Grundlagen der Atomtheorie: Aufbau, Modelle und Isotope

Daltons Atomtheorie

• Dalton: Erklärte die experimentellen Gesetze der Materie und gilt als Vorläufer der modernen Chemie. Er griff das Konzept von Demokrit auf.
• Atom: Das kleinste Teilchen eines chemischen Elements, das dessen Eigenschaften beibehält.
• Daltons Atomtheorie:
  • Materie besteht aus winzigen, unteilbaren Teilchen (Atomen).
  • Atome desselben Elements sind identisch in Form, Größe und Masse.
  • Atome verschiedener Elemente unterscheiden sich in ihren Eigenschaften.
  • Atome können weder erzeugt noch zerstört werden.
  • Chemische Verbindungen entstehen durch die Kombination von Atomen in festen Verhältnissen.
• Kritik an Dalton:
  • Atome sind teilbar (Protonen, Neutronen, Elektronen).
  • Atome eines Elements können sich durch Isotope in ihrer Masse unterscheiden.
  • Atome können bei Kernreaktionen umgewandelt werden.
  • Verbindungen bestehen oft aus Molekülen.

Subatomare Teilchen

• Entdeckungen:
  • Thomson: Entdeckung der Elektronen (negativ geladen).
  • Millikan: Bestimmung von Masse und Ladung des Elektrons.
  • Rutherford: Entdeckung des Protons.
  • Chadwick: Entdeckung des Neutrons.
  • Quarks: Weitere subatomare Bausteine.

Atommodelle

• Thomson-Modell: Das Atom ist eine neutrale Kugel mit gleichmäßig verteilten positiven und negativen Ladungen.
• Rutherford-Modell: Experiment mit Goldfolie zeigte, dass das Atom einen massereichen, positiv geladenen Kern besitzt, um den Elektronen kreisen.
• Bohr-Modell: Elektronen bewegen sich auf stabilen, stationären Kreisbahnen ohne Energieverlust.
• Quantenmechanisches Modell (Schrödinger): Das aktuelle Modell beschreibt Elektronen in Orbitalen.
• Aufbau:
  • Kern: Enthält Protonen und Neutronen (sehr klein, fast die gesamte Masse).
  • Hülle: Nahezu leer, enthält Elektronen in Orbitalen.

Atome, Isotope und Ionen

• Ordnungszahl (Z): Anzahl der Protonen.
• Massenzahl (A): Summe aus Protonen und Neutronen (A = Z + n).
• Isotope: Atome desselben Elements mit gleicher Protonenzahl, aber unterschiedlicher Neutronenzahl.
• Atommasse: Gemessen in u (1 u = 1/12 der Masse von C-12).

• Ionen: Geladene Atome durch unterschiedliche Anzahl von Protonen und Elektronen.
  • Kationen: Positiv geladen (Elektronenmangel).
  • Anionen: Negativ geladen (Elektronenüberschuss).
• Elektronenkonfiguration: Anordnung der Elektronen in Energieniveaus und Orbitalen (s, p, d, f).
• Valenzelektronen: Elektronen der äußersten Schale, die das chemische Verhalten bestimmen.