Chemie – Klassenarbeit Nr.1
Name: _______________________________ Aufgabe 1: Im Laufe der Jahrhunderte haben sich die Modellvorstellungen von den kleinsten Teilchen
der Stoffe weiterentwickelt. Dies haben wir im Unterricht u.a. näher dargestellt. a) Nenne experimentelle Beobachtungen, die sich mit den einzelnen Modellen erklären
lassen bzw. diesen zugrunde liegen. b) Beschreibe und erläutere kurz die wesentlichen Annahmen dieser Modelle am
Beispiel des Schwefelatoms. Gehe dabei u.a. auch auf die Art und Anzahl der
Elementarteilchen ein. Aufgabe 2: Erkläre den Aufbau des Periodensystems der Elemente, lasse dabei Nebengruppen aus. Nenne und erläutere dabei mindestens drei Gesetzmäßigkeiten und zwei Besonderheiten,
beziehe dazu auch eins der in Aufgabe 1 genannten Modelle mit ein. Aufgabe 3: Definiere bzw. erkläre kurz, aber möglichst treffend, die folgenden Begriffe:
a) Isotope b) Ionisierungsenergie c) Aluminiumion d) Ionenbindung
Name: _______________________________ Aufgabe 1: Im Laufe der Jahrhunderte haben sich die Modellvorstellungen von den kleinsten Teilchen
der Stoffe weiterentwickelt. Dies haben wir im Unterricht u.a. näher dargestellt. a) Nenne experimentelle Beobachtungen, die sich mit den einzelnen Modellen erklären
lassen bzw. diesen zugrunde liegen. b) Beschreibe und erläutere kurz die wesentlichen Annahmen dieser Modelle am
Beispiel des Schwefelatoms. Gehe dabei u.a. auch auf die Art und Anzahl der
Elementarteilchen ein. Aufgabe 2: Erkläre den Aufbau des Periodensystems der Elemente, lasse dabei Nebengruppen aus. Nenne und erläutere dabei mindestens drei Gesetzmäßigkeiten und zwei Besonderheiten,
beziehe dazu auch eins der in Aufgabe 1 genannten Modelle mit ein. Aufgabe 3: Definiere bzw. erkläre kurz, aber möglichst treffend, die folgenden Begriffe:
a) Isotope b) Ionisierungsenergie c) Aluminiumion d) Ionenbindung
Musterlösung der Chemie Klassenarbeit Nr.1
Aufgabe 1:
a) Nach Daltons Vorstellung bestanden Atome aus kugelförmigen, elastischen und
gleichmäßig mit Materie gefüllten Gebilden, die den Gesetzen der klassischen Mechanik
gehorchen. Streuversuche mit Elektronenstrahlen zeigten jedoch, dass der Raum, den
ein Atom für sich einnimmt, größtenteils leer ist. 1911 gelang es Sir Rutherford und seinen Mitarbeitern durch Streuexperimente mit
Alphateilchen die noch vorhandenen Unsicherheiten zu beseitigen. Rutherford bestrahlte
eine dünne Goldfolie mit Alphastrahlung. Wenn Atome, wie nach der Dalton’schen Theorie
gefordert, kompakt aufgebaut seien, dann müsste jeder Alphastrahl auf Atome treffen und
stark abgelenkt werden. Es würden bei diesem Experiment nur äußerst wenige Strahlen
die Folie durchdringen. In Wirklichkeit durchdrang ein Großteil der Strahlung das Material
unter schwacher Ablenkung; nur wenige Alphastrahlen wurden stark abgelenkt. Der dänische Physiker Niels Bohr formulierte 1913 das nach ihm benannte Bohr’sche
Atommodell. Im Gegensatz zu Rutherford stellte Bohr Postulate auf, mit denen er
versuchte, das scheinbar widersprüchliche Verhalten der Atome zur klassischen
Elektrodynamik zu erklären. Die Linienspektren aus spektroskopischen Experimenten
zeigten, dass die Lichtenergie gequantelt ausgestrahlt wird. Bohr folgerte daraus, die
Elektronen könnten nur ganz bestimmte ausgewählte Energiezustände einnehmen
Aufgabe 2:
Grundlage der Gesetzmäßigkeiten des Periodensystems ist die Quantentheorie. Dabei
geht man beim Aufbau des Periodensystems von den Kernladungszahlen und damit von
der Anzahl der Elektronen des jeweiligen Elements vor. Nach Atombaumodell (siehe Atom)
sind die Elektronen auf so genannten Elektronenschalen (K-, L-, M-, N-Schale usw.)
