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Periodic Table of Elements and Discoveries

• Elemental Listings
    - Elements with Atomic Weights:
      - Calcium (Ca): 40.078
      - Copper (Cu): 63.546
      - Zirconium (Zr): 91.224
      - Niobium (Nb): 92.906
      - Molybdenum (Mo): 95.94
      - Technetium (Tc): 98
      - Ruthenium (Ru): 101.07
      - Rhodium (Rh): 102.905
      - Palladium (Pd): 106.42
      - Silver (Ag): 107.868
      - Cadmium (Cd): 112.414
      - Germanium (Ge): 72.63
      - Arsenic (As): 74.922
      - Indium (In): 114.818
      - Tin (Sn): 118.71
      - Antimony (Sb): 121.76
      - Selenium (Se): 78.971
      - Bromine (Br): 79.904
      - Krypton (Kr): 83.798
      - Tellurium (Te): 127.60
      - Iodine (I): 126.904
      - Xenon (Xe): 131.293
      - Barium (Ba): 137.33
      - Lanthanum (La): 138.905
      - Hafnium (Hf): 178.49
      - Cesium (Cs): 132.905
      - Thallium (Tl): 204.38
      - Lead (Pb): 207.2
      - Bismuth (Bi): 208.980
      - Polonium (Po): (209)
      - Astatine (At): (210)
      - Radon (Rn): (222)
      - Francium (Fr): (223)
      - Radium (Ra): (226)
      - Actinium (Ac): (227)

Historical Context of Element Discovery

• Table Showing Discoveries by Era:
    - Antiquity (1200-1700)
    - Early Modern Period (1701-1800)
    - Industrial Revolution (1801-1850)
    - Gaseous State Examination (1851-1900)
    - Modern Era (1901-2000)
    - Present Day Discoveries (2001-Present)

Chemical Laws and Fundamental Concepts

3.1 Law of Conservation of Mass

• Definition: The total mass of the reactants in a chemical reaction remains constant. (Antoine Lavoisier, 1774)

• Example Reaction: $CaCl_2 + Na_2CO_3 <br>ightarrow CaCO_3 + 2NaCl$

• Experimental Verification: Conducted by H. Landolt (1908) and L.v. Eotvös (1909), with variations up to $10^{-5} ext{ }$ in mass sum remaining unchanged.

• Accompanying Energy Change:
    - Einstein's Relation: $riangle E = riangle m imes c^2$

3.2 Law of Definite Proportions

• Definition: In a chemical compound, elements combine in fixed mass ratios. (Joseph Proust, 1799)

• Example: In mercuric oxide ($HgO$), 1 g of oxygen always combines with 12.5 g of mercury.

3.3 Law of Multiple Proportions

• Definition: When elements form multiple compounds, the mass ratios of the elements in the compounds are in whole number ratios. (John Dalton, 1808)

3.4 Dalton’s Atomic Hypothesis (1805)

• Revisiting Greek Atomic Theory, Dalton stated:
    - Atoms are indivisible particles; all atoms of an element are identical, while atoms of different elements are different.
    - In chemical reactions, atoms rearrange but are neither created nor destroyed.
    - A chemical compound is made by combining two or more elements in set proportions.

3.5 Atomic Mass, Molecular Mass, and the Concept of Mole

• Atomic Mass:
    - Mass of atoms can be expressed in any mass unit (e.g., $1 ext{ H} = 1.67 imes 10^{-24}$ g, $1 ext{ O} = 2.66 imes 10^{-23}$ g).
    - Relative Atomic Mass (Ar):
      - Defined as the mass of an atom compared to $1/12$ of the mass of a $^{12}C$ atom (also known as the atomic mass unit, $1u$ or $1D$).
      - $1u ext{ } (= 1D) = 1.6605 imes 10^{-24} ext{ g}$.

• Molecular Mass Defined:
    - The relative molecular mass is the mass of a molecule calculated in atomic mass units.
    - For example, $CO_2: 12.01 + 2 imes 16.00 = 44.01$ g/mol
    - Molecular weights can be calculated as:
      $ext{relative molecular mass} = ext{sum of relative atomic masses}$.

• Definition of Mole:
    - The mole (SI symbol: $mol$) is the amount of substance containing as many particles as there are in $12$ g of $^{12}C$.
    - Avogadro’s Number: $N_A = 6.02217 imes 10^{23}$ particles/mol.

Stoichiometry

• Molar Mass Calculations:
    - The molar mass $M(X)$ can be used to calculate the number of moles $n(X)$ of a substance from its mass $m(X)$:
      $n(X)= rac{m(X)}{M(X)}$
      $m(X)=n(X) imes M(X)$
    - Example Calculations for Different Substances:
      - $CO_2: 1 ext{ mol} imes 44.01 ext{ g/mol} = 44.01 ext{ g}$
      - $NaCl: 1 ext{ mol} imes 58.44 ext{ g/mol} = 58.44 ext{ g}$
      - $O_2: 1 ext{ mol} imes 32.00 ext{ g/mol} = 32.00 ext{ g}$

• Gas Volume Relationships:
    - At standard conditions (1 atm, 0°C), $1 ext{ mol}$ of an ideal gas occupies a volume of $22.4 ext{ L}$ (molar volume).

Atomic Structure

4.1 Elementary Particles

• The concept of atoms has evolved, with contributions from various scientists.
    - Thomson's Model (1897): Atoms consist of positively charged mass with electrons embedded (resembling “plum pudding”).

