Atombau der Haupt- und Nebengruppenelemente

 

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

  1. Schale: k-Schale: 2e-
  2. Schale: l-Schale: 8e-
  3. 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

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