Fachschule für f. r Technik. Dipl.FL. D.Strache

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2 Ein Atommodell ist eine Vorstellung von den kleinsten Teilen der Stoffe. Lange Zeit gab es keine experimentellen Hinweise für die Existenz kleinster Teilchen, sondern lediglich die intuitive Ablehnung unendlich fortsetzbarer Teilbarkeit, sowie die Möglichkeit, die vielfältigen Eigenschaften von Materialien und Substanzen auf kleinste Teilchen geringerer Zahl zurückzuführen. Grundlage der Modelle der Neuzeit sind beobachtbare Eigenschaften der Materie und experimentell ermittelte Daten. Auf die Frage, wie man sich denn ein Atom nun vorzustellen habe, antwortete der Physiker Werner Heisenberg: Versuchen Sie es gar nicht erst! Die Formulierung der gängigen Atommodelle der Quantenmechanik bestehen vorrangig aus mathematischen Aussagen. Die folgende, chronologisch geordnete Liste gibt einen Überblick. Wichtige Modelle haben Hauptartikel.

3 Das Teilchenmodell von Demokrit (etwa 400 v. Chr.), dieser postulierte die Existenz von verschiedenartigen festen, unteilbaren Teilchen, die unterschiedlich kombiniert die bekannten Substanzen bilden. Das Dalton-Modell (1803) geht von kleinsten, nicht weiter teilbaren Teilchen aus, die sich in ihrer Masse unterscheiden und bei chemischen Reaktionen neu angeordnet und in bestimmten Anzahlverhältnissen miteinander verknüpft werden. Im Dynamiden modell (1903) von Philipp Lenard bestehen Atome zum größten Teil aus leerem Raum zwischen kleinen, rotierenden elektrischen Dipolen, den Dynamiden. Nach dem thomsonschen Atommodell (1903) besteht das Atom aus einer gleichmäßig verteilten

4 Bis Ende des 19. Jahrhunderts wusste man zwar von positiver und negativer Ladung, kannte deren Ursachen jedoch nicht. Erst der Engländer Thomson fand heraus, dass die negativ ( - ) geladenen Elektronen Bestandteil von Materie sind. Es wurde auch bekannt, dass Elektronen von einem Stoff zum anderen "übergehen" können. Hat ein Stoff nun einen Überschuss an Elektronen, so wirkt er nach außen hin negativ. Der andere Stoff hingegen wirkt anschließend positiv. Von Natur aus sind Stoffe nach außen hin nicht geladen, man spricht dann von elektrisch neutral. Da man jedoch herausgefunden hatte, dass Atome negativ geladene Elektronen enthalten, stellt sich nun die Frage: Wie kann das Atom mit einem negativen Ladungsteil insgesamt neutral sein. Die Antwort ist denkbar simpel: Es muss auch einen positiven Teil bei einem Atom geben. Der Franzose Becquerel gelang es zu dem im Jahre 1896 drei verschiedene Arten von Teilchen festzustellen. Er war Mitentdecker der natürlichen Radioaktivität und stellte fest, dass diese aus drei verschiedenen Teilchentypen bestehen. Der erste Teil wurde dabei von einer negativen Elektrode angezogen, musste also elektrisch positiv geladen sein. Der zweite Teil wurde abgestoßen (also negativ geladen) und der dritte Teil bewegte sich nicht. Also neutral..

5 Positive und negative Ladung Viele kennen es: Beim frisieren der Haare laden sich Kamm und Haare entgegengesetzt auf und ziehen sich daher an. Man kann also durchaus den Kamm nach oben heben und einige Haare bleiben daran "haften". Das Wort "entgegengesetzt" hat schon ausgedrückt, dass es zwei verschiedene Typen von Ladung gibt. Die positive Ladung wird mit einem plus ( + ) gekennzeichnet, die negative mit einem minus ( - ). Gleiche Ladungen stoßen sich ab, ungleiche ziehen sich an.

6 Thomsonsche Atommodell Elektronen: grün Positiver Hintergrund: rot Das thomsonsche Atommodell ist ein Atommodell, nach dem das Atom aus gleichmäßig verteilter Masse und positiver Ladung besteht, in denen sich die Elektronen bewegen. Es wurde 1903 von Joseph John Thomson entwickelt und wird auch als Plumpudding oder Rosinenkuchenmodell aufgrund der Anordnung der Elektronen in der Masse, vergleichbar mit Rosinen in einem Kuchen, bezeichnet. Im Grundzustand sind die Elektronen so verteilt, dass ihre potentielle Energie minimal ist. Werden sie angeregt, beginnen sie zu schwingen. Thomson schloss aus Experimenten mit Röntgenstrahlen, dass die Anzahl der Elektronen in einem Atom etwa gleich der Massenzahl des Atoms sei.

