Bundesrealgymnasium Imst. Chemie Klasse 7. Atommodell

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1 Bundesrealgymnasium Imst Chemie 2- Klasse 7 Atommodell Dieses Skriptum dient der Unterstützung des Unterrichtes - es kann den Unterricht aber nicht ersetzen, da im Unterricht der Lehrstoff detaillierter aufgearbeitet wird, als dies im Skriptum der Fall ist. Ergänzungen zum Skriptum werden während des Unterrichts durchgeführt. In diesem Skriptum sind nur wenige Diagramme und Zeichnungen enthalten. Die fehlenden Diagramme werden im Unterricht erarbeitet. Inhalt 2 Atommodell Historische Entwicklung Rutherfordsches Atommodell Bohr sches Atommodell Quantenmechanische Atommodell Orbitaltheorie Geometrie der Orbitale Besetzungsregeln... 4

2 2 Atommodell 2. Historische Entwicklung Menschen spekulieren seit mehr als 2 Jahren über den Aufbau der Materie. Die griechischen Naturphilosophen DEMOKRIT und sein Lehrer LEUKIPPOS hielten es nicht für möglich, Materie durch immer weitere Teilungen zum Verschwinden zu bringen. Daraus folgerten sie, dass es nicht weiter teilbare Teilchen geben müsste, die sie als Atome bezeichneten. Der griechische Philosoph Demokrit, auch Demokritos (* 46 v. Chr. in Abdera, einer ionischen Kolonie in Thrakien, 37 v. Chr.) war Schüler des Leukipp und lebte und lehrte in der Stadt Abdera. Er gehört zu den Vorsokratikern und gilt als letzter großer Naturphilosoph. Nur scheinbar hat ein Ding eine Farbe, nur scheinbar ist es süß oder bitter; in Wirklichkeit gibt es nur Atome im leeren Raum. Die Überlegungen Demokrits gerieten in den folgenden Jahrhunderten in Vergessenheit. Erst um 8 wurde die Atomhypothese von John Dalton wieder aufgegriffen. Er konnte damit die Beobachtung erklären, dass Stoffe nur in bestimmten Mengenverhältnissen miteinander reagieren. John Dalton (*6. September 766 in Eaglesfield, Cumberland; 27. Juli 844 in Manchester) war ein englischer Naturforscher und Lehrer. Wegen seiner grundlegenden Untersuchungen zur Atomtheorie gilt er als einer der Wegbereiter der Chemie. Ihm zu Ehren ist im angloamerikanischen Raum die Einheit der Atommasse (amu) mit Dalton benannt geworden. Das Kugelmodell (Daltonsches Atommodell) beschreibt das Atom als mehr oder weniger starre Kugel. Diese kann Schwingungen um ein Zentrum ausführen und Kraftwirkungen auf die Umgebung ausüben. Mit diesem Modell lassen sich die Gasgesetze sowie Diffusion, Wärmeleitung und Osmose erklären. 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 93 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. Dr. K.-H. Offenbecher Seite 8

3 2.2 Rutherfordsches Atommodell Ein entscheidender Schritt zur Entschlüsselung der Geheimnisse der Atome gelang 9 dem Physiker Ernest Rutherford und seinen Mitarbeitern Hans W. Geiger und Ernest Marsden. Sie führten einen Streuversuch unter Verwendung von Alpha-Strahlen durch. Ernest Rutherford,. Baron Rutherford of Nelson (* 3. August 87 in Brightwater bei Nelson/Neuseeland; 9. Oktober 937 in Cambridge) war ein neuseeländischer, in England wissenschaftlich arbeitender Atomphysiker, der 98 den Nobelpreis für Chemie erhielt. Er war seit 93 Baron Rutherford of Nelson. Rutherford führte einen Versuch mit Alpha-Strahlen durch. Als Strahlenquelle diente Radium, das sich in einem Bleiblock befand. Eine Bohrung ließ einen Strom von Alpha-Teilchen austreten, der auf eine dünne Goldfolie traf. Erwartungsgemäß durchdrang der allergrößte Teil der Alpha-Teilchen die Folie ungehindert. Überraschend war, dass wenige Teilchen (ca. von 8.) beim Durchfliegen der Metallschicht stark abgelenkt und einzelne sogar zurückgeworfen wurden, als ob sie auf ein massives Zentrum im Inneren der Atome gestoßen wären. Dieses massive Zentrum im Inneren des Atoms bezeichnete Rutherford als Atomkern. es war beinahe so unglaublich, als wenn man mit einer 5-Zoll-Granate auf ein Stück Seidenpapier schießt und die Granate zurückkommt und einen selber trifft. E. Rutherford Abb. 2-: Aufbau des Streuversuchs von Rutherford, Geiger und Marsden aus dem Jahr 99. Dr. K.-H. Offenbecher Seite 9

