2. Geschichte bis zum Bohr´schen Atommodell - member

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1. Geschichte
1.1. Entdeckungen zu den chemischen Grundgesetzen
Michail Wassiljewitsch Lomonossow (1711-1765) und
Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794) benutzten
als erste Waagen zur Untersuchung von Verbrennungsvorgängen.
Gleichzeitig mit der Entdeckung des Sauerstoffes als
Reaktionspartner bei Verbrennungsvorgängen wurde die
Phlogistontheorie widerlegt, der zufolge „Phlogiston“ bei
Verbrennungen entweichen sollte. Reiner Sauerstoff, in
dem Verbrennungen besonders heftig verlaufen war
dieser Theorie entsprechend dephlogistierte Luft.
Die exakten Messungen im Rahmen wiederholbarer
Experimente ermöglichten die Entdeckung wichtiger
Antoine Laurent de Lavoisier
1743-1794
chemischer Grundgesetze als Basis der wissenschaftlichen Chemie. Die Zeiten der
Alchimie waren damit zu Ende
Auf Grund der Wäge-Ergebnisse formulierte Lavoisier das.....
Gesetz von der Erhaltung der Masse (1774).
Bei allen chemischen Umsetzungen bleibt die Gesamtmasse
der Reaktionsteilnehmer erhalten.
55,85 kg Fe + 32,07 kg S l 87,92 kg FeS
87,92 kg Ausgangsstoffe l 87,92 kg Endstoffe
1/8
Experiment: Verbrennung von Stahlwolle
Die Relativitätstheorie begrenzt aufgrund der Umwandelbarkeit von Masse und
2
Energie ( E = mc ) die Gültigkeit der Massenerhaltung, allerdings sind diese Effekte
nicht messbar (wird z.B. bei einer chemischen Reaktion die Energie von 500 kJ frei,
so beträgt der Masseverlust rund 5,6 x 10
-12 kg)
Joseph-Luis Proust (1754-1826) war der Sohn eines Apothekers
und formulierte nach ausführlichen Studien über Kupfercarbonat,
Zinnoxide und Eisensulfide das Gesetz von den konstanten
Proportionen (1799).
Wie schon bei Lavoisier waren die Grundlagen für diese
Beobachtung definierte experimentelle Aufbauten, welche die
Wiederholbarkeit garantierten
Zwei oder mehrere Elemente treten in einer Verbindung stets
in einem konstanten Masseverhältnis zusammen.
Joseph Proust
1754-1826
FeS (Eisensulfid) besteht immer aus 63,52 % Eisen (Fe) und 36,48 % Schwefel (S).

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Da das Gesetz der konstanten Proportionen nicht immer gilt,
nämlich bei all jenen Reaktionspartnern, die verschiedenartig
miteinander reagieren können wurde von John Dalton (1766-1844)
das Gesetz von den multiplen Proportionen (1803) formuliert.
Es berücksichtigt die Beobachtung, dass die Mengenverhältnisse
bei der Entstehung einer Verbindung aus zwei Elementen zwar
nicht beliebig variabel sind, aber stets in einem bestimmten
Verhältnis zueinander stehen. Sucht man in diesen
John Dalton
1766-1844
Mengenangaben die gemeinsamen Teiler, so können ganzzahlige Verhältnisse
gefunden werden.
Bilden zwei Elemente mehrere Verbindungen miteinander, so
stehen die Mengenverhältnisse, in welchen die Elemente sich
miteinander verbinden, im Verhältnis ganzer Zahlen.
Mit 1g Stickstoff verbinden sich:
1,14 0,57 2,28 1,17 2,86 g Sauerstoff
2 1 4 3 5 Zahlenverhältnis
NO N2O NO2 N2O3 N2O5 Verbindung
1805 wurden diese Entdeckungen durch Dalton in der Atomhypothese
zusammengefasst und gedeutet:
Jede Materie ist aus kleinsten, nicht weiter
zerlegbaren Teilchen aufgebaut, die
Atome genannt werden. Alle Atome eines
chemischen Elements sind untereinander
gleich. Atome verschiedener Elemente
unterscheiden sich durch ihre Masse und
Größe. Bei chemischen Reaktionen
verbinden sich die Atome verschiedener
Elemente im Verhältnis kleiner ganzer
Zahlen zu Verbindungen, die entweder
aus kleinen Einheiten – den Molekülen –
oder ausgedehnten Verbänden wie z. B.
den Salzen bestehen.