7 Der zweite Teil wurde von der positiven Elektrode angezogen, musste also negativ sein. Bleibt noch der Teil, der gar nicht angezogen wurde und somit elektrisch neutral war. Die drei Teilchenarten wurden dann mit α-teilchen ( gesprochen: Alpha-Teilchen ), β-teilchen ( gesprochen: Beta-Teilchen ) und γ-teilchen ( gesprochen: Gamma-Teilchen ) bezeichnet. Atommodell nach Rutherford Mit diesem Wissen führte nun Ernest Rutherford eines der berühmtesten Experimente der Physik durch. Er hatte eine extrem dünne Folie aus Gold zur Hand, etwa 1000 Atomlagen dick. Diese beschoss er mit Alpha-Teilchen und schaute, wie diese sich auf einem Filmstreifen hinter der Goldfolie verteilen. Damit erlebte er eine für ihn große Überraschung: Die meisten Alpha-Teilchen sind geradlinig durch die Folie durchgeflogen. Einige jedoch wurden "abgelenkt" und landeten an ganz anderer Stelle auf der Goldfolie. Die Erklärung: Die Alpha-Teilchen werden bei nahem Vorbeiflug abgelenkt und landen an anderen Stellen der Goldfolie. Bei einem "Volltreffer" werden die Alpha- Teilchen sogar reflektiert und fliegen in ganze andere Richtungen weiter.

8 Diese Erkenntnisse von Rutherford führten zu seinem Kern-Hülle-Modell, welches den grundlegenden Aufbau eines Atoms erklärt. Ein Atom hat einen positiv geladenen Kern. Diese positiven Anteile bekamen den Namen Protonen. Um den Kern herum kreisen Elektronen auf Kreisbahnen und stellen den negativ geladenen Teil des Atoms dar. Erscheint ein Atom nach außen hin elektrisch neutral, muss der Anteil an positiven und negativen Ladungen gleich groß sein! Zu dem wurde festgestellt, dass Elemente eine unterschiedliche Anzahl an Protonen aufweisen. Die unterschiedliche Protonenzahl wird auch als Kernladungszahl bezeichnet. Zu dem stellte man fest, dass die für den Versuch verwendeten Alpha-Teilchen zwei Atomkerne des Heliums waren. Aufgrund der zweifachen Ladung war ein Rückschluss auf zwei Protonen möglich. Ihre experimentell ermittelte vierfache Masse ( im Vergleich zu einem Proton ) deutete darauf hin, dass die Kerne - es gibt eine Ausnahme neben den Protonen noch so genannte Neutronen enthalten. Protonen und Neutronen werden zusammenfassend Nukleonen (von lateinisch nucleus - Kern) genannt.

9 Bohrsches Atommodell Das Bohrsche Atommodell basiert auf den Erkenntnissen, die Rutherford und andere Wissenschaftler zuvor gesammelt haben.. Bohr entwickelte die bisherigen Atommodelle weiter. Er erkannte als erster, dass die Elektronen nur ganz bestimmte Energiezustände einnehmen können. Elektronen können allerdings nur ganz bestimmte - also nicht beliebige - Abstände vom Kern einnehmen. Diese jeweiligen stabilen Kreisbahnen verhindern den Sturz der Elektronen auf den Atomkern. Befindet sich eine Atom im Grundzustand, so nimmt jedes seiner Elektronen ein möglichst niedriges Energieniveau ein. Dies muss man sich wie folgt vorstellen: Es gibt verschiedene Abstände, in denen die Elektronen um den Atomkern kreisen. Man spricht in diesem Zusammenhang auch von Schalen. Die innerste Schale hat das niedrigste Energieniveau und wird als K-Schale bezeichnet. Entfernt man sich vom Kern weiter, gibt es nach der K-Schale, die L-Schale, M-Schale bis hin zur Q-Schale. Stellt sich nun die Frage, wie viele Elektronen auf den jeweiligen Schalen Platz haben. Die Antwort darauf liefert diese kleine Tabelle: K-Schale: 2 Elektronen L-Schale: 8 Elektronen M-Schale: 18 Elektronen N-Schale: 32 Elektronen

10 Am Beispiel des Natriums ( Na ) wollen wir die Elektronenverteilung auf die Schalen aufzeigen. Aus dem Periodensystem der Elemente ( Periodensystem anzeigen ) liest man bei Natrium links oben die Zahl 11 ab. Dies bedeutet: Die 11 Elektronen versuchen möglichst dicht am Atomkern zu kreisen Die K-Schale wird voll besetzt ( 2 Elektronen ), es verbleiben 9 Elektronen Die L-Schale wird voll besetzt ( 8 Elektronen ), es verbleibt 1 Elektron Die M-Schale wird mit einem Elektron besetzt Die M-Schale hat somit nur ein Elektron abbekommen, hätte als noch Platz für 17 weitere Elektronen Bei Schalen, die noch Platz haben, spricht man von nicht gesättigten Schalen. Elektronen auf nicht gesättigten Elektronenschalen bezeichnet man zu dem als Valenzelektronen. Anmerkung: Das Atommodell von Bohr steht in vielen Punkten im Widerspruch zu der durch Messung zugänglichen Realität.Einige dieser Widersprüche waren bereits zur Zeit der Erstellung des Modells bekannt. Andere wurden später mit verbesserten Experimenten und weiter ausgearbeiteter Theorie der Quantenmechanik offensichtlich. Aus diesem Grund wurden die Modelle in den nächsten Jahrzehnten weiter entwickelt.

