2. Tag: Atommodelle [1, 2] 1. Atomtheorie 2. Der Aufbau der Atome

2. Tag: Atommodelle
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2. Tag: Atommodelle [1, 2]
1. Atomtheorie
Schon die griechischen Philiosophen Leukipp und Demokrit nahmen an, dass man bei wiederholter
Zerteilung von Materie irgendwann zu kleinsten, nicht mehr weiter teilbaren Teilchen kommt. Diese
bezeichneten sie als Atome (griech.: atomos = unteilbar). Diese Theorie basierte auf rein
abstrakter Überlegung, nicht auf Experimenten.
Erst 1808 entwickelte John Dalton eine Atomtheorie, die er von beobachteten Gesetzmäßigkeiten
bei chemischen Reaktionen ableitete. Heute ist die Existenz von Atomen ein gesicherter Tatbestand.
2. Der Aufbau der Atome
Zu Beginn des 20. Jahrhunderts erkannte man aber, dass Atome nicht die kleinsten Bausteine der
Materie sind, sondern dass sie aus noch kleineren Teilchen, den sogenannten Elementarteilchen,
aufgebaut sind.
Elementarteilchen sind kleinste Bausteine der Materie, die nicht aus noch kleineren Einheiten
zusammengesetzt sind. Die Atome bestehen aus drei Elementarteilchen: Elektronen, Protonen,
Neutronen. Sie unterscheiden sich durch ihre Masse und ihre elektrische Ladung. (Tabelle 1)
Tabelle 1: Eigenschaften von Elementarteilchen
Elementarteilchen
Elektron
Proton
Neutron
Symbol
e
p
n
Masse
leicht: 0,001 g/mol
schwer: 1,007 g/mol
schwer: 1,008 g/mol
(etwa
Ladung
1
/1830
der (nahezu gleiche Masse (nahezu gleiche Masse
Protonenmasse)
wie ein Neutron)
wie ein Proton)
-e
+e
keine Ladung
(negative
(positive
(neutral)
Elementarladung)
Elementarladung)
Aber wie sind diese Elementarteilchen in einem Atom angeordnet?
1911 berichtete Ernest Rutherford über Experimente zur Untersuchung des Atomaufbaus mit Hilfe
von α-Strahlen. Ein Strahl von α-Teilchen (zweifach positiv geladenen Heliumkerne) wurde auf eine
sehr dünne (0,004 mm) Folie aus Gold gerichtet. Er beobachtete, dass die Mehrzahl der α-Teilchen
geradlinig durch die Folie hindurch flog. Nur ein geringer Teil der α-Teilchen wurde abgelenkt oder
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reflektiert. Die Materie konnte also nicht aus dicht gepackten massiven Atomen aufgebaut sein, wie
man annehmen könnte.
Rutherford erklärte diesen Befund mit seinem Kernmodell. Er machte hierbei folgende Annahmen:
•
Ein Atom ist so aufgebaut, dass sich im Mittelpunkt ein Atomkern befindet. Fast die gesamte
Atommasse und die ganze positive Ladung ist im Atomkern vereint. (Nach unseren heutigen
Vorstellungen besteht der Atomkern aus Protonen und Neutronen, die zusammen die Masse des
Kerns ausmachen.)
•
Elektronen nehmen fast das ganze Volumen des Atoms ein, das 100000 mal größer als der
Atomkern ist. Sie befinden sich außerhalb des Atomkerns. (Damit das Atom insgesamt elektrisch
neutral ist, muß die Zahl der negativ geladenen Elektronen mit der Zahl der positiv geladenen
Protonen im Kern übereinstimmen.)
Da der Großteil des Volumens eines Atoms leerer Raum ist, können die meisten α-Teilchen
ungehindert durch eine Goldfolie durchfliegen!
3. Atomsymbole und Isotope
Ein Atom kann mit 2 Zahlen identifiziert werden, der Ordnungszahl Z und der Massenzahl A.
•
Die Ordnungszahl Z ist gleich der Zahl der Protonen im Kern
•
Die Massenzahl A gibt die Gesamtzahl der Protonen und Neutronen (Nucleonenzahl) an und
entspricht näherungsweise der Atommasse in Atommasseneinheiten u.
Obwohl dies theoretisch ausreichend wäre, wird ein Atom immer durch das chemische Symbol X für
das Element bezeichnet (z.B. Cl, H, S), unter Voranstellung der Ordnungszahl links unten und der
Massenzahl links oben. (siehe unten)
A
Z
X
z. B .