4 Abb. 2-2: Interpretation der Beobachtung aus dem Streuversuch Er kam zu dem Schluss, dass die enorme elektrische Feldstärke, die für die gemessene starke Ablenkung von Alpha-Teilchen erforderlich ist, nur unter der Annahme erklärbar ist, dass die positive Ladung des Atoms vollständig in einem kompakten Atomkern konzentriert ist, dessen Radius um ca. einen Faktor 3 kleiner als der Atomradius ist. Zur Erklärung der elektrischen Neutralität von Atomen ging Rutherford davon aus, dass der Atomkern von Elektronen umgeben wird, wobei die Gesamtanzahl der Elektronen pro Atom genau der Kernladungszahl entspricht. Über die räumliche Verteilung der Elektronen ließen sich allerdings aus den Experimenten keine Informationen ableiten, da die Elektronen aufgrund ihrer geringen Masse nicht in nachweisbarem Umfang zur Ablenkung der Alphastrahlen beitragen. Abb. 2-3: Vergleich der Atommodelle nach Dalton und Rutherford. Dr. K.-H. Offenbecher Seite

5 2.3 Bohr sches Atommodell Beim Betrachten von ausgesendetem Licht bei Gasentladungsröhren durch ein Spektroskops fällt auf, dass nur wenige Wellenlängen des optischen Spektrums vorhanden sind. Welche Wellenlängen das sind, hängt vom verwendeten Gas ab. Die unterschiedliche Anzahl farbiger Linien wird als Linienspektrum oder Atomspektrum bezeichnet und ist für jedes Gas charakteristisch. Bei glühenden Festkörpern hingegen sind alle Wellenlängen vorhanden. Sie senden ein kontinuierliches Spektrum aus. Abb. 2-4: Linienspektrum des Wasserstoffs. Sichtbar sind die Linien der Balmerserie. Dieses Linienspektrum ließ sich mit dem Rutherfordschen Atommodell nicht erklären. Niels Bohr postulierte aus diesem Grund unterschiedliche Kreisbahnen (diskrete Energieniveaus), auf denen sich die Elektronen in bestimmten Entfernungen um den Atomkern bewegten. Er stellt für die Atomhülle eine energetische Ordnung auf. Demnach kreisen die Elektronen in der Atomhülle ohne Energieverlust. Die Energie des Elektrons entspricht dem Radius der Bahn. Je kleiner der Bahnradius ist, desto niedriger die Energie, die dem dort kreisenden Elektron entspricht. Die Energie eines Elektrons wird durch die Quantenzahl n (n=, 2, 3, ) charakterisiert. Führt man einem Atom Energie zu werden die Elektronen angeregt und springe auf höhere Bahnen. Dabei können die Elektronen nur bestimmte Energiepakete, die Energiequanten, aufnehmen. Die Größe der Energiequanten entspricht der Energiedifferenz der beteiligten Bahnen. E N M L K Absorption Emission - L E L K - E K Kern E = E L E K = h ν Abb. 2-5: Elektronenschalenmodell nach Bohr. In Atomspektren von Elementen mit mehr als einem Elektron treten mehr Spektrallinien auf, als zu erwarten wären. Die Theorie der Feinstruktur dieser Spektrallinien von Arnold Dr. K.-H. Offenbecher Seite