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12 Aufbau des Energieniveauchemas Auf der Ordinate (Y-Achse) sind die Hauptschalen und Nebenschalen des Systems als energetische Plattformen aufgetragen und auf der Abszisse (X-Achse) die Anzahl der Elektronen. Die Hauptschalen werden bei 1 beginnend vom Kern weg gezählt (alternativ können die Schalen auch mit Buchstaben bezeichnet werden). Die höchste Schale eines Energieniveauschemas entspricht der Periode des jeweiligen Elementes. Jedes Atom besitzt dabei eine eigene Elektronenkonfiguration. Je weiter eine Schale vom Kern entfernt ist, desto höher ist das Energieniveau eines Elektrons, welches sich auf dieser befindet. Das Term Schema ist nur für ein sehr einfaches System mit nur einem Elektron durch eine einzige Sprossenleiter darstellbar. Bei komplizierteren Systemen müssen mehrere Leitern ineinander oder nebeneinander gestellt werden.

13 Regeln Die Energien der einzelnen Terme werden maßstäblich als waagerechte Striche so aufgetragen, dass der den energetisch günstigsten Zustand oder Grundzustand darstellender Strich am weitesten unten liegt. Bei der Besetzung der Orbitale ist die Hundsche Regel zu befolgen, die besagt, dass mehrere Orbitale mit gleicher Energie erst mit Elektronen des gleichen Spins belegt werden müssen, Bevor Elektronen mit entgegengesetztem Spin verteilt werden. Alle Atome deren zuletzt besetztes Elektron sich auf dem P-Niveau befindet und die eine vollbesetzte S- und P-Schale haben, gehören zu den Edelgasen. Atome die ihre Außenelektronen auf dem 4f-Niveau besitzen, gehören zur Gruppe der Lanthanoide Wohin gegen sie bei 5f zu den Actinoiden gehören.

14 Das Energieniveauschema

15 Energie

16 Das Orbitalmodell Zu Beginn des 20. Jahrhunderts haben kluge Köpfe wie Albert Einstein, Werner Heisenberg und Erwin Schrödinger wichtige Erkenntnisse im Bereich der Quantenmechanik - einem Teilgebiet der Physik - errungen. Durch ihre Erkenntnisse konnten unter anderem die bisherigen Atommodelle verbessert werden.. Im nun Folgenden soll dabei auf die Grundgedanken des Orbitalmodells eingegangen werden. Auf die komplexen mathematischen Hintergründe soll hier hingegen nicht eingegangen werden. Stattdessen soll eine Grundvorstellung des Modells vermittelt werden. Aufenthalsbereich als Kugeln: Im Orbitalmodell stellt man sich den Aufenthaltsbereich aller Elektronen als Kugeln vor. Und auch wenn es seltsam klingt: Man weiß nicht genau, wo sich die Elektronen in dieser Kugel befinden. Dieses Phänomen wird als Heisenbergsche Unschärferelation bezeichnet und wurde vom Nobelpreisträger Werner Karl Heisenberg aufgestellt. Es besagt, dass entweder die Zeit oder der Ort eines Teilchens bestimmt werden kann.

17 Orbitalmodell Orbitale sind Einzelelektronen-Wellenfunktionen in der Quantenmechanik und werden meist mit ϕ (kleines Phi) oder ψ (kleines Psi) abgekürzt. Im Orbitalmodell existieren keine Kreisbahnen wie im Atommodell von Niels Bohr und auch keine anderen definierten Bahnen (Trajektorien), dass der genaue Aufenthaltsort der Elektronen aufgrund der Unschärferelation Werner Heisenbergs nicht exakt, sondern nur ihre Verteilung beschrieben werden kann.da die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen mit dem Abstand vom Atomkern unregelmäßig ist, wählt man für die Darstellung geschlossene Oberflächen gleicher Aufenthaltswahrscheinlichkeit. Man erhält damit Räume, die ungefähr der Größe der Atome entsprechen. Die Abstände der größten Wahrscheinlichkeiten innerhalb der Orbitale, ein Elektron anzutreffen, entsprechen den von Niels Bohr errechneten Bahnabständen. S-p-Orbital

18 Vereinfachte Darstellung der verschiedenen d-orbitale

19 Die Orbitale zu den verschiedenen Nebenquantenzahlen haben charakteristische (grobe) Formen, die auch bei höheren Hauptquantenzahlen qualitativ erhalten bleiben. Jeder möglichen Nebenquantenzahl l wird aus historischen Gründen ein bestimmter Buchstabe zugeteilt: Name ausgeschrieben Wert von l Aussehen s-orbital sharp l = 0 radialsymmetrisch p-orbital principal l = 1 hantelförmig in den drei Raumachsen d-orbital diffuse l = 2 gekreuzte Doppelhantel f-orbital fundamental l = 3 rosettenförmig 1s 2s 2p 3 s 3p 3d

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25 y-achse x-achse z-achse

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