verteilt. Der Energiezustand der Elektronen auf diesen Schalen wird mit der so genannten
Hauptquantenzahl n (n = 1,2,3,...) wiedergegeben. Der Aufbau des Periodensystems sieht folgendermaßen aus. In der ersten Periode stehen
nur Wasserstoff und Helium. Hier wird die K-Schale nach dem Pauli-Prinzip (siehe
Wolfgang Pauli) mit maximal zwei Elektronen besetzt (1-s-Zustand). Es folgt die zweite und
dritte Periode, bei der die Elektronenschalen (L- und M-Schale) mit maximal je acht
Aufgabe 1:
a) Nach Daltons Vorstellung bestanden Atome aus kugelförmigen, elastischen und
gleichmäßig mit Materie gefüllten Gebilden, die den Gesetzen der klassischen Mechanik
gehorchen. Streuversuche mit Elektronenstrahlen zeigten jedoch, dass der Raum, den
ein Atom für sich einnimmt, größtenteils leer ist. 1911 gelang es Sir Rutherford und seinen Mitarbeitern durch Streuexperimente mit
Alphateilchen die noch vorhandenen Unsicherheiten zu beseitigen. Rutherford bestrahlte
eine dünne Goldfolie mit Alphastrahlung. Wenn Atome, wie nach der Dalton’schen Theorie
gefordert, kompakt aufgebaut seien, dann müsste jeder Alphastrahl auf Atome treffen und
stark abgelenkt werden. Es würden bei diesem Experiment nur äußerst wenige Strahlen
die Folie durchdringen. In Wirklichkeit durchdrang ein Großteil der Strahlung das Material
unter schwacher Ablenkung; nur wenige Alphastrahlen wurden stark abgelenkt. Der dänische Physiker Niels Bohr formulierte 1913 das nach ihm benannte Bohr’sche
Atommodell. Im Gegensatz zu Rutherford stellte Bohr Postulate auf, mit denen er
versuchte, das scheinbar widersprüchliche Verhalten der Atome zur klassischen
Elektrodynamik zu erklären. Die Linienspektren aus spektroskopischen Experimenten
zeigten, dass die Lichtenergie gequantelt ausgestrahlt wird. Bohr folgerte daraus, die
Elektronen könnten nur ganz bestimmte ausgewählte Energiezustände einnehmen
Aufgabe 2:
Grundlage der Gesetzmäßigkeiten des Periodensystems ist die Quantentheorie. Dabei
geht man beim Aufbau des Periodensystems von den Kernladungszahlen und damit von
der Anzahl der Elektronen des jeweiligen Elements vor. Nach Atombaumodell (siehe Atom)
sind die Elektronen auf so genannten Elektronenschalen (K-, L-, M-, N-Schale usw.)
verteilt. Der Energiezustand der Elektronen auf diesen Schalen wird mit der so genannten
Hauptquantenzahl n (n = 1,2,3,...) wiedergegeben. Der Aufbau des Periodensystems sieht folgendermaßen aus. In der ersten Periode stehen
nur Wasserstoff und Helium. Hier wird die K-Schale nach dem Pauli-Prinzip (siehe
Wolfgang Pauli) mit maximal zwei Elektronen besetzt (1-s-Zustand). Es folgt die zweite und
dritte Periode, bei der die Elektronenschalen (L- und M-Schale) mit maximal je acht
Elektronen besetzt werden können – dies sind die 2-s- und 2-p- sowie die 3-s- und 3-p-
Zustände. Nach Auffüllen der 3-s- und 3-p-Zustände werden nicht sofort die 3d-Zustände
besetzt, sondern mit der Auffüllung der N-Schale begonnen. In diesem Fall werden die 4-s-
Zustände mit maximal zwei Elektronen besetzt (Kalium, Calcium). Erst im Anschluss daran
werden die 3d-Zustände (Scandium bis Zink) mit Elektronen aufgefüllt. Insgesamt lassen
sich 18 Elektronen auf der M-Schale unterbringen, während die N-Schale aufgrund der f-
Zustände bei den Lanthanoiden mit maximal 32 Elektronen besetzt werden kann.
Aufgabe 3:
a) Isotope:
Sammelbezeichnung für die zu einem chemischen Element gehörenden Atome gleicher
Ordnungs- und Kernladungszahl, die sich nur in ihren Massenzahlen voneinander
unterscheiden. Innerhalb des Periodensystems nehmen die Isotope eines Elements den
gleichen Platz ein – so stehen beispielsweise die Isotope des Alkalimetalls Cäsium in der
ersten Hauptgruppe an der sechsten Stelle (sechste Periode). Die Ordnungszahl entspricht
definitionsgemäß der Anzahl der Protonen im Kern, während die Massenzahl sich aus der
Summe von Protonen und Neutronen im Kern zusammensetzt
b) Ionisierungsenergie: Ein Gas wird auch zu einem Plasma, wenn die kinetische Energie der Gasteilchen so hoch
wird, dass sie mindestens gleich der Ionisierungsenergie der Atome oder Moleküle im Gas
wird. Bei den Stößen der Teilchen entstehen dann Ionen und Elektronen, die bei weiteren
Stößen immer mehr geladene Teilchen erzeugen
c) Aluminiumion:
Das Aluminiumatom wird nach Abgabe von 3 Elektronen zu einem dreifach positiv
geladenen Aluminiumion mit Edelgaskonfiguration.
d) Ionenbindung:
Zwischen den verschiedenartigen geladenen Ionen wirken starke elektrische
Anziehungskräfte. Diese chemische Art der Bindung nennt man Ionenbindung. www.klassenarbeiten.de
Zustände. Nach Auffüllen der 3-s- und 3-p-Zustände werden nicht sofort die 3d-Zustände
besetzt, sondern mit der Auffüllung der N-Schale begonnen. In diesem Fall werden die 4-s-
Zustände mit maximal zwei Elektronen besetzt (Kalium, Calcium). Erst im Anschluss daran
werden die 3d-Zustände (Scandium bis Zink) mit Elektronen aufgefüllt. Insgesamt lassen
sich 18 Elektronen auf der M-Schale unterbringen, während die N-Schale aufgrund der f-
Zustände bei den Lanthanoiden mit maximal 32 Elektronen besetzt werden kann.
Aufgabe 3:
a) Isotope:
Sammelbezeichnung für die zu einem chemischen Element gehörenden Atome gleicher
Ordnungs- und Kernladungszahl, die sich nur in ihren Massenzahlen voneinander
unterscheiden. Innerhalb des Periodensystems nehmen die Isotope eines Elements den
gleichen Platz ein – so stehen beispielsweise die Isotope des Alkalimetalls Cäsium in der
ersten Hauptgruppe an der sechsten Stelle (sechste Periode). Die Ordnungszahl entspricht
definitionsgemäß der Anzahl der Protonen im Kern, während die Massenzahl sich aus der
Summe von Protonen und Neutronen im Kern zusammensetzt
b) Ionisierungsenergie: Ein Gas wird auch zu einem Plasma, wenn die kinetische Energie der Gasteilchen so hoch
wird, dass sie mindestens gleich der Ionisierungsenergie der Atome oder Moleküle im Gas
wird. Bei den Stößen der Teilchen entstehen dann Ionen und Elektronen, die bei weiteren
Stößen immer mehr geladene Teilchen erzeugen
c) Aluminiumion:
Das Aluminiumatom wird nach Abgabe von 3 Elektronen zu einem dreifach positiv
geladenen Aluminiumion mit Edelgaskonfiguration.
d) Ionenbindung:
Zwischen den verschiedenartigen geladenen Ionen wirken starke elektrische
Anziehungskräfte. Diese chemische Art der Bindung nennt man Ionenbindung. www.klassenarbeiten.de
