Grundlagen der Atomstruktur und chemische Bindungen

1. Das Kernmodell des Atoms

Demokrit begründete die Idee der Existenz von Atomen. John Daltons Atomtheorie besagte, dass Atome unteilbar und bei chemischen Prozessen unveränderlich seien.

1.1 Das Goldfolien-Experiment

E. Rutherford bombardierte eine dünne Goldfolie mit Alpha-Strahlen. Er erwartete, dass alle Teilchen die Folie ungehindert durchqueren könnten, doch dies war nicht der Fall. Er zeigte, dass das Atom einen zentralen Kern besitzt, der fast die gesamte Masse des Atoms enthält und Protonen umfasst.

• In der Hülle befinden sich die Elektronen, die auf konzentrischen Kreisbahnen um den Kern kreisen.
• Zwischen Kern und Hülle befindet sich ein Bereich, der später als Vakuum entdeckt wurde.

Wichtige Kennzahlen:

• Ordnungszahl (Z): Anzahl der Protonen im Atomkern.
• Massenzahl (A): Summe aus Protonen und Neutronen.

2. Die Atomhülle

2.1 Das Bohr-Modell des Atoms und das Wasserstoffspektrum

N. Bohr führte ein Atommodell für Wasserstoff ein, das besagt:

• Das Elektron kreist um den Kern auf Kreisbahnen mit fester Energie.
• Es gibt nur Bahnen, auf denen Elektronen bestimmte Energiewerte einnehmen können (Energieniveaus).
• Wenn das Elektron Energie abgibt, wechselt es von einem höheren zu einem niedrigeren Niveau, wobei die Differenz als Licht ausgestrahlt wird.

3. Periodensystem und elektronische Struktur

Die Elektronen besetzen die Unterschalen der elektronischen Hülle:

• s-Block: Elemente der Gruppen 1 und 2 (Leichtmetalle).
• p-Block: Gruppen 13–18.
• d-Block: Gruppen 3–12 (Übergangsmetalle).
• f-Block: Innere Übergangsmetalle.

Alle Elemente der gleichen Gruppe besitzen die gleiche Anzahl an Elektronen in ihrer äußersten Schicht. Diese Valenzelektronen bestimmen das chemische Verhalten und die Eigenschaften der Elemente.

4. Chemische Bindungen

Die Vereinigung von zwei oder mehr Atomen zur Bildung einer stabilen Einheit wird als chemische Bindung bezeichnet. Die dabei frei werdende Energie nennt man Bindungsenergie.

4.1 Moleküle und Kristalle

• Moleküle: Stabile Cluster aus einer festen, meist kleinen Anzahl von Atomen.
• Kristalle: Stabile Cluster aus einer variablen und sehr großen Anzahl von Atomen oder Ionen, die eine regelmäßige Anordnung im Raum bilden.

4.2 Oktettregel

Atome tendieren dazu, Elektronen zu gewinnen, zu verlieren oder zu teilen, um die Edelgaskonfiguration ihrer äußersten Schale zu erreichen.

5. Metallische Bindung

Metalle bilden eine dreidimensionale Struktur, in der positive Ionen die Knotenpunkte eines Gitters besetzen. Eine „Elektronengaswolke“ aus Valenzelektronen bewegt sich frei durch das gesamte Gitter.

Eigenschaften von Metallen:

• Fest bei Zimmertemperatur.
• Gute Wärme- und elektrische Leiter.
• Dehnbar, verformbar, weich und zäh.

6. Kovalente Bindung

Bei der kovalenten Bindung teilen sich Atome ein oder mehrere Elektronenpaare.

Lewis-Diagramme

G.N. Lewis schlug eine einfache Methode zur Darstellung der Valenzelektronen vor:

• Das Symbol des Elements wird mit Punkten für jedes Valenzelektron versehen.
• Jedes gemeinsame Elektronenpaar wird durch einen Strich dargestellt.
• Die kovalente Wertigkeit gibt an, wie viele Bindungen ein Atom eingehen kann.

Kovalente Kristalle: Entstehen, wenn sich die kovalente Bindung in alle drei Raumrichtungen ausbreitet. Sie bilden sehr stabile, harte, unlösliche und nicht leitende Strukturen.