Grundlagen der Atom- und Periodensystemtheorie

Licht, Spektrum und Quanten

Wenn Licht gebrochen wird, bildet es ein kontinuierliches Spektrum. Die Farbe bzw. die Stellung im Spektrum wird durch die Wellenlänge und die Frequenz bestimmt. Max Planck kennzeichnete, dass Stellen emittieren und absorbieren können, wobei Energie in Form von Energiequanten (Paketchen) übertragen wird. Eine häufige Darstellung ist: E₀ = hν.

Historische Beobachtungen zum Fotoeffekt

Hertz beobachtete, dass bei Beleuchtung eines Metalls mit ultraviolettem Licht zwischen zwei Elektroden eine Entladung ausgelöst bzw. beeinflusst werden kann. Die Emission von Elektronen bei Bestrahlung eines Metalls mit Licht nennt man photoelektrischen Effekt: Elektronen werden unter bestimmten Bedingungen aus dem Metall herausgelöst.

Bohr-Modell

Bohr-Modell:

1. Die Elektronen bewegen sich um den Kern in bestimmten Kreisbahnen, in denen sie keine Energie abstrahlen. Diese Bahnen bezeichnet man als stationäre Bahnen.
2. Erlaubt sind nur solche Bahnen, deren Energie bestimmte diskrete Werte annimmt. Diese Bahnen entsprechen bestimmten Energieniveaus.
3. Je weiter ein Elektron vom Kern entfernt ist (je größer der Bahnradius), desto höher ist seine Energie.
4. Kann ein Elektron in eine höhere Bahn übergehen, nimmt es Energie auf; springt es in eine niedrigere Bahn, wird die überschüssige Energie als Strahlung emittiert.

Probleme des Bohr-Modells

Das Bohr-Modell erklärt das Wasserstoffspektrum gut, stößt jedoch bei höher aufgelösten Spektren und bei mehratomigen Systemen an seine Grenzen. Mit verbesserter Spektroskopie wurden zusätzliche Linien entdeckt, die das einfache Bohr-Modell nicht erklären konnte. Auch Linien in Bereichen mit größerer Energie (z. B. Röntgenbereich) zeigten Abweichungen.

Erweiterungen und Effekte

Arnold Sommerfeld: Die Bahnen können elliptisch statt nur kreisförmig sein (Feinstruktur).

Pieter Zeeman: Spektrallinien spalten, wenn ein Atom einem Magnetfeld ausgesetzt wird (Zeeman-Effekt). Dies deutet darauf hin, dass die Bahnen unterschiedliche räumliche Orientierungen einnehmen können.

Heisenberg und Unschärferelation

Heisenbergs Unschärferelation: Es ist unmöglich, gleichzeitig die genaue Position und den exakten Impuls (bzw. die Geschwindigkeit) eines Elektrons beliebig genau zu bestimmen. Wenn man die Energie eines Elektrons sehr genau messen wollte, würde der Messvorgang selbst die Bahn bzw. andere Größen beeinflussen.

Orbital, Pauli-Prinzip und Elektronenkonfiguration

Orbital: Ein Orbital ist der Bereich des Raums, in dem sich ein Elektron mit der größten Wahrscheinlichkeit aufhält.

Pauli-Ausschlussprinzip: In jedem Atom können nicht zwei Elektronen dieselben vier Quantenzahlen haben. Das bedeutet, dass jedes Atomorbital höchstens zwei Elektronen aufnehmen kann (mit antiparallelem Spin).

Regeln zur Besetzung von Elektronen

Aufbauprinzip / Regel der niedrigsten Energie (Aufbauprinzip): Elektronen besetzen nacheinander die Energiestufen mit der niedrigsten Energie.

Pauli-Prinzip: In ein Orbital passen nur zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin.

Hundsche Regel (Prinzip der maximalen Multiplizität): Beim Besetzen gleichener Energiestufen (z. B. Unterschalen mit gleicher Energie) sollen so viele Elektronen wie möglich ungepaart und mit parallelen Spins besetzt werden.

Historische Beiträge zur Periodizität

Johann Döbereiner: Ordnete Elemente in Triaden; das mittlere Element hatte in etwa die mittlere Atommasse und ähnliche Eigenschaften im Vergleich zu den anderen beiden.

John Newlands: Ordnete Elemente in Gruppen nach dem Oktavgesetz (vertikale Anordnung nach jedem siebten Element mit ähnlichen Eigenschaften).

Dmitri Mendelejew: Ordnete die Elemente in zunehmender Atommasse; er ließ bewusst Lücken frei und sagte das Auftreten neuer Elemente voraus (Anomalie z. B. Tellur und Iod hinsichtlich der Reihenfolge nach Atommasse).

Mendelejewsches Periodengesetz: Die physikalischen und chemischen Eigenschaften der Elemente und ihrer Verbindungen stehen in periodischem Zusammenhang mit der Atommasse des betreffenden Elements (historische Formulierung).

Wichtige Begriffe: Ionisierung, Elektronenaffinität, Elektronegativität

Ionisierungsenergie: Die Energie, die aufgebracht werden muss, um das äußerste Elektron eines isolierten Atoms im gasförmigen Zustand zu entfernen:
A + EI → A⁺ + e^-. Mit zunehmender Ionisierungsenergie wird das Entfernen des Elektrons schwieriger.

Elektronenaffinität: Die Energieänderung, die auftritt, wenn ein Elektron zu einem neutralen Atom im Gaszustand hinzugefügt wird, wobei ein negatives Ion entsteht:
X + e^- → X^- + EA. Manche Prozesse sind exotherm (Energie wird frei), andere endotherm.

Elektronegativität: Die Tendenz eines Atoms, in einer chemischen Bindung Elektronenpaare an sich zu ziehen. Ein Atom mit hoher Elektronegativität zieht bindende Elektronen stärker an.

Ionenbindung und Eigenschaften ionischer Verbindungen

Ionenbindung: Ionenverbindungen bestehen nicht aus diskreten Molekülen, sondern aus einem Ionengitter mit charakteristischen räumlichen bzw. geometrischen Anordnungen. Die kristallchemische Formel einer ionischen Verbindung ist eine empirische Formel und spiegelt das Verhältnis der am Gitter teilnehmenden Ionen wider.

Eigenschaften ionischer Verbindungen:

• Bei Raumtemperatur liegen sie meist als kristalline Feststoffe vor.
• Sie haben hohe Schmelz- und Siedepunkte; die starken Kristallkräfte führen zu hoher thermischer Stabilität.
• Sie sind hart, aber spröde; sie können bei mechanischer Beanspruchung leicht brechen oder splittern.
• Viele ionische Verbindungen sind in polaren Lösungsmitteln wie Wasser löslich.
• Im festen Zustand leiten sie in der Regel keinen elektrischen Strom; in geschmolzenem Zustand oder in Lösung sind die Ionen beweglich und leiten Strom.

Zusammenfassung

Die Entwicklung der Atommodelle, von Plancks Quantenvorstellungen über das Bohr-Modell bis hin zur Quantenmechanik (Heisenberg, Orbitalmodell, Pauli-Prinzip), erklärt viele experimentelle Beobachtungen wie das Spektrum von Wasserstoff, den photoelektrischen Effekt und die Struktur des Periodensystems. Begriffe wie Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität und Elektronegativität sowie die Eigenschaften ionischer Bindungen sind zentrale Grundlagen der Chemie und Festkörperlehre.