Gay-Lussac-Gesetz, Lavoisier und Atommodelle im Überblick

Gay-Lussac-Gesetz

Der Chemiker Gay-Lussac untersuchte das Verhalten von Gasen. Er stellte fest, dass sich Gase bei einer Veränderung der Temperatur in ähnlicher Weise verhalten. Die Gesetze, die Gay-Lussac formulierte, beziehen sich auf die Verbindung von Gasen: Bei chemischen Reaktionen stehen die Volumina der beteiligten gasförmigen Stoffe bei gleichem Druck und gleicher Temperatur in einem einfachen, ganzzahligen Verhältnis zueinander.

Gesetz von Lavoisier

Wenn bei einer Verbrennung in einem verschlossenen Gefäß die Masse der Stoffe gemessen wird, stellt man fest, dass sich die Gesamtmasse nicht ändert. Das Gleiche gilt für alle chemischen Reaktionen: Auch wenn Stoffe zu verschwinden scheinen, ändert sich die Gesamtmasse nicht. Bei der Verbrennung einer Kerze reagiert das Wachs mit dem Sauerstoff der Luft und bildet vor allem Kohlendioxid und Wasser, die gasförmig entweichen. Dank dieser und anderer Experimente formulierte Lavoisier das Gesetz von der Erhaltung der Masse.

Atomare Spektren

Chemische Elemente, die erhitzt werden, senden Licht mit charakteristischen Farben aus. Dieses Phänomen war Herstellern von Feuerwerk und Schießpulver seit Langem vertraut, da verschiedene Mischungen unterschiedliche Farben erzeugen. Der Chemiker Bunsen nutzte dieses Prinzip, um Elemente zu identifizieren. Gemeinsam mit Kirchhoff entdeckte er im 19. Jahrhundert die atomaren Spektren. Erhitzt man ein Element, leuchtet es in bestimmten Farben. Lässt man weißes Sonnenlicht durch ein Prisma fallen, entsteht ein kontinuierliches Spektrum wie ein Regenbogen. Das Licht eines glühenden Elements hingegen erzeugt ein Linienspektrum aus einzelnen farbigen Linien. Jedes Element besitzt ein eigenes, charakteristisches Spektrum, das unabhängig von der Verbindung ist, in der es vorliegt. Atomare Spektren wurden daher schnell zu einem wichtigen Werkzeug der chemischen Analyse und ermöglichten sogar die Entdeckung neuer Elemente.

Absorptionsspektren

Wenn ein weißer Lichtstrahl durch einen Gas eines Elements geleitet wird, entsteht ein Absorptionsspektrum. Dabei fehlen im kontinuierlichen Spektrum dunkle Linien an genau den Stellen, die das Element auch im Emissionsspektrum aussendet. Emissions- und Absorptionsspektrum treffen sich somit im selben Muster. Warum dies so ist, war zunächst nicht geklärt, doch es zeigt deutlich, dass atomare Spektren mit dem inneren Aufbau der Atome zusammenhängen.

Thomson-Modell und Rutherford

Thomson, der Entdecker des Elektrons, schlug ein Atommodell vor, das als "Rosinenkuchen"-Modell bekannt wurde: Ein positiv geladenes, schwammartiges Atom enthält die Elektronen wie Rosinen. Rutherford führte später Experimente durch, bei denen er eine sehr dünne Goldfolie mit radioaktiven Alphateilchen beschoss, also positiv geladenen Teilchen. Die meisten Teilchen durchdrangen die Folie ungehindert, einige wenige wurden jedoch stark abgelenkt oder sogar zurückgeworfen. Rutherford beschrieb dies so, als würde man Kugeln gegen Seidenpapier schießen und gelegentlich eine zurückprallen sehen. Zur Erklärung entwickelte er ein neues Atommodell: Das Atom besteht überwiegend aus leerem Raum, in dessen Zentrum sich ein winziger, positiv geladener Atomkern befindet, der nahezu die gesamte Masse enthält. Die Elektronen bewegen sich um den Kern, sodass das Atom insgesamt neutral ist.

Bohr-Modell

Das Atommodell von Rutherford war unvollständig, denn es konnte weder die Spektren erklären noch war es stabil: Ein kreisendes Elektron würde Energie abstrahlen und schließlich in den Kern stürzen. Bohr schlug daher ein neues Modell vor, das auf vier Postulaten beruht:

Das Atom besteht aus einem Kern mit positiver Ladung, der den größten Teil der Masse enthält, und Elektronen, die sich in der Hülle bewegen.

Die Elektronen bewegen sich auf kreisförmigen Bahnen um den Kern.

Nur bestimmte Bahnen sind erlaubt, nämlich solche, bei denen der Drehimpuls des Elektrons ein ganzzahliges Vielfaches des Planck'schen Wirkungsquantums ist. Auf diesen Bahnen geben Elektronen keine Energie ab.

Der Übergang von einer Bahn zu einer anderen ist mit der Absorption oder Emission von Strahlung verbunden.

Das Bohr-Modell konnte das Spektrum des Wasserstoffatoms erklären, versagte jedoch bei komplexeren Atomen. Deshalb wurde es zugunsten der Quantenmechanik aufgegeben.

Quantenzahlen

Heute wird das Elektron in der Quantenmechanik durch eine Wellenfunktion beschrieben. Diese Funktion wird durch vier Quantenzahlen bestimmt: n, l, m und s. Die ersten drei beschreiben den Aufenthaltsbereich eines Elektrons und bezeichnen das Orbital.

Die Hauptquantenzahl n kann die natürlichen Zahlen 1, 2, 3, 4 usw. annehmen. Sie bestimmt die Größe und Energie des Orbitals: Je größer n, desto höher die Energie und desto größer das Orbital.

Die Nebenquantenzahl l hängt mit dem Bahndrehimpuls des Elektrons und der räumlichen Form des Orbitals zusammen.

Die magnetische Quantenzahl m beschreibt die räumliche Orientierung des Orbitals.