6 Sommerfeld erklärte diese Beobachtung und erweiterte das Atommodell zum Bohr- Sommerfeldschen Atommodell. Zur Charakterisierung der zusätzlichen Energiezustände führte Sommerfeld zusätzlich zur Hauptquantenzahl n drei weitere Quantenzahlen ein. Die Nebenquantenzahl l beschreibt die Form der Elektronenbahn, die Magnetquantenzahl m die räumliche Ausrichtung. Letztlich wird die Eigenrotation der Elektronen durch die Spinquantenzahl s beschrieben. n l m s Anzahl Kombinationen Quantenmechanische Atommodell Zwischen 924 und 927 veränderten zwei Entdeckungen im Rahmen der Quantenmechanik das Bild des Atomaufbaus grundlegend. Durch elektromagnetische Strahlung können Elektronen aus der Schale eines Atoms wie Billardkugeln herausgeschlagen werden. Dieser fotoelektrische Effekt spricht für die Teilchennatur der Elektronen. Wird ein Elektronenstrahl durch einen engen Spalt geschickt, entsteht ein Beugungsmuster. Dieser Effekt ist typisch für die Natur einer Welle. Louis De Broglie veröffentlichte daraufhin eine Gleichung, in der Teilchen- und Wellennatur vereint sind. Daraus entstand der Welle-Teilchen Dualismus. h me ν λ = Wellenlänge ν = Geschwindigkeit me = Masse des Elektrons h = Planck-Konstante 925 formulierte Werner Heisenberg die Unschärferelation, wonach es prinzipiell unmöglich ist, Ort und Geschwindigkeit eines Teilchens gleichzeitig exakt zu bestimmen. Dadurch wird die Bestimmung einer Elektronenbahn aber unmöglich. Schließlich konnte Erwin Schrödinger zeigen, dass die mathematische Beschreibung von Teilchen als Welle geeignet ist, das Verhalten von Materie im Kleinen richtig zu Beschreiben. Mithilfe der von ihm entwickelten Wellenfunktion ψ konnten diese Materiewellen berechnet werden. Die quadratische Lösung seiner Gleichung ψ 2 liefert eine Aufenthaltswahrscheinlichkeit für die einzelnen Elektronen. 8 8 Dr. K.-H. Offenbecher Seite 2

7 Chemie Klasse 7 Atommodell 2.5 Orbitaltheorie Die Lösungen der Schrödinger-Gleichung für kleine Zahlen entsprechen den Quantenzahlen des Atommodells von Bohr-Sommerfeld. Da es sich aber um Aufenthaltswahrschein- kann über deren lichkeiten handelt, spricht man von Orbitalen. Die Energie der Elektronen Wellenlänge bzw. Frequenz ν abgeschätzt werden. E = h ν Abb. 2-6: Eine Welle niedriger Frequenz (unten) hat eine geringere Energie als ein Welle hoher Frequenz (oben). Der Durchgang durch die Nulllinie wird auch als Knoten bezeichnet. Die radiale Aufenthaltswahrschein- lichkeit eines Elektrons im Atom ist unterschiedlich groß. Am Atomkern ist sie praktisch Null. Mit zunehmendem Abstand steigt sie bis zu einem Maximum an und verringert sich dann wieder. Dieses Maximum entspricht dem Bohrschen Atomradius r. Aus der Darstellung Ψ² ² ist die Wahrscheinlichkeit zu entnehmen, das Elektron in einer Kugelschale mit dem Radius r anzutreffen. Sie beschreibt die Änderung der Elektronendichte mit steigendem Abstand zum Kern und hängt von den Quantenzahlen n und l ab. Abb. 2-7: Wahrscheinlichkeit für das Antreffen eines Elektrons der s-schale (links) und der 2s-Schale (rechts) in Abhängigkeit vom Abstand zum Atomkern. Der Abstand mit der höchsten Wahrscheinlichkeit r wird als Atomradius bezeichnet. Exkurs: Entartete Systeme: In Einelektronensystemen gibt es mehrere Lösungen der Schrödinger Gleichung mit gleicher Hauptquantenzahl, die den gleichen Energieeigenwert besitzen. Die entsprechenden Orbitale werden als entartet bezeichnet 2.6 Geometrie der Orbitale Nach der Theorie von Niels Bohr unterscheiden sich die Elektronenbahnen durch ein unterschiedliches Energieniveau. Für das quantenmechanische (wellenmechanische) Modell stellen diese Niveaus unterschiedliche Ausdehnungen der Orbitale dar. D. h., der Raum der Aufenthaltswahrscheinlichkeitt wird mit zunehmender Energie größer. Diese energiereicheren Bahnen (größere Ausdehnung) werden durch die Hauptquantenzahlen beschrieben. Sommerfeld konnte aber auch nachweisen, dass die Bahnen nicht nur Kugelförmig sind, sondern auch andere geometrische Strukturen annehmen können. Diese anderen Strukturen werden durch die Nebenquantenzahl l beschrieben und sind jeweils der Hauptquantenzahl nachgeordnet. Die quantenmechanische Betrachtung dieser Orbitalgeometrien ergibt Dr. K.-H. Offenbecher Seite 3

8 Chemie Klasse 7 Atommodell allerdings nochh weitere, über das Somerfeldsche Modell hinausgehende, Formen. Diese Orbitalgeometrien werden mit den Buchstaben s-, s p-, d- und f- bezeichnet. Abb. 2-8: Geometrie der Orbitale: s-orbital s (links oben); p-orbitale: px (3), py (4), pz (5) und d-orbitale (-4) 2.7 Besetzungsregeln Atome müssen in der Elektronenschale genau so viele Elektronen haben, wie im Kern Protonen vorhanden sind. Andernfalls entsteht eine elektrische Ladung. In jedem Orbital haben zwei Elektronen Platz. Die Besetzung der einzelnen Orbitale erfolgt nicht zufällig sondern durch drei Regeln: Orbitale werden nach dem energetischen Aufbauprinzip besetzt. Demnach werden die Orbitale in der Reihenfolge ansteigender Energie untergebracht. Die Besetzung Besetzung beginnt mit dem Orbital, das die geringste Energie aufweist, d. h. mit dem s-orbital. s Orbital. In jeder neuen Schale (Hauptquantenzahl) beginnt die Besetzung beim s-orbital, s Orbital, danach folgt das p-orbital. p Da das s-orbital Orbital kugelförmig ist, besteht keine Möglichkeit, Möglichkeit, diese Orbitale räumlich unterschiedlich anzuordnen. Das p-orbital p Orbital hingegen teilt sich in drei hantelförmige Bereiche, die sich unterschiedlich anordnen können. Im d-orbital d Orbital sind fünf Anordnungen möglich und im f-orbital Orbital sogar sieben. Dort wird jedes jedes Teilorbital zunächst mit einem Elektron besetzt. Erst wenn diese besetzt sind, wird ein zweites Elektron aufgenommen (Hund sche (Hund sche Regel). Regel Die beiden Elektronen eines Orbitals müssen sich durch ihren Drehsinn (Spin) unterscheiden. Damit lassen sich alle Elektronen ktronen durch vier Parameter beschreiben. Hauptquantenzahl n (Hauptenergieniveau) Nebenquantenzahl l (Geometrie der Orbitale) magnetische Quantenzahl m (Ausrichtung der Orbitale im Raum Spinquantenzahl s (Drehrichtung der Elektronen) In einem Atom om müssen sich alle Elektronen durch mindestens eine Quantenzahl unterscheiden (Pauli-Prinzip). ). Zwei Elektronen, die in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen, sind nicht möglich. Die Darstellung der Elektronenkonfiguration erfolgt mit Hilfe der Kästchenschreibweise. Kästchens Jedes Kästchen stellt ein Orbital bzw. Teilorbital dar, indem zwei Elektronen als Pfeile mit unterschiedlicher Richtung (Spin) Platz finden. Je höher ein Kästchen gegenüber einem anderen ist, desto höher ist auch die Energie und desto später wird wird dieses besetzt. Dr. K.-H. Offenbecher Seite 4

9 s 2s 2p Schreib weise s s 2 s 2 2s s 2 2s 2 s 2 2s 2 2p s 2 2s 2 2p 2 s 2 2s 2 2p 3 s 2 2s 2 2p 4 Abb. 2-9: Reihenfolge der Elektronenschalenbesetzung der ersten 8 Elemente. Für jedes Element kann somit die Elektronenschalenbesetzung leicht beschrieben werden: z. B. Element Nr. 6; Kohlenstoff (siehe Abb. 2-9): s 2 2s 2 2p 2 : Hauptquantenzahl (HQ) s: Nebenquantenzahl (NQ, Geometrie des Orbitals, hier kugelförmig) 2 : (hochgest.) Besetzt mit zwei Elektronen 2: HQ 2 (höheres Energieniveau als Hauptquantenzahl ) s: Nebenquantenzahl 2 : (hochgest.) Besetzt mit zwei Elektronen 2: HQ 2 p: NQ (hier hantelförmige Orbitale) Aufgaben. Warum kann das Atommodell nach Rutherford nicht der Realität entsprechen? 2. Wie kommt es zu Spektrallinien? 3. Ist der Atombegriff der alten Griechen mit dem heutigen Atombegriff identisch? 4. Was behandelt die Schrödinger-Gleichung? 5. Stellen Sie die Elektronenkonfigurationen der Elemente N, P, S und K dar! Dr. K.-H. Offenbecher Seite 5