Millikan's Oil Drop Experiment

• Aimed at measuring the charge of the electron, it demonstrates that charged oil droplets can be manipulated in electric fields.

Rutherford's Gold Foil Experiment

• Ernest Rutherford (1911) conducted scattering experiments revealing the nuclear structure: the atom consists mostly of empty space, with a dense nucleus containing most of its mass.

This led to the development of the planetary model of the atom.

Neutron Discovery

• James Chadwick (1932) confirmed the existence of neutrons by bombarding beryllium with alpha particles.

Summary of Key Points

• Fundamental laws such as conservation of mass directly influence modern chemistry.

• The development of atomic theories and models has been crucial for understanding matter.

• Understanding relationships among atomic particles is fundamental to chemical interactions and behaviors.

Element

ist Substanz, die sich nicht in andere Stoffe zerlegen lassen

Chemische Verbindung

ist durch chemische Reaktion von Atomen der Elemente

Atomaufbau

• Atome: Die kleinsten Bausteine der Materie, bestehen aus Protonen, Neutronen und Elektronen. Protonen ist positiv geladenund befinden sich im Atomkern, zusammen mit Neutronen, die elektrisch neutral sind. Die Elektronen bewegen sich in bestimmten Bahnen um den Atomkern und tragen eine negative Ladung.

• Protonenzahl = Kernladungszahl = Ordnungszahl (Z)

• Nukleonenzahl = Protonenzahl + Neutronenzahl (Die Nukleonenzahl gibt somit die Gesamtanzahl der Nukleonen im Atomkern an. )

• Elektronenzahl = Protonenzahl (Die Elektronenzahl ist in einem neutralen Atom gleich der Protonenzahl, was bedeutet, dass die positive Ladung der Protonen durch die negative Ladung der Elektronen ausgeglichen wird. )

• Isotope = Nuklide mit gleicher Protonenzahl, aber verschiedener Neutronenzahl

  • Nachweis durch Massenspektrometer (Das Massenspektrometer ermöglicht die Bestimmung und Trennung von Isotopen basierend auf ihrem Massendifferenz, wodurch deren relative Häufigkeit im natürlichen Vorkommen ermittelt werden kann.)

• Radioaktivität ist der Prozess, durch Ausstoßung von Elementarteilchen, bei dem instabile Atomkerne Energie und Teilchen abgeben, um in einen stabileren Zustand überzugehen. Dies geschieht häufig durch Emission von Alpha-, Beta- oder Gamma-Strahlung.

  • Alpha Strahlung ist positve Ladung, Beta ist negativ (Elektronen) und Gamma ist neutral

• Atommasse ist die relative Masse eines Atoms im Vergleich zu einem Zwönig des Kohlenstoff-12-Isotops, wobei sie die Anzahl der Protonen und Neutronen im Atomkern berücksichtigt.

• Moleküle: Gruppen von Atomen, die durch chemische Bindungen zusammengehalten werden.

Struktur der Elektronenhülle

• Elektronenschalen: Die Elektronenhülle ist in verschiedene Schalen unterteilt, die unterschiedliche Energieniveaus aufweisen und die Anzahl der Elektronen, die sich in jeder Schale aufhalten können, variiert.

• Schale: K L M N

• Schale: K (2 Elektronen), L (8 Elektronen), M (18 Elektronen), N (32 Elektronen)

• s, p , d, f Orbital  sind die verschiedenen Arten von Orbitale, die sich in jeder Elektronenschale befinden können und jeweils unterschiedliche Formen und Energieniveaus besitzen.

• Diese Orbitale sind wie folgt angeordnet:

  • s-Orbital: kann 2 Elektronen aufnehmen und hat eine kugelförmige Form.

  • p-Orbital: kann 6 Elektronen aufnehmen und hat eine hantelförmige Form.

  • d-Orbital: kann 10 Elektronen aufnehmen und hat komplexere Formen, darunter mehrblättrige Kleeblattformen.

  • f-Orbital: kann 14 Elektronen aufnehmen und zeigt noch komplexere räumliche Anordnungen.

Gestalt = shape

Molekülmasse

• Molekülmasse: Die Summe der Atommassen aller Atome in einem Molekül, wichtig für die Berechnung der chemischen Eigenschaften und Reaktionen.

• mole : Die Einheit für die Stoffmenge, die verwendet wird, um die Anzahl der Teilchen, wie Atome oder Moleküle, in einer Probe zu quantifizieren. Ein Mol entspricht 6.022 × 10^23 Teilchen. N_A = Avogadrosche Zahl.

• Stoffmenge n(X) ist das Mol

• Ein Mol ist die Stoffmenge, die genau 6.022 × 10^23 eines bestimmte Einzelteilchen enthält

• Malare Masse : Die Masse eines Mols einer Substanz, ausgedrückt in Gramm pro Mol. Die molare Masse wird aus der Summe der Atommassen der in der chemischen Formel enthaltenen Atome berechnet und ist entscheidend für die Umrechnung zwischen der Menge an Stoff und der Masse. $M\left(X\right)=\frac{m\left(X\right)}{n\left(X\right)}$ m(X) ist Masse, n(X) ist Stoffmenge

  SI Einheit ist $\operatorname{kg}mol^{-1}$ oder $\frac{g}{mol}$

• Stoffmenge Konzentration $c\left(X\right)=\frac{n\left(X\right)}{V}$

• SI Einheit ist $\frac{mol}{m^3}$ oder $\frac{mol}{l}$