„A new system of chemical philosophy“ 1808
Ein Sauerstoffatom ist 1,14 mal schwerer als ein Stickstoffatom, ein Eisenatom ist
1,74 mal schwerer als ein Schwefelatom.
Chemische Reaktionen bewirken eine Umgruppierung von Atomen, die Anzahl der
Atome eines Elements vor und nach einer Reaktion (links und rechts eines
Reaktionspfeiles) bleibt gleich.
2 NO + O2 l 2 NO2 2 N, 4 O = 2 N, 4 O
N2 + H2 l NH3 P2O5 + H2O l H3PO4 NaOH + H2SO4 l Na2SO4 + H2O Ca(OH) 2 + H3PO4 l Ca3 (PO4 ) 2 + H2O
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2.1. historische Entwicklung
2. ATOMBAU
Leukipp und Demokrit nahmen an, dass Stoffe aus unteilbaren Teilchen bestehen.
Sie nannten sie Atome (griechisch: ατοµοσ = unteilbar).
Im Mittelalter gingen die Alchemisten davon aus, dass die Materie aus Erde, Wasser,
Feuer und Luft zusammen-gesetzt ist.
2.1.1. Dalton´sche Atomtheorie
John Dalton entwickelte in den Jahren 1803 bis 1808 eine Atomtheorie, die er von
beobachteten Gesetzmäßigkeiten bei chemischen Reaktionen ableitete.
„Die chemischen Elemente bestehen aus sehr winzigen unteilbaren
Materiepartikeln, Atome genannt, die ihre Individualität bei allen chemischen
Veränderungen bewahren. Alle Atome des gleichen Elements sind in jeder
Hinsicht identisch, insbesondere hinsichtlich ihres Gewichtes.“Alle Atome eines
Elementes sind gleich, und die Atome verschiedener Elemente sind
verschieden.
Bei chemischen Reaktionen werden Atome miteinander verbunden oder von
einander getrennt. Dabei werden Atome nie zerstört oder neu gebildet, und kein
Atom eines Elementes wird in das eines anderen Elementes verwandelt.
Eine chemische Verbindung resultiert aus der Verknüpfung der Atome von zwei
oder mehreren Elementen. Eine gegebene Verbindung enthält immer die
gleichen Atomsorten, die in einem festen Mengenverhältnis miteinander
verknüpft sind.
Die nächsten wichtigen Schritte zur Aufklärung der atomaren Struktur waren an die
Entdeckungen zur Elektrizität gekopplet.
1752 erfindet Benjamin Franklin den Blitzableiter und interpretiert das Phänomen
Pluspol und Minuspol.
1770 beobachtet der italienische Mediziner Luigi Galvani, „tierische“ Elektrizität an
Froschschenkeln (elektrochemische Energie).
1775 Der italienische Physiker Alessandro Volta erfindet das Elektrophor und
erfindet 1800 die Voltasche Säule.
1820 Hans Christian Ørsted (1777–1851) erkennt den Zusammenhang zwischen
Elektrizität und Magnetismus
1821 Michael Faraday formulierte die Gesetze der Elektrodynamik und Elektrolyse.
1839 Beobachtet Becquerel den Photoeffekt
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1864 präsentierte James Clerk Maxwell seine bis heute grundlegende Theorie zur
Beschreibung elektromagnetischer Phänomene. Aus diesen Maxwell-
Gleichungen folgerte er die Existenz der elektromagnetischen Wellen. Er
identifiziert das Licht als eine Erscheinungsform derartiger Wellen.
1884 Heinrich Hertz erzeugt erstmals experimentell elektromagnetische Wellen
1897 Ferdinand Braun (1850–1918) erfindet die später nach ihm benannte
Braunsche Röhre.
Julius Plücker (1801 - 1868) verwendet Gasentladungsröhren, in denen Kathoden
erhitzt wurden. Er und Johann Hittorf stellten fest, dass sich aus den Kathoden eine
elektrische Strahlung geradlinig ausbreitet, dazwischen gestellte Gegenstände einen
Schatten werfen und sich die Strahlung durch ein Magnetfeld ablenken lässt.
