Grundlagen der Quantenmechanik, Atommodelle und Chemische Bindung

I. Quantentheorie und Atomstruktur

Max Planck und der Photoelektrische Effekt

Max Planck postulierte, dass Materie Energie in diskreten Paketen, den Energiequanten, emittiert und absorbiert. Die Energie eines Quants ist gegeben durch die Formel: $$E = h\nu$$

Heinrich Hertz beobachtete, dass beim Beleuchten von Metallelektroden mit UV-Licht eine Entladung stattfand. Die Emission von Elektronen aus bestimmten Metallen beim Auftreffen von Licht kurzer Wellenlänge wird als Photoelektrischer Effekt bezeichnet.

Das Bohr-Modell des Atoms

1. Elektronen bewegen sich auf bestimmten Kreisbahnen um den Kern, ohne Energie abzustrahlen (stationäre Bahnen).
2. Nur Bahnen sind erlaubt, deren Energie bestimmte, quantisierte Werte annimmt. Diese Bahnen werden Energieniveaus genannt.
3. Je weiter das Energieniveau vom Kern entfernt ist, desto höher ist seine Energie.
4. Wenn ein Elektron von einem höheren auf ein niedrigeres Energieniveau springt, wird die überschüssige Energie als Strahlung freigesetzt.

Probleme des Bohr-Modells

Das Modell konnte das Spektrum von Wasserstoff erklären, jedoch zeigten sich bei Spektroskopie mit höchster Auflösung Feinstrukturen (zusätzliche Spektrallinien). Es konnte zudem keine Spektren komplexerer Atome erklären.

Erweiterungen und Quantenmechanik

• Arnold Sommerfeld: Führte die Idee ein, dass die Elektronenbahnen auch elliptisch sein können.
• Pieter Zeeman: Entdeckte, dass Spektrallinien sich aufspalten, wenn das Atom einem Magnetfeld ausgesetzt wird (Zeeman-Effekt). Dies deutete darauf hin, dass die Bahnen unterschiedliche räumliche Orientierungen annehmen können.
• Heisenbergsche Unschärferelation: Es ist unmöglich, gleichzeitig den Ort und den Impuls (oder die Geschwindigkeit) eines Teilchens exakt zu bestimmen.
• Orbital: Der Raumbereich um den Atomkern, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, am größten ist.

Regeln der Elektronenkonfiguration

Pauli-Ausschlussprinzip

In einem Atom können keine zwei Elektronen ($e^-$) in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen. Das bedeutet, dass jedes Atomorbital maximal zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin aufnehmen kann.

Regeln für die Besetzung von Orbitalen

1. Regel der minimalen Energie (Aufbauprinzip): Elektronen besetzen zuerst die Orbitale mit der niedrigsten Energie (unter Verwendung des Moeller-Diagramms).
2. Hund'sche Regel (Prinzip der maximalen Multiplizität): Beim Auffüllen energiegleicher Orbitale werden diese zuerst einzeln mit Elektronen gleichen Spins besetzt, bevor Elektronen gepaart werden.

II. Periodensystem und Periodische Eigenschaften

Entwicklung des Periodensystems

• Johann Döbereiner: Gruppierte Elemente in Triaden, wobei die Atommasse des mittleren Elements ungefähr dem Durchschnitt der beiden anderen entsprach.
• John Newlands: Ordnete Elemente in Spalten von sieben (Gesetz der Oktaven).
• Dmitri Mendelejew: Ordnete nach steigender Atommasse, ließ Lücken und sagte Eigenschaften voraus. Er brach die Ordnung in zwei Fällen (Tellur und Jod), um die chemischen Eigenschaften beizubehalten.

Mendelejeffs Periodengesetz

Die physikalischen und chemischen Eigenschaften der Elemente sowie ihrer Verbindungen sind eine periodische Funktion ihrer Atommasse.

Wichtige Periodische Eigenschaften

• Ionisierungsenergie (EI): Die erforderliche Energie, um das äußerste Elektron aus einem isolierten Atom im gasförmigen Zustand zu entfernen. $$A + EI \rightarrow A^+ + 1e^-$$ (Nimmt im Periodensystem nach rechts und oben zu.)
• Elektronenaffinität (EA): Die Energieänderung, die auftritt, wenn ein Elektron zu einem neutralen Atom im gasförmigen Zustand hinzugefügt wird, um ein negatives Ion zu bilden. $$X + 1e^- \rightarrow X^- + EA$$ (Wächst im Periodensystem nach rechts und oben.)
• Elektronegativität (EN): Die Tendenz eines Atoms, Elektronen in einer chemischen Bindung an sich zu ziehen. (Wächst im Periodensystem nach rechts und oben.)

III. Chemische Bindungen und Materialeigenschaften

Ionenbindung

Ionenverbindungen bilden keine Moleküle, sondern räumliche Gitterstrukturen (Kristallgitter). Die chemische Formel ist eine empirische Formel, die das Verhältnis der beteiligten Ionen im Kristallgitter widerspiegelt.

Eigenschaften ionischer Verbindungen

1. Bei Raumtemperatur sind sie kristalline Feststoffe.
2. Sie haben hohe Schmelz- und Siedepunkte aufgrund starker Gitterkräfte, was eine hohe thermische Stabilität verleiht.
3. Sie sind hart und spröde.
4. Viele sind in polaren Lösungsmitteln (wie Wasser) löslich, aber nicht in unpolaren.
5. Im festen Zustand leiten sie keinen elektrischen Strom; in Lösung oder Schmelze jedoch schon.

Kovalente Bindung

Eigenschaften molekularer kovalenter Verbindungen

1. Bei gewöhnlicher Temperatur und Druck sind sie meist Gase, Flüssigkeiten (z. B. H₂O) oder weiche Feststoffe (z. B. Jod, Schwefel).
2. Sie haben niedrige Schmelz- und Siedepunkte.
3. Sie sind elektrisch nicht leitend.
4. Es gilt die Regel: Polar löst Polar, Unpolar löst Unpolar.

Eigenschaften kristalliner kovalenter Verbindungen (Netzwerkstoffe)

1. Sehr hohe Schmelz- und Siedepunkte.
2. Sehr hart.
3. Unlöslich.
4. Leiten weder Strom noch Wärme (Ausnahme: Graphit).

Beispiele für kovalente Netzwerkstoffe

• Diamant: Kubisches System, das härteste bekannte Material, farblos (Farbe durch Verunreinigungen).
• Graphit: Mattschwarze, sechseckige Schichten, leitet elektrischen Strom.
• Siliciumdioxid (Quarz): Hochschmelzend (Schmelztemperatur ca. 1710 °C).

Metallbindung

Metallatome geben ihre Valenzelektronen ab, die sich in einem Elektronensee frei bewegen.

Eigenschaften von Metallen

1. Mit Ausnahme von Quecksilber sind alle Metalle Feststoffe bei Raumtemperatur.
2. Sie haben hohe Dichten sowie hohe Schmelz- und Siedepunkte.
3. Sie sind duktil (ziehbar) und schmiedbar (verformbar).
4. Sie besitzen metallischen Glanz.
5. Sie leiten Strom und Wärme sehr gut.
6. Sie sind in gewöhnlichen Lösungsmitteln unlöslich.