35
17
Cl
Für die chemischen Eigenschaften eines Atoms ist seine Ordnungszahl maßgeblich, während seine
Masse von untergeordneter Bedeutung ist. Atome mit gleicher Ordnungszahl, aber unterschiedlicher
Massenzahl werden als Isotope bezeichnet. Die unterschiedliche Massenzahl ergibt sich aus einer
unterschiedlichen Zahl von Neutronen. (z.B. 35Cl und 37Cl)
4. Atomspektren
Werden Gase oder Dämpfe chemischer Substanzen (z.B. Alkalimetalle) erhitzt, kommt es zu einem
Leuchten, es wird also Energie aufgenommen (absorbiert) und Licht wieder abgestrahlt (emittiert).
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Beim Durchgang durch ein Prisma wird dieses Licht verschiedener Wellenlängen aufgelöst. Aus
weißem Licht aller Wellenlängen des sichtbaren Bereichs entsteht z.B. ein kontinuierliches Band der
Regenbogenfarben, ein sog. kontinuierliches Spektrum. Erhält man bei der Auflösung nur einzelne
Linien mit bestimmten Wellenlängen, bezeichnet man das Spektrum als Linienspektrum.
Atome senden charakteristische Linienspektren aus. Man kann daher verschiedenen Atome durch
Analyse ihres Spektrums identifizieren. (Spektralanalyse)
5. Bohrsches Atommodell
Aber warum senden Atome Linienspektren und keine kontinuierlichen Spektren aus? Niels Bohr
entwickelte 1913 für das einfachste Atom Wasserstoff ein Atommodell, das in der Lage ist, die
Linienspektren zu erklären.
Zunächst entwickelte er ausgehend vom Rutherfordschen Kernmodell eine Art Planetenmodell, nach
dem das Elektron des Wasserstoffs um den Kern kreisen soll wie die Erde um die Sonne.
Es gibt jedoch ein großes Problem. Nach den Gesetzen der klassischen Physik strahlt ein Teilchen,
das auf einer Kreisbahn läuft, ständig Energie in Form von Licht ab und aufgrund des ständigen
Energieverlustes müßte es auf einer Spiralbahn langsam aber sicher in den positiv geladenen Kern
stürzen, d.h. es dürften längst keine Atome mehr existieren.
Um aus diesem Dilemma herauszukommen, stellte Bohr zwei Postulate auf:
1.)
Das Elektron kann nicht auf beliebigen Bahnen den Kern umkreisen, sondern nur auf ganz
bestimmten Kreisbahnen. Auf diesen Kreisbahnen bewegt es sich strahlungsfrei. Für das
Wasserstoffatom hat Bohr folgende Gleichung aufgestellt:
r = a0 * n2
2.)
r:
Radien der „erlaubten“ Kreisbahnen
a0 :
Bohrscher Radius (= 0,53 * 10-10 m)
n:
Quantenzahl (= 1, 2, 3, 4, ...)
Wenn ein Elektron Strahlung (Energie) aufnimmt bzw. wieder abgibt, dann erfolgt dies beim
sprunghaften Übergang des Elektrons von einer dieser „erlaubten“ Kreisbahnen auf eine
andere.
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Zunehmende
E∞ = 0
E5 = E 1 / 25
n =∞
n =5
Energie
E 4 = E 1 / 16
n =4
E3 = E 1 / 9
n =3
E2 = E 1 / 4
n =2
E1
n =1
des Elektrons
-E
Absorption
Emission
Abbildung 1: Energieniveaus im Wasserstoffatom
Das Elektron kann also nicht beliebige Energiewerte annehmen, sondern nur ganz bestimmte
Energiewerte (E = -E1 / n2). E1 ist die Energie des Elektrons auf der 1. Bohrschen Bahn. Dargestellt
sind nur die Energieniveaus bis n=5. (Nimmt n den Wert unendlich an, dann ist das Elektron so weit
vom Kern entfernt, dass keine anziehenden Kräfte mehr wirksam sind. (Nullpunkt der Energieskala))
Auf die Spektralanalyse bezogen bedeutet dies also, dass nach einer erfolgten Absorption nur Licht
bestimmter Energie emittiert wird und aus diesem Grund werden Linienspektren beobachtet.
(Abbildung 1)
Diese Postulate wurden rein intuitiv aufgestellt. Ihre Berechtigung haben sie einzig und allein daher,
dass mit ihnen das Linienspektrum des Wasserstoffs richtig beschrieben werden kann.
6. Literatur
[1]
E. Riedel: Anorganische Chemie. de Gruyter Verlag, Berlin, 2. Auflage (1990), 4-35
[2]
C.E. Mortimer: Chemie – Das Basiswissen der Chemie. Thieme Verlag, Stuttgart, 5. Auflage
(1987), 15-24, 53-57