William Crookes (1832 - 1919), der die für diese Untersuchungen geeignete
Schattenkreuzröhre erfand, stellte 1879 fest, dass Kathodenstrahlen auch in hoch
evakuierten Röhren auftraten, in denen ansonsten keine Leuchterscheinungen der
Gasentladung mehr zu erkennen waren. Außerdem erkannte er, dass sie feste
Körper erwärmt und einen Druck ausübt. Dies führte zur Erkenntnis, dass
Kathodenstrahlen offenbar aus Teilchen (Korpuskeln) bestehen.
Durch Untersuchung der Kathodenstrahlung gelang Thomson 1897 der
experimentelle Nachweis des Elektrons. Dies war die erste Entdeckung eines
subatomaren Teilchens. Darauf basierend entwickelte er das Thomsonsche
Atommodell (auch „Rosinenkuchen-“ oder „Plumpudding-Modell“), wonach die sehr
kleinen Elektronen im Inneren der Atome eingebettet seien wie Rosinen in einem
Kuchenteig. Dieses Modell wurde jedoch später von Ernest Rutherford widerlegt.
1906 konnte Thomson zeigen, dass die Hülle des Wasserstoffatoms genau ein
Elektron enthält. 1913 gelang ihm durch die Untersuchung von Kanalstrahlen
des Neon der Nachweis für die Existenz unterschiedlich schwerer Atomkerne
eines Elements (in diesem Fall 20 Ne und 22 Ne). Daraus leitete u.a. Frederick
Soddy die Theorie der Isotope her. Thomson ist ebenfalls bekannt für seinen
Beitrag zur Entwicklung des Massenspektrometers.
1897 entdeckte Joseph J. Thomson erstmals, dass Atome nicht unteilbar sind. Er
zeigte, dass die bis dahin unbekannten Strahlen, die aus einer Glühkathode
austreten, Teilchen sind. Diese Teilchen heißen Elektronen und sind wesentlich
kleiner als die Atome. Thomson erklärte erstmals den elektrischen Strom als Strom
geladener Elektronen. 1906 erhielt er den Nobelpreis für Physik.
Im Thomsonschen Atommodell ist die Masse des Atoms
gleichmäßig auf das kugelförmige Atom verteilt. Das Atom hat
eine positive Ladung, die von den sehr kleinen Elektronen
ausgeglichen wird, die sich im Inneren der Atome aufhalten, wie
Rosinen in einem Kuchenteig. Sie können mit einem
elektrischen Feld herausgesogen werden. Die Elektronen sind
fast 2000 mal leichter, als das kleinste Atom (Wasserstoff).
1895 Entdeckung der Röntgenstrahlung
1896 Entdeckung der Radioaktivität durch Henry Becquerel
(legte Uranpechblende auf Fotoplatte)
Joseph Thomson
1856-1940
1900 Entdeckung der drei verschiedenen Strahlungsarten durch Rutherford
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2.1.2. Rutherfordsches Atommodell
Indem er radioaktive Teilchenstrahlung (α-Strahlung) auf
eine etwa 4µm dicke Goldfolie lenkte, entdeckte Ernest
Rutherford 1911 zusammen mit Marsten und Geiger, dass
die Masse in den Atomen nicht so gleichmäßig verteilt ist,
wie Thomson annahm.
Die meisten Teilchen der radioaktiven Strahlung gingen
ungehindert durch die Goldfolie durch, nur wenige wurden
(zum Teil sehr stark) abgelenkt. Die Teilchenstrahlung
musste sich also nicht einen Weg durch harte Atomkugeln
bahnen, sondern hat zum größten Teil keinen Widerstand
erfahren.
Daraus schloss Rutherford mit seiner Arbeitsgruppe, dass
die Masse eines Atoms lediglich in einem winzig kleinen
Bereich konzentriert sein muss.
Das Atom besteht demnach aus einem kleinen positiv
geladenen Kern, der aber fast die ganze Masse trägt und aus kleinen Elektronen, die
ihn irgendwie umgeben (umkreisen). Die Elektronen sind so leicht und so dünn
verteilt, dass sie für Teilchenstrahlung kein Hindernis darstellen. Laut Rutherford wird
die Anziehungskraft durch die Zentrifugalkraft ausgeglichen.
5/8
Ablenkung unterschiedlicher
radioaktiven Strahlungsanteile
im elektrostatischen Feld
Im Mittelpunkt des Atoms befindet sich der Atomkern. Fast die gesamte
Atommasse und die positive Ladung befindet sich im Atomkern.
Elektronen nehmen fast das ganze Volumen des Atoms ein. Sie befinden sich
außerhalb des Atomkerns und umkreisen ihn in schneller Bewegung. Gleich
viele Elektronen wie Protonen, damit das Atom insgesamt elektrisch neutral ist.
Der Atomkern ist sehr klein. Sein Durchmesser liegt in der Größenordnung von 10 -15
m (fm). Der Durchmesser von Atomen beträgt ca. 100 bis 400 pm, ist also mehr als
100.000 mal größer als der Atomkern!
2.1.3. Physikalische Eigenschaften der Atome
Ein Atom ist aufgebaut aus Atomkern und Hülle. Im Atomkern befinden sich die
Protonen und Neutronen (Nukleonen), in der Hülle die Elektronen.
Protonen sind positiv geladen, Elektronen negativ und Neutronen verhalten sich
elektrisch neutral.
Ein Atom wird mit der Ordnungszahl und der Massenzahl identifiziert. Die
Ordnungszahl Z ist gleich der Anzahl der Protonen im Atomkern. In einem neutralen
Atom ist außerdem die Zahl der Elektronen gleich der Ordnungszahl.
Die Massenzahl A gibt die Gesamtzahl der Nukleonen, also der Protonen und
Neutronen zusammen an (A = Z + Anzahl der Neutronen).
Ein Atom eines Elementes wird durch das chemische Symbol für das Element
bezeichnet, unter Voranstellung der Ordnungszahl links unten und der Massenzahl
A
Z
Symbol
links oben, .
z.B.: 208
82Pb
: Atom des Elements Blei mit insgesamt A=208 Nukleonen, davon Z=82
Protonen (Ordnungszahl) und 208-82=146 Neutronen.

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2.1.3.1. Isotope
Atome gleicher Ordnungszahl aber unterschiedlicher Massenzahl nennt man Isotope.
Die unterschiedliche Massenzahl ergibt sich aus einer unterschiedlichen Anzahl von
Neutronen. Zum Beispiel kommt Blei in der Natur in den Isotopen 204 206
Pb , Pb ,
207
82Pb
208
und Pb vor.
82
Die chemischen Eigenschaften von Isotopen des selben Elements sind so ähnlich,
dass sie normalerweise nicht unterschieden werden können. Die andere Masse kann
aber das Reaktionsverhalten ändern.
Der Begriff Isobare wird für Atome gleicher Massenzahl verwendet. Sie haben
verschiedene Ordnungszahl gehören daher zu unterschiedlichen Elemente, mit
unterschiedlichen chemischen Eigenschaften !
2.1.3.2. Atommassen
Wegen der geringen Massen können einzelne Atome nicht gewogen werden. Man kann
jedoch die relativen Massen der Atome untereinander bestimmen. Heute bezieht man die
relativen Atommassen Ar auf das Isotop 12
des Kohlenstoff. Die Atommasseneinheit (u)
ist als ein Zwölftel der Masse eines Atoms 12
6C
6C
definiert.
1 12
1u
= m(
6C)
12
Die Masse eines Atoms ergibt sich nicht als Summe der Massen von Protonen,
Neutronen und Elektronen, sondern ist immer etwas kleiner. Die geringere Masse
kommt durch den relativistischen Massendefekt zustande, die Differenz entspricht
1
der Bindungsenergie des Atomkerns (Ausnahme 1H
). Nach Einstein lassen sich
Masse und Energie ineinander umwandeln, E=mc
2 .
Masse [g] Masse [u] Ladung [C] Elementarladung
Elektron e - 9,10939 x 10 -28 0,00054858 -1,6022 x 10 -19 As =1eV -1
Proton p + 1,67262 x 10 -24 1,007276 1,6022 x 10 -19 As +1
Neutron n 1,67493 x 10 -24 1,008665 0 0
Einer atomaren Masseneinheit (1u) entspricht die Energie von:
E = 1,6605 x 10 -27 kg x (2,9979 x 10 8 m s -1 ) 2 = E=mc 2
1,6605 x 10 -27 kg x 8,9875 x 10 16 m 2 s -2 =
1,4924 x 10 -10 kg m 2 s -2 = 1,4924 x 10 -10 J oder 931,49 MeV
4 2+
z.B.: Massendefekt bei der Bildung des Heliumkerns ( 2 He ):
2 x m(p) = 2 x 1,00727 u
2 x m(n) = 2 x 1,00866 u
4,0319 u
gemessene Masse m = 4,0015 u
∆m = 0,0304 u
0,0304u entsprichen 28,3 MeV, diese Energie wird bei der Kernfusion freigesetzt.
82
82
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Atommassen werden mit Hilfe von
Massenspektrometern bestimmt. Bei
natürlich vorkommenden Elementen
hat das Isotopenverhältnis fast immer
einen konstanten Wert. Chlor besteht
zum Beispiel immer zu 75,77% aus
35
17 Cl (Masse 34,969 u) und zu 24,23 %
schematischer Aufbau eines Massenspektrometers
37
aus 17 Cl (Masse 36,966u).
Die Atommasse von natürlichem Chlor ergibt sich als Mittelwert aus den Massen
seiner Isotopen unter Berücksichtigung ihrer relativen Anteile zu 35,453u. Tatsächlich
gibt es kein Chloratom mit der Masse 35,453u. Beim praktischen Gebrauch der
Werte kann man fast immer so verfahren, als bestünde Chlor nur aus Atomen dieser
Masse, da jede Substanzprobe aus einer großen Anzahl von Chloratomen besteht,
sodass der statistische Mittelwert erfüllt wird.
Die Dichte im Atomkern beträgt rund 200.000.000 Tonnen/cm 3 . Im Atomkern
befinden sich 99,95-99,98% der gesamten Masse eines Atoms. Der Durchmesser
des Atomkernes beträgt etwa ein zehntausendstel des Gesamtatoms, in der
Größenordnung von 10 -14 m, der von Atomen in der Größenordnung von 10 -10 m.
In einem Kubikmillimeter finden demnach 10 33 Atomkerne Platz.
2.2. Das Bohr´sche Atommodell
Des Rutherford-Atommodell enthielt einige Schwächen:
Elektrostatische Anziehung muss durch die Fliehkraft
ausgeglichen werden.
Elektronen müssten durch Abgabe von
elektromagnetischer Strahlung Energie verlieren
(bewegte Ladungen) und in den Kern stürzen
Linienspektren in Gasentladungsröhren können nicht
erklärt werden.
Nach dem Bohr´schen-Atommodell.....
Niels Bohr 1885-1962
.... kann sich ein Elektron (z.B. des Wasserstoffs) nur auf bestimmten
Kreisbahnen aufhalten (Energieniveaus, Energiezustände, Schalen). Die
Bahnen sind konzentrisch um den Atomkern angeordnet. Jede Bahn (Schale)
wird mit einem Buchstaben (K, L, M, N,...) oder einer Zahl n = 1, 2, 3, 4,...
bezeichnet.
.... entspricht jeder Bahn, auf der das Elektron den Atomkern strahlungsfrei
umkreist, eine bestimmte Energie. Die K-Schale (n = 1) entspricht der
niedrigsten Energiestufe (Grundzustand)
... muss einem Elektron Energie zugeführt werden um es auf eine weiter außen
liegende Bahn zu bringen (angeregter Zustand).
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... darf die Energie des Elektrons keine Werte annehmen, die es auf einen Ort
zwischen den erlaubten Bahnen bringen würde.
.... wird ein definierter Energiebetrag freigesetzt wenn das Elektron von einem
angeregten Zustand auf eine weiter innen liegende Bahn springt. Diese Energie
wird in Form von elektromagnetischer Strahlung mit einer bestimmten
Wellenlänge emittiert (Zurückspringen 10 -9 bis 10 -8 s nach der Anregung).
Somit konnte Bohr Linienspektren erklären.
Diese Postulate kann man mit klassischer Physik nicht erklären, sie haben ihre
Berechtigung nur durch die Übereinstimmungen mit Beobachtungen.
Es gilt:
h ⋅ c
∆E = E2
− E1
= h ⋅ν
=
λ
h ......................Planksches Wirkungsquantum (6,626076⋅10 -34 Js)
ν.......................Frequenz der elektromagnetischen Strahlung
λ ......................Wellenlänge der Strahlung
Bohr berechnete die Energie En, die ein Elektron auf der n-ten Bahn hat (durch
Gleichsetzen von Anziehungskraft und Zentrifugalkraft wie im eigentlich falschen
Rutherford-Modell):
Die völlige Abtrennung eines Elektrons entspricht dem Übergang auf eine unendlich
große Bahn. Die zugehörige Energie ist die Ionisierungsenergie aus der
entsprechenden Bahn.
Interpretation der Balmer-Serie anhand des Wasserstoffspektrums
8/8