Grundlagen der Atomtheorie und chemischen Gesetze

Lavoisier: Gesetz der Massenerhaltung

In einer abgeschlossenen chemischen Reaktion ist die Gesamtmasse der Reaktanten gleich der Gesamtmasse der Produkte. Beispiel: 2,5 g + 1,2 g = 3,7 g

Proust: Gesetz der konstanten Proportionen

Das Massenverhältnis, in dem sich zwei oder mehr Elemente zu einer bestimmten Verbindung vereinigen, ist immer konstant und unabhängig vom Herstellungsverfahren der Verbindung.

Dalton: Gesetz der multiplen Proportionen

Wenn zwei Elemente mehr als eine Verbindung miteinander bilden, dann stehen die Massen des einen Elements, die sich mit einer konstanten Masse des anderen Elements verbinden, im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen zueinander.

Atommodelle: Thomson vs. Rutherford

Unterschiede

Thomson postulierte, dass das Atom nicht unteilbar ist, sondern aus negativ geladenen Elektronen (e-) besteht, die in einer kugelförmigen Masse mit gleichmäßiger Dichte und positiver Ladung eingebettet sind (Rosinenkuchenmodell).

Rutherford hingegen stellte durch sein Streuexperiment fest, dass das Atom hauptsächlich aus leerem Raum besteht, mit einem sehr kleinen, dichten, positiv geladenen Kern in der Mitte, um den die Elektronen kreisen. Ein Problem dieses Modells war, dass die Elektronen nach den Gesetzen der klassischen Physik Energie abstrahlen und in den Kern stürzen müssten.

Bohrsches Atommodell

Elektronen (e-) bewegen sich nur auf bestimmten, diskreten Bahnen (Energieniveaus oder Schalen) um den Atomkern, ohne dabei Energie abzustrahlen.

• Jeder erlaubten Bahn entspricht ein bestimmter Energiewert.
• Energie (in Form von Lichtquanten) wird nur absorbiert oder emittiert, wenn ein Elektron von einer erlaubten Bahn auf eine andere wechselt (Quantensprung).

Schwächen: Das Modell konnte nicht erklären, warum nur bestimmte Bahnen erlaubt sind (Quantisierung) und versagte bei Atomen mit mehr als einem Elektron. Es erklärte auch nicht die Periodizität der chemischen Eigenschaften.

Entdeckung von Elektron und Proton

Elektron (e⁻) - Thomson

In Experimenten mit Gasentladungsröhren (Vakuumröhren mit geringem Gasdruck) wurden sogenannte Kathodenstrahlen beobachtet. Diese Strahlen gingen von der Kathode (Minuspol) aus und wurden durch ein äußeres elektrisches Feld zum positiven Pol hin abgelenkt. Thomson schloss daraus, dass diese Strahlen aus negativ geladenen Teilchen bestehen – den Elektronen.

Proton (p⁺) - Rutherford

Rutherford beschoss eine sehr dünne Goldfolie mit Alpha-Strahlung (positiv geladene Teilchen) aus einer radioaktiven Quelle. Die meisten Alpha-Teilchen passierten die Folie ungehindert, einige wurden leicht abgelenkt, und sehr wenige wurden stark abgelenkt oder sogar zurückgeworfen. Dies führte zur Annahme eines kleinen, dichten, positiv geladenen Atomkerns, der die positive Ladung (Protonen) und fast die gesamte Masse des Atoms enthält.

Atomare Kenngrößen

Ordnungszahl (Z)

Gibt die Anzahl der Protonen im Atomkern an. Sie bestimmt eindeutig das chemische Element.

Massenzahl (A)

Gibt die Gesamtzahl der Nukleonen (Protonen + Neutronen) im Atomkern an. Sie bestimmt das spezifische Isotop eines Elements.

Quantenzahlen

Beschreiben den Zustand eines Elektrons in einem Atom:

• Hauptquantenzahl (n): Beschreibt das Energieniveau bzw. die Schale des Elektrons (n = 1, 2, 3, ...).
• Nebenquantenzahl (l): Bestimmt die Form des Orbitals (Unterschale) und den Bahndrehimpuls (l = 0, 1, ..., n-1; entspricht s, p, d, f-Orbitalen).
• Magnetquantenzahl (m_l): Beschreibt die räumliche Orientierung des Orbitals im Magnetfeld (m_l = -l, ..., 0, ..., +l).
• Spinquantenzahl (m_s): Beschreibt den Eigendrehimpuls (Spin) des Elektrons (+1/2 oder -1/2).

Orbit vs. Orbital

Orbit (nach Bohr)

Eine feste, definierte Kreisbahn, auf der sich ein Elektron um den Kern bewegen soll.

Orbital

Ein Raumbereich um den Atomkern, in dem die Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons mit einer bestimmten Energie sehr hoch ist (z.B. 90%). Orbitale haben definierte Formen (kugelförmig für s, hantelförmig für p etc.).

Periodische Eigenschaften

Elektronenaffinität (EA)

Die Energieänderung (oft freigesetzte Energie), die auftritt, wenn ein Elektron einem neutralen Atom im Gaszustand hinzugefügt wird, um ein negatives Ion zu bilden. Ein hoher negativer Wert bedeutet eine starke Tendenz zur Aufnahme eines Elektrons.

Atomradius

Da Atome keine scharfen Grenzen haben, wird der Radius oft als die Hälfte des Abstands zwischen den Kernen zweier gleichartiger, chemisch gebundener Atome definiert (kovalenter Radius, metallischer Radius) oder als van-der-Waals-Radius.

Ionisierungsenergie (IE)

Die Mindestenergie, die benötigt wird, um einem neutralen Atom oder Ion im Gaszustand das am schwächsten gebundene Elektron vollständig zu entreißen.

Gitterenergie (U_G)

Die Energie, die freigesetzt wird, wenn sich aus gasförmigen Ionen ein Mol eines festen Ionenkristalls bildet. Sie ist ein Maß für die Stabilität des Ionengitters. Ionische Verbindungen sind oft sehr stabil aufgrund ihrer hohen (stark negativen) Gitterenergien. Je größer der Betrag der (negativen) Gitterenergie, desto stabiler ist die ionische Verbindung.