Atombau - Phys19 - MedAT 2018/19 PDF

Preview

Summary

Phys19...

Description

Der Atomaufbau !

1.! ! !Einleitung 2.! ! !Beschreibung der Atome 3.! ! !Bohr'sches Atommodell 4.! ! !Orbital-Modell 5.! ! !Kontrollfragen !

1. Einleitung Lange Zeit glaubte man, dass Atome (griechisch ἄτομος, átomos, „das Unteilbare“) die kleinsten Bausteine der Materie sind. Heute weiß man, dass Atome aus noch kleineren Teilchen aufgebaut sind, den Protonen, Neutronen und Elektronen. Aber sogar Protonen und Neutronen können in noch kleinere Bausteine geteilt werden: in die Quarks. Die elektrisch positiv geladenen Protonen bilden gemeinsam mit den elektrisch neutralen Neutronen den sehr kleinen Kern. Die Elektronen bilden eine Art Hülle um diesen. Atome sind von Natur aus elektrisch neutral, da die Anzahl der positiven Protonen gleich der Anzahl der negativen Elektronen ist. Schafft man es, einem Atom ein Elektron zu entreißen oder ihm eines dazuzugeben, so wird das Atom elektrisch geladen und man spricht in diesem Fall nicht mehr von einem Atom, sondern einem Ion. Das heißt, positive Ionen haben einen Elektronenmangel und negative Ionen einen Elektronenüberschuss. Die Elementarladung, also die Ladung eines einzelnen Elektrons, ist e ≈ 1,6 * 10-19 Coulomb.

Abb. 1: Eintrag im Periodensystem mit Beschriftung!

Manche der vorkommenden Größen!wie Elektronegativität oder Elektronenkonfiguration!werden hier nicht genauer behandelt siehe dazu das entsprechende Kapitel in der Chemie.

2. Beschreibung der Atome Die Ordnungszahl Z gibt die Anzahl der Protonen an. Deswegen nennt man sie auch die Kernladungszahl. Sie charakterisiert das Element sowie seine chemischen Eigenschaften und legt damit die Position im Periodensystem fest. Die Massenzahl A gibt die Anzahl der Protonen zusammen mit den Neutronen an und wird folglich auch Nukleonenzahl genannt. Die tatsächliche Anzahl von Neutronen für ein Element kann unterschiedlich sein. Daher wird diese Zahl nicht im Periodensystem angegeben, sondern stattdessen die durchschnittliche Atommasse. Die Anzahl von Neutronen hat keine Auswirkung auf die chemischen Eigenschaften des Atoms. So hat z.B. Wasserstoff die Ordnungszahl 1 und damit 1 Proton. Im neutralen Zustand hat Wasserstoff daher auch 1 Elektron. Die Atommasse (oft auch Atomgewicht) ist ein Maß für die Masse des Atoms. Da Elektronen praktisch keine Masse haben, kann die Atommasse auch als die durchschnittliche Nukleonenzahl interpretiert werden. Die Nukleonenzahl A ist die Summe aus Protonen Z und Neutronen N: A=N+Z Wasserstoff hat z.B. eine Atommasse von 1,0079. Dies ist ca. 1. Damit haben die meisten H-Atome Z = 1 Protonen und 1 - 1 = 0 = N Neutronen. Notation:

Hin und wieder kann aber ein H-Atom auch 1 oder gar 2 Neutronen haben, wodurch sich die gemittelte und damit „krumme“ Atommasse ergibt. Silber hat z.B. die Ordnungszahl 47 und damit 47 Protonen und 47 Elektronen. Silber hat ein Atomgewicht von 107,868. Dies ist fast 108. Damit haben die meisten Silber-Atome Z = 47 Protonen und 108 - 47 = 61 = N Neutronen. Notation:

Eine durch Ordnungszahl und Massenzahl festgelegte Atomsorte wird Nuklid genannt. Hat ein Atom mehr oder weniger Neutronen als normal (als in der Massenzahl festgelegt), spricht man von Isotopen. Diese sind dann oft auch instabil und dadurch radioaktiv. Auch werden Atomkerne instabiler, je größer sie werden. Um die Zustände innerhalb eines Atoms, das man ja nicht anschauen kann, zu beschreiben, bedient man sich verschiedener Modelle. Jedes Modell hat seine Stärken und Schwächen. Im Jahr 1903 wusste man zum Beispiel noch nicht, wo die Elektronen und Protonen innerhalb des Atoms sind. Es gab das Rosinenkuchenmodell von J.J. Thomson. Bei diesem sind die Elektronen und Protonen wie Rosinen gleichmäßig in einem Teig verteilt. Um 1913 entwickelte Niels Bohr, durch Erkenntnisse aus zahlreichen neuen Experimenten, sein!Bohr’sches Atommodell. Um 1928 kam schließlich das aktuell gültige Orbitalmodell hinzu. Es ist schwieriger und aufwendiger, kann aber mehr erklären.!

3. Bohr'sches Atommodell Dieses Modell besagt, dass die Elektronen den Kern wie Planeten im Sonnensystem umkreisen. Dies können sie allerdings nur in ganz bestimmten Abständen tun. Die Elektronen befinden sich in einer Kugelschale!und in jeder Kugelschale hat nur eine ganz bestimmte Anzahl von Elektronen Platz.

Abb. 2: Schematische Darstellung des Bohr'schen Atommodells Quelle:!http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Bohr-atom-PAR.svg

Jeder dieser Kugelschalen kann eine ganz bestimmte Energie zugeordnet werden. Durch diese Eigenschaft kann man die Quantisierung der Energie innerhalb des Atoms erklären. Befindet sich das Elektron in der innersten möglichen Schicht, so ist das Elektron im Grundzustand. Führt man dem Elektron Energie zu, so kann es in eine höhere Schale;!das heißt eine Schale, die weiter entfernt vom Kern ist, springen. Man sagt dann, das Elektron ist in einem angeregten Zustand. Im angeregten Zustand hat das Elektron mehr Energie, die es wieder in Form von Strahlung abgibt, wenn es in den Grundzustand zurückfällt. Da diese Schalen aber genau definierte Abstände vom Kern haben, können nicht beliebige Energiewerte abgegeben werden, sondern nur ganz bestimmte quantisierte Beträge. Ebenso können nicht beliebige Energiewerte aufgenommen werden, sondern nur die gleichen quantisierten Beträge. Welche Werte dies sind, hängt stark vom Element bzw. dem Molekül ab. Daher macht man sich diesen Effekt in der Spektralanalyse zunutze, um die Bestandteile einer Probe zu bestimmen. Bei der Spektralanalyse unterscheidet man die Emissions- und Absorptions-Spektroskopie. Bei der Emissions-Spektroskopie schaut man sich das Licht an, das von einem Atom bzw. Molekül ausgesandt wird, wenn es vom angeregten in den Grundzustand springt. Es wird also Licht emittiert. Es sind klare, feine, farbige Linien zu sehen, deren Farbe und Position charakteristisch für das jeweilige Atom bzw. Molekül ist. Beim Absorptions-Spektrum beleuchtet man die Probe mit weißem Licht. Die Atome bzw.

Moleküle filtern nur ganz bestimmte Frequenzen heraus. Es werden Farben absorbiert. Man sieht ein grundsätzlich vollständiges farbiges Spektrum, in dem nur einige klare, feine Linien fehlen. Die Anzahl der Elektronen in der äußersten Schicht bestimmt die Reaktionsfreudigkeit eines Atoms. Fehlt einem Atom nur noch ein einziges Elektron, sodass dessen äußere Schale gefüllt ist, so wird es mit großer Anstrengung!versuchen, dieses zu bekommen. Ebenso wird ein Atom, wenn es nur ein einzelnes Elektron in der äußersten Schale hat, versuchen, dieses unbedingt los zu werden. Diese Elemente sind sehr aggressiv und können z.T. sogar explosionsartig reagieren. Zu ihnen gehören unter anderem Lithium, Cäsium und Chlor. Wie stark ein Atom Elektronen an sich binden kann bzw. will, wird durch die Elektronegativität beschrieben. Hat hingegen ein Atom (oder auch ein Molekül) eine volle Außenschale, so ist es sehr reaktionsarm und wird nur ungern diesen Zustand wieder aufgeben. Dies trifft insbesondere auf die Edelgase zu. Die bekanntesten Vertreter sind Helium und Neon.

4. Orbital-Modell Im Orbitalmodell bewegen sich die Elektronen nicht auf einfachen Kreisflächen um den Kern, sondern befinden sich in sogenannten Orbitalen. Auch hier gilt, dass die entsprechenden Energien quantisiert sind. Es gibt s-, p-, d- und f-Orbitale. Sie bilden die Grundlage für die Elektronenkonfiguration.

Abb. 3: Formen von möglichen d-Orbitalen Quelle:!http://commons.wikimedia.org/wiki/File:D_orbitals.png

Aufgrund der Heisenberg’schen Unschärferelation kann man den Impuls und den Ort sowie Energie und Zeit eines Teilchens nie zugleich beliebig genau bestimmen. Daher ist es nicht möglich, einem Elektron eine wohldefinierte Bahn um den Kern zuzuordnen. Man kann aber berechnen, wo sich ein Elektron mit hoher Wahrscheinlichkeit befindet. Die Orbitale werden durch die Begrenzungsflächen des Raumes, in dem sich das Elektron mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit befindet (z.B. 90%), dargestellt. Das Orbitalmodell kann zusätzlich zu allen Erklärungen des Bohr’schen Atommodells auch noch erklären, warum manche Moleküle ganz gewisse Formen annehmen. Diese kommen von den besonderen geometrischen Strukturen der Orbitale. So bildet z.B. Wasser einen Winkel von 104° zwischen den Wasserstoffatomen und dem Sauerstoffatom, wogegen Kohlendioxid 180° zwischen dem Kohlenstoffatom und den beiden Sauerstoffatomen bildet....