaktion zu Natriumchlorid.

Musterbeispiel

Ionenladungen und Radien ableiten

Leite für Kalium, Calcium und Schwefel die bevorzugte Ionenladung ab und ordne KX+\ce{K+}KX+, CaX2+\ce{Ca^2+}CaX2+ und Ar\ce{Ar}Ar nach steigendem Radius.

  1. 01Ionenladung aus Gruppe

    Kalium (Gr. 1) -> KX+\ce{K+}KX+; Calcium (Gr. 2) -> CaX2+\ce{Ca^2+}CaX2+; Schwefel (Gr. 16) -> SX2−\ce{S^2-}SX2−. Alle erreichen die nächste Edelgaskonfiguration.

  2. 02Isoelektronische Reihe

    KX+\ce{K+}KX+, CaX2+\ce{Ca^2+}CaX2+ und Ar\ce{Ar}Ar besitzen je 18 Elektronen. Die Kernladung steigt: Ar (18), K (19), Ca (20).

  3. 03Radien ordnen

    Höhere Kernladung bei gleicher Elektronenzahl zieht die Hülle stärker zusammen: r(CaX2+)<r(KX+)<r(Ar)r(\ce{Ca^2+}) < r(\ce{K+}) < r(\ce{Ar})r(CaX2+)<r(KX+)<r(Ar).

Ergebnis: Bevorzugte Ionen: KX+\ce{K+}KX+, CaX2+\ce{Ca^2+}CaX2+, SX2−\ce{S^2-}SX2−. Radienreihenfolge CaX2+<KX+<Ar\ce{Ca^2+} < \ce{K+} < \ce{Ar}CaX2+<KX+<Ar - die effektive Kernladung steuert den Radius isoelektronischer Teilchen. Vertiefung im Thema "Chemische Bindung" (Ionengitter).

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank3 Punkte

Aufgabenstellung

Begründe mit der Edelgasregel, welche Ionen Aluminium und Sauerstoff bevorzugt bilden, und leite die Formel der entstehenden Verbindung her.

Maturafokus

  • Leite die Ionenladung eines Hauptgruppenelements aus der Gruppennummer ab und belege sie mit dem Sprung in der Reihe der Ionisierungsenergien.
  • Stelle die Verhältnisformel eines Salzes über den Ladungsausgleich auf: Summe der Ladungen null, dann kleinstmögliche ganzzahlige Indizes.
  • Begründe den Größenunterschied zwischen Atom und Ion mit Schalenzahl und effektiver Kernladung, nicht mit „mehr Elektronen heißt größer".
  • Ordne isoelektronische Teilchen nach steigendem Radius, indem du ausschließlich die Kernladungen vergleichst.
  • Beurteile die Oktettregel an einem Gegenbeispiel (SFX6\ce{SF6}SFX6​, BFX3\ce{BF3}BFX3​, Übergangsmetalle) - der Operator „beurteilen" verlangt die Grenze mit.

Typische Fehler

  • Die Oktettregel wird als ausnahmsloses Gesetz behandelt. Sie trägt zuverlässig nur in den Hauptgruppen der 2. und 3. Periode; SFX6\ce{SF6}SFX6​ und BFX3\ce{BF3}BFX3​ sind stabile Gegenbeispiele.
  • Kation und Anion werden verwechselt. Die Merkhilfe führt über die Elektrode: Das Kation wandert zur Kathode und ist positiv geladen.
  • Der Ionenradius wird dem Atomradius gleichgesetzt. NaX+\ce{Na+}NaX+ (102 pm) ist gut halb so groß wie das Na-Atom (186 pm), weil eine ganze Schale entfällt.
  • Bei isoelektronischen Teilchen wird mit der Elektronenzahl argumentiert, obwohl diese gerade gleich ist; entscheidend ist allein die Kernladung.
  • Bei Übergangsmetallverbindungen fehlt die römische Ziffer. „Eisenoxid" ist unbestimmt: FeO\ce{FeO}FeO ist Eisen(II)-oxid, FeX2OX3\ce{Fe2O3}FeX2​OX3​ ist Eisen(III)-oxid.

§ 06

Aktive Wiederholung

Erkläre mithilfe der Edelgasregel, welche Ionen Magnesium und Sauerstoff bevorzugt bilden, und ordne die Teilchen MgX2+\ce{Mg^2+}MgX2+, Ne\ce{Ne}Ne und OX2−\ce{O^2-}OX2− nach steigendem Radius.

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Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 7 "Chemical Bonding" (OpenStax)

Stand 06/2026 · Vollständige Fassung über den Tiefenregler — gleiche Stelle, gleiche Anker

Inhalt

Abschnitt -- / 06

    • 01Atommodelle - von Dalton bis Schrödinger○
    • 02Elektronenkonfiguration und Quantenzahlen◐
    • 03PSE-Trends: Atomradius, Ionisierungsenergie, Elektronegativität◐
    • 04Isotope, Massenzahl und Massenspektrum◐
    • 05Allgemeine Chemie: Stoffe, Teilchen, Reaktionen○
    • 06Ionenbildung und Edelgasregel○

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Atombau und Periodensystem (CHE-At)

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Vergleiche das Bohrsche Atommodell mit dem Orbitalmodell. Welches Phänomen erklärt das Bohrsche Modell gut, welches erst das Orbitalmodell?

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Belege & Quellen

Quellen

OpenStax

  • OpenStax Chemistry 2e, Kap. 6 "Electronic Structure"

Thieme

  • Mortimer, Chemie - das Basiswissen, Kap. 2 Atombau

IQS

  • IQS Themenpool Chemie - Atombau-Themen

BMBWF / RIS

  • BMBWF AHS-Lehrplan Chemie - Stoffe und Teilchen

IUPAC

  • IUPAC Periodic Table of Isotopes

Siehe auch

  • Chemische Bindung (CHE-Bi)Aus Valenzelektronen und Elektronegativität folgt unmittelbar, welchen Bindungstyp zwei Elemente eingehen.
  • Stöchiometrie und Mol-Konzept (CHE-St)Die molare Masse, mit der jede Rechnung beginnt, ist die gewichtete Atommasse aus dem Periodensystem.
  • Anorganische Chemie und industrielle Prozesse (CHE-An)Die Gruppentrends werden dort an Alkalimetallen, Erdalkalimetallen und Halogenen praktisch angewandt.

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