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Entwicklung der wichtigsten Atommodelle - Das Kugelchenmodell von DALTON



Entwicklung der wichtigsten Atommodelle

Das Kügelchenmodell von Dalton

Grundlage:

Das Gesetz der konstanten Proportionen (Proust): Elemente verbinden sich miteinander in konstanten Proportionen (in bestimmten Massenverhältnissen)

Das Gesetz der multiplen Proportionen (Dalton): Bilden zwei Elemente miteinander mehrere Verbindungen, so verhalten sich die Massenverhältnisse wie kleine ganze Zahlen zueinander.




Folgerungen:

Jedes Element besteht aus charakteristischen untereinander gleichen und unteilbaren Atomen.

Die Atome verschiedener Elemente unterscheiden sich nur in der Masse.

Atome sind Kugeln mit homogen verteilter Masse.

Der Zusammenstoß zweier Atome ist vollkommen elastisch.

Stärken:

Erklärung der

Diffusion,

Brownschen Molekularbewegung

Anderung der Aggregatzustände

Schwächen:

keine Ladungsbeschreibung

Ionisierbarkeit von Atomen und Molekülen in Gasen

Influenz von Metallen

Photoeffekt

Das Atommodell von Thomson

Grundlage

Bei Experimenten zur Gasentladung wurde festgestellt, das positive Ladungen sowie Elektronen gleichermaßen vorhanden sind.

Folgerung

Ein Atom besteht aus einer gleichmäßig positiv geladenen Materiekugel, in die Elektronen regelmäßig verteilt eingebettet sind (Rosinenkuchenmodell).

Das Rutherfordsche Atommodell

Grundlage: Der Rutherfordsche Streuversuch

Fast alle a-Teilchen gehen ungestreut durch die Folie hindurch.

Kleine Ablenkungswinkel kommen häufiger, große seltener vor.

Der Streuungswinkel ist abhängig vom Folienmaterial.

Folgerungen

relativ geringe Radien der Masseteilchen und Konzentration der Gesamtmasse fast ausschließlich im Kern

Die gesamte positive Ladung befindet sich im Kern.

Die negativen Ladungen befinden sich in Form von Elektronen in der Atomhülle. Die Elektronen bewegen sich auf Kreisbahnen um den Kern wie Planeten um die Sonne. Diese Bahnen geben dem Atom seine Größe. Elektrostatische Anziehungskraft zwischen positivem Kern und den negativen Elektronen bildet die Zentralkraft.

Schwächen

Es wird nicht erklärt, wieso

die Elektronenbewegung auf bestimmte Kreisbahnen beschränkt ist,

das kreisende Elektron als schwingender Dipol keine elektromagnetische Energie abgibt,

es zu elementspezifischen Emissionsspektren bei Gasen kommt.

Das Bohrsche Atommodell

Grundlage: Die Bohrschen Postulate

Die Elektronen bewegen sich innerhalb der Atomhülle auf diskreten Bahnen, wobei sich Fliehkraft und elektrostatische Anziehungskraft die Waage halten.

Die Bewegung der Elektronen erfolgt ohne Energieabstrahlung.

Die Emission und Absorption von Energie in Form von Photonen entsprechen der Energieänderung eines Elektrons beim Übergang von einer auf eine andere Bahn.

Stärken

Bruch mit klassischen Vorstellungen an den entscheidenden Stellen (diskrete Bahnen, keine Energieabstrahlung)

Emissions- und Absorptionsquanten lassen sich als Energieänderung des betreffenden Elektrons erklären.

Herleitung des Wasserstoffspektrums sowie Bestimmung des H-Atomradius

Schwächen

Das Verhalten der Atomhülle mit mehr als einem Elektron kann mathematisch nicht beschrieben werden.

Kugelsymmetrie des Atoms trotz Kreisbahn

diskrete Bahnen widersprechen der Heisenbergschen Unschärferelation

Die Wellennatur der Elektronen (stehende Wellen) widerspricht den Bohrschen Kreisbahnen.

keine Erklärung für Energieabstrahlung der Elektronen auf Kreisbahn



unzureichende Erklärung der chemischen Bindung

Das wellenmechanische Atommodell

Grundlage:

Elektronen existieren im Dualismus, sie besitzen sowohl Wellen- als auch Teilcheneigenschaften.

Unschärferelation: Ort und Impuls eines Teilchens können niemals gleichzeitig exakt bestimmt werden.

Die Elektronen bewegen sich nicht auf diskreten Bahnen, sondern in Bereichen mit hoher Aufenthaltswahrscheinlichkeit (Orbitale) um den Kern.

Das Elektron läßt sich in seiner Bewegung als dreidimensionale stehende Welle durch die Wellenfunktion Y beschreiben.

Erklärung der Atombindung

Chemische Bindungen

Allgemeines

Lewis-Konzept (Oktettregel)

Elektronen neigen dazu paarweise aufzutreten

Die Atome sind bestrebt, eine möglichst stabile Elektronenanordnung zu erlangen. Besonders stabil ist dabei die Elektronenkonfiguration der Edelgase.

Valence-Bond-Modell

Moleküle besitzen energieärmere Zustände als einzelne Atome (Überlagerung der Wellen der Elektronen).

Die Bindungsenergie ist abhängig vom Kernabstand (molekülspezifisch).

Bei kovalenten Bindungen überlappen sich die Atomorbitale.

Kovalente Bindungen

Die Atombindung beruht auf der Bildung von gemeinsamen Elektronenpaaren zwischen zwei Atomen.

Bildung von Atomgittern (Diamant) oder Molekülen

Stoffe mit Atombindung dissoziieren nicht.

Schmelz- und Siedepunkte solcher Verbindungen sind abhängig von der Größe der Atome.

Polarisierte Atombindungen stellen den einen Übergang zwischen der reinen Atombindung und der Ionenbindung dar.

Ein Molekül, dessen Ladungsschwerpunkte nicht aufeinander fallen, nennt man Dipolmoleküle.

Ionenbindung

Eine Ionenbindung besteht, wenn die Atome zweier Elemente unter Abgabe bzw. Aufnahme von Elektronen die Edelgaskonfiguration erlangt haben und dann in Form von Ionen vorliegen. Dabei ziehen sie sich aufgrund von elektrostatischen Kräften gegenseitig an.

Alle Verbindungen mit Ionenbindung tragen salzartigen Charakter.

Stoffe mit Ionenbindung besitzen eine elektrische Leitfähigkeit, wenn sie als im Wasser gelöste Ionen oder in geschmolzenen Zustand vorliegen.

Ionenladung und -größe bestimmen die Gitterenergie und -struktur.

Allgemeines

Aufbauprinzipien der Elektronenhülle

Energieprinzip: Energieärmste Zustände werden zuerst besetzt.

Hundsche Regel: Energiegleiche Orbitale mit gleicher Nebenquantenzahl werden zunächst einfach besetzt.

Pauli-Prinzip: Es gibt kein Elektron eines Atoms, das mit anderen in allen Quantenzahlen übereinstimmt.

Periodizität

Gesetz: Mit steigender Protonenzahl verändern sich die Eigenschaften der Elemente periodisch.

Atomradius nimmt von links nach rechts zu.

Quantenzahlen

Hauptquantenzahl n: Nummer der Schale (1, 7 (K, Q))

Nebenquantenzahl l: Form des Orbitals (s, p, d, f)

Magnetische Quantenzahl m: Lage des Orbitals im Raum (-2, -1, ±0, +1, +2)

Spinquantenzahl s: (-1/2, +1/2)

Elektronegativität

Die Elektronegativität ist die Fähigkeit von Atomen, Elektronen an sich zu ziehen.

Elektronenaffinität

Die Elektronenaffinität ist die Energiedifferenz zwischen dem Grundzustand eines Atoms und dem Grundzustand des zugehörigen negativ geladenen Ions.

Wasserstoffbrückenbindung

Wechselwirkung zwischen dem an einer Verbindung beteiligten Wasserstoffatoms und einem freien Elektronenpaar.

Van-der-Waals-Kräfte

Zwischenmolekulare Dipol-Dipol-Wechselwirkung










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