EL-MO I Elemente, Schulbuch

Exkurs 16 16 Dalton und die Gesetze der konstanten und der multiplen Proportionen Ein historischer Rückblick Unsere derzeitiges Wissen über den Aufbau der Atome ist nicht plötzlich ge- kommen. Viele geniale Wissenschaftler haben sich mit dem „Phänomen Atom“ beschäftigt. Für Erkenntnisse zum Aufbau der Atome wurden eine große Zahl von Nobelpreisen aus dem Bereich Physik und Chemie vergeben. Zu Beginn der Forschungen stand den Wissenschaftlern nur die Waage als genaues Messgerät zur Verfügung. Wie es zu der atomaren Masseneinheit „u“ kam Als John Dalton Ende des 18. Jahrhunderts die Atomhypothese wieder aufgriff, um damit die Massenverhältnisse der Stoffe bei chemischen Reaktionen zu erklären, waren weder der Aufbau der Atome noch ihre Massen bekannt. Die messbaren Massenverhältnisse bei chemischen Reaktionen führten zu den stöchiometrischen Gesetzen. Gesetz der konstanten Proportionen Eine chemische Verbindung enthält ihre Elemente immer in konstanten Mas- senverhältnissen. ZB Kohlenstoffmonoxid: 1g Kohlenstoff : 1,333 g Sauerstoff Gesetz der multiplen Proportionen Bilden 2 Elemente mehrere Verbindungen miteinander, so stehen die Massen desselben Elementes zueinander im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen. ZB Kohlenstoffmonoxid: 1 g Kohlenstoff : 1,333 g Sauerstoff also 1 mal 1,33 g Sauerstoff; Kohlenstoffdioxid: 1 g Kohlenstoff : 2,666 g Sauerstoff also 2 mal 1,333 g Sauerstoff Dabei erkannte Dalton, dass Wasserstoff das Atom mit der kleinsten Masse sein muss. Alle anderen Atome besaßen eine mehrfache Masse von Wasser- stoff. Er legte also die Masse des Wasserstoffatoms als atomare Massenein- heit fest. Anhand der Massenverhältnisse zB im Wassermolekül konnte er nun feststellen, dass das Sauerstoffatom etwa die sechzehnfache Masse des Wasserstoffatoms besitzt. Sauerstoff erhielt also die „relative Atommasse“ 16 (gerundet), also relativ zum Wasserstoffatom die sechzehnfache Masse. Das- selbe geschah auch mit allen anderen Elementen, die relativen Atommassen der Elemente waren daher schon vor der Kern – Hülle - Theorie von Rutherford bekannt. Die Massen in Gramm natürlich noch nicht. Sauerstoff hatte in der ersten Skala die genaue Atommasse 15,872. Damals wurden aber die meisten Atommassen aus Sauerstoffverbindungen bestimmt, und es erschien zum Rechnen praktischer, wenn Sauerstoff genau die Masse 16 hätte. Dies legte man auch so fest. Allerdings rechneten die Chemiker mit der Masse 16 für den Durchschnittswert der Massen des natürlichen Isotopen- gemisches von Sauerstoff ( nat O), die Physiker mit der Masse des Reinnuklids 16 O. Man hatte also plötzlich zwei unterschiedliche Massenskalen. Um dies zu vereinheitlichen, einigte man sich später auf den Wert 12 für das Reinnuklid 12 C als die heute gültige Definition der atomaren Masseneinheit. Der Unterschied zwischen den verschiedenen Skalen ist nur gering, sodass gerundete Atom- massen nach allen vier Skalen dieselben waren. Abb. 016–3: Jean Baptiste Perrin (1870 – 1942) in seinem Labor Abb. 016–4: Die Entwicklung der Atommassenskalen Abb. 016–2: Joseph Loschmidt (1821 – 1895) 12 u 12 x 1 u 4 u 4 x 1 u 16 u 16 x 1 u Abb. 016–1: Die Masseneinheit "u" nat H = 1 16 O = 16 nat H nat O nat C 1,008 16,000 12,011 1,00 15,872 11,916 1,008 16,004 12,015 nat O = 16 12 C = 12 1,008 15,999 12,011 bezogen auf heute gültig Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv