Aufbau der Materie

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Das Atommodell von Niels Bohr

Quantenmechanik und Wellenmechanik

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Sprunghafte Strahlungsübergänge

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Wir hatten bei der Flammenfärbung (Nachweis von Metall-Ionen) schon gesehen, dass Metalle bzw. Metall-Ionen ganz bestimmte Flammenfarben in der nicht leuchtenden Gasbrennerflamme erzeugen. Erklärt wurde das damit, dass Elektronen beim Erhitzen auf ein höheres Energieniveau "springen", dort aber nur für sehr kurze Zeit verweilen können und dann beim Zurückspringen wieder Energie in Form von Licht abgeben.

In der Gasphase zum Leuchten angeregte Elemente bzw. Ionen erzeugen also Licht ganz bestimmter Wellenlänge. Wird dieses Licht durch ein Prisma geschickt, so kann man vor dunklem Hintergrund eine mehr oder weniger große Anzahl an scharfen, farbigen Linien entdecken, die für das Element typisch sind. Es ist ein sogenanntes Linienspektrum, genauer gesagt, ein Emissionsspektrum entstanden.

Schickt man weißes Sonnenlicht durch ein Prisma, so kann man ein kontinuierliches Farbspektrum mit den schönen Farbbändern sehen, wie bei einem Regenbogen.

Ein Absorptions-Spektrometer ist ein Gerät, bei dem man zwischen der Lichtquelle und dem Prisma eine zu untersuchende Stoffprobe bringt. Diese Stoffprobe absorbiert einen bestimmten Teil des Lichts, man sieht im Spektrum fehlenden Linien, die charakteristisch für den Stoff ist. Es ist ein Absorptionsspektrum entstanden.

Diese Entdeckung stand damals im Widerspruch zu den Vorstellungen vom kontinuierlichen Lichtspektrum. Eigentlich hätte ein Farbverlauf beobachtet werden müssen, auf keinen Fall scharf abgegrenzte Linien.

Linienspektum eines Wasserstoff-Atoms (oben: Emissionsspektrum, unten: Absorptionsspektrum):

linienspektren-wasserstoff


Im Jahre 1885 gelang es BALMER durch mühevolle mathematische Berechnungen eine empirische Formel für die Berechnung der sichtbaren Spektrallinien des Wasserstoffatoms aufzustellen. Sie wurde 1890 von Rydberg in eine praktikable Form gebracht. Dabei stellte sich heraus, das die Energiewerte der Spektrallinien ganzzahlige Vielfache darstellen.

1900 stellte sich MAX PLANCK vor, dass Atome nur Licht eindeutig gegebener Wellenlänge bzw. Frequenz absorbieren und emittieren kann. Er ging davon aus, dass Licht gequantelt sein muss, sich also aus kleinen Energiepaketen zusammensetzt.

Quant (lat. quantum: Menge) sind kleinste, nicht mehr teilbare Werte einer physikalischen Größe (z.B. die Elementarladung und Masse eines Elektrons).

NIELS BOHR nahm 1913 diese Gedanken in seinem Atommodell auf. Es begann die Atomphysik. Die Chemie wurde Teilgebiet der Physik.

1. Postulat
Elektronen dürfen nur auf bestimmten fest definierten Bahnen um den Kern kreisen. Dazwischen können sie nicht existieren.

2. Postulat
Elektronen dürfen auf diesen Bahnen nicht strahlen, da sie die Bahn sonst durch den Energieverlust nicht halten können.

3. Postulat
Elektronen springen unter Abstrahlung von Energie in Form von Licht von einer äußeren zu einer inneren Bahn. Diese Energie ist gequantelt.

 

Vereinfachte schematisierte Darstellung des Bohrschen Atommodells:

Die Zahlen "n" werden auch Hauptquantenzahlen genannt. Jede Energiestufe kann nur durch eine bestimmte Anzahl von Elektronen besetzt werden