1. Geschichte der Atommodelle
Die Vorstellung vom Atom hat sich über die Jahrtausende entwickelt, basierend auf neuen experimentellen Erkenntnissen.
| Wer? (Jahr) | Modell | Was besagt es? | Warum neu? (Grenzen) |
|---|---|---|---|
| John Dalton (1803) |
Kugelmodell | Atome sind massive, unteilbare Kugeln. Atome eines Elements sind identisch. | Konnte elektrische Ladungen (Elektronen) nicht erklären. |
| J.J. Thomson (1903) |
Rosinenkuchen | Atom besteht aus positiver Masse, in der negative Elektronen eingebettet sind (wie Rosinen). | Widerlegt durch Rutherford-Versuch (Massive Ablenkung von Alpha-Teilchen). |
| Ernest Rutherford (1911) |
Kern-Hülle-Modell | Winziger, positiver Kern (fast ganze Masse) und riesige, fast leere Hülle mit Elektronen. | Widerspruch zur Physik: Elektronen müssten Energie verlieren und in den Kern stürzen. |
| Niels Bohr (1913) |
Schalenmodell | Elektronen kreisen auf festen Bahnen (Schalen) um den Kern. Nur bestimmte Energien erlaubt. | Erklärt Linienspektren und chemische Bindungen (Valenzelektronen). |
2. Wichtige Experimente & Erkenntnisse
A) J.J. Thomson: Kathodenstrahlen (1897)
Versuch: Thomson untersuchte Strahlen in einer Vakuumröhre (Kathodenstrahlröhre). Er lenkte sie mit Magneten und elektrischen Feldern ab.
Erkenntnis: Die Strahlen bestehen aus extrem leichten, negativ geladenen Teilchen.
👉 Entdeckung des Elektrons! Atome sind also doch teilbar.
B) Ernest Rutherford: Streuversuch (1911)
Versuch: Beschuss einer hauchdünnen Goldfolie mit positiven Alpha-Teilchen.
Beobachtung:
- Fast alle Teilchen gingen ungehindert durch (wie durch leeren Raum).
- Nur ganz wenige (ca. 1 von 8000) wurden stark abgelenkt oder zurückgeworfen.
Schlussfolgerung (Kern-Hülle-Modell):
- Das Atom ist fast leer (Hülle).
- Die gesamte positive Ladung und Masse sitzt in einem winzigen Zentrum (Atomkern).
C) Niels Bohr: Linienspektren (1913)
Versuch: Zerlegt man das Licht von glühendem Wasserstoffgas durch ein Prisma, sieht man keinen Regenbogen, sondern nur einzelne, farbige Linien.
Erkenntnis: Elektronen können nicht jede beliebige Energie haben, sondern nur ganz bestimmte "Portionen" (Quanten).
👉 Beweis für Elektronenschalen: Licht entsteht, wenn ein Elektron von einer äußeren auf eine innere Schale "springt".
3. Ionisierung & Ionisierungsenergie
Zu den ÜbungsaufgabenWas ist Ionisierung?
Atome sind nach außen hin elektrisch neutral (Anzahl Protonen = Anzahl Elektronen). Wird dieses Gleichgewicht gestört, entstehen Ionen.
- Kation (positiv geladen): Entsteht, wenn ein Atom Elektronen abgibt (z.B. Metalle: Na → Na⁺ + e⁻).
- Anion (negativ geladen): Entsteht, wenn ein Atom Elektronen aufnimmt (z.B. Nichtmetalle: Cl + e⁻ → Cl⁻).
Ionisierungsenergie (IE)
Die Ionisierungsenergie ist die Mindestenergie, die benötigt wird, um ein Elektron vollständig aus der Hülle eines Atoms (im Gaszustand) zu entfernen.
Erkenntnisse für das Schalenmodell
Betrachtet man die Energien, um nacheinander alle Elektronen eines Atoms zu entfernen, stellt man sprunghafte Anstiege fest. Dies ist der experimentelle Beweis für Elektronenschalen.
- Innerhalb einer Schale: Die Energie steigt leicht an, da das Ion bereits positiv geladen ist und die verbleibenden Elektronen stärker festhält.
- Schalensprung: Ein riesiger Energiesprung tritt auf, wenn ein Elektron aus einer weiter innen liegenden Schale entfernt wird (viel näher am Kern -> extrem starke Anziehung).
Beispiel Kohlenstoff (6 Elektronen):
1. bis 4. Elektron (L-Schale): Relativ wenig Energie (Valenzelektronen).
SPRUNG
5. und 6. Elektron (K-Schale): Extrem viel Energie nötig.
4. Metalle
Metalle zeichnen sich durch ihre spezielle Bindungsart und Eigenschaften aus. Da dies ein großes Thema ist, gibt es hierfür einen eigenen Bereich.
Zu den Metallen & Legierungen →5. Periodizität der Eigenschaften
Atomradius
- Innerhalb einer Gruppe (von oben nach unten): Der Radius nimmt zu, da mit jeder Periode eine neue Elektronenschale hinzukommt.
- Innerhalb einer Periode (von links nach rechts): Der Radius nimmt ab. Die Schalenanzahl bleibt gleich, aber die Kernladung (Protonenzahl) steigt. Dadurch werden die Elektronen stärker angezogen und die Hülle zieht sich zusammen.
Beispiel (absteigender Radius): Phosphor > Magnesium > Beryllium > Neon (Achtung: Edelgase wie Neon sind schwer vergleichbar, haben aber sehr kleine Radien aufgrund der vollen Schale und starken Anziehung).
Korrektur laut Notizen: Magnesium (3 Schalen) > Phosphor (3 Schalen, mehr Protonen -> kleiner) > Neon (2 Schalen) > Beryllium (2 Schalen).
Reihenfolge (Groß nach Klein): Magnesium > Phosphor > Beryllium > Neon.