Entwicklung des Atommodels
1. Demokrit (~400 vor Christus)
- Alle Stoffe bestehen aus kleinsten, unteilbaren Teilchen, den Atomen. (griechisch “atomos”=unteilbar)
- jedoch keine Aussagen über Aufbau, Teilchenart, Struktur und chemische Bindung
2.Dalton (1766-1844)
- Atome sind die kleinsten, nicht teilbaren Bestandteile chemischer Elemente
- alle Atome der gleichen Elemente haben die gleiche Größe und Masse
- es gibt so viele Atomsorten wie chemische Elemente
- bei chemischen Reaktionen verbinden sich die Atome eines Elements mit denene eines anderen Elements oder sie werden getrennt
Vorteil des Modells:
- Gesetz von der Erhaltung der Masse
- Deutung der Gaseigenschaften
- Änderungen des Aggregatzustandes lassen sich erklären
Nachteil des Modells:
- keine Aussagen über den Aufbau der Atome
- Veränderungen der Atome bei chemischen Reaktionen kann nicht erklärt werden (nur Umgruppierungen der Atome)
- keine Isotope bekannt
3. Rutherford
Streuversuch:
- beim Bestrahlen einer dünnen Goldfolie mit α-Teilchen (positive Heliumkerne) durchdrangen fast alle α-Teilchen die Goldfolie, nur ein geringer Teil wurde abgelenkt
Auswertung des Streuversuchs:
- fast die gesamte Masse eines Atoms befindet sich im Kern, der positiv geladen sein muss
- der übrige Bereich (Elektronenhülle) ist fast massefrei muss aber zur Neutralisation der Kernladung negativ geladene Elektronen enthalten
Vorteil des Modells:
- Planetenmodell der Atome
- Aussagen über die Feinstruktur eines Atoms (Kern und Hülle)
- Masse ist im Kern konzentriert (positive Ladungen)
- Hülle mit Elektronen hat einen großen Abstand zum Kern
Nachteil des Modells:
- Elektronen müssen sich in ständiger Bewegung um den Kern befinden, sonst würden die abstürzen
- die Elektrodynamik lehrt, dass sich bewegende elektrische Ladungen elektromagnetische Wellen (Licht) aussenden
- dadurch würde Atom ausgestrahlte Energiemenge verlieren und der Radius der Elektronenbahnen würde sich verringern
- Konsequenz des energetischen Verlustes wäre, dass sich die Elektronen dem Kern immer weiter nähern und letztlich in den Kern stürzen
4. Niels Bohr
→ Plank’sche Quantenhypothese als Ausgangspunkt
Postulate:
- Elektronenhülle besteht aus stabilen vorgegebenen Bahnen
- Elektronen umlaufen den Kern auf diesen Bahnen ohne Energieverlust
- Elektronen können von einer Bahn in die andere springen
Einführung der Quantenzahlen:
1. Hauptquantenzahl n –> Schalenbesetzung 2n^2
- Schale: k-Schale: 2e-
- Schale: l-Schale: 8e-
- Schale: M-Schale: 18e-
→ in jeder Schale kann nur eine bestimmte Anzahl von Elektronen vorhanden sein
Erklärung der charakteristischen Spektren eines Stoffes:
- Elektronen können mit diskret zugeführter Energie in eine energiereichere Bahn springen (höheres Energieniveau)
- Die Elektronen bewegen sich auf dem höheren Energieniveau schneller und sind somit energiereicher
- Elektronen streben jedoch ihren Grundzustand an und geben die zugeführte Energie wieder ab, in Form eines Lichtblitzes
- Die unterschiedlichen Lichtblitze charakterisieren im Spektrum das entsprechende Atom
Erweiterung des Bohr’schen Atommodells:
- Nebenquantenzahl l (Form der elliptischen Bahn der Elektronen)
- Spinquantenzahl s (Eigenrotation des Elektrons)
- Magnetquantenzahl m (Aufspaltung der Spektrallinien in magnetischen und elektrischen Feldern)
Folgerung aus den 4 Quantenzahlen: Jedes Elektron muss sich mindestens in einer Quantenzahl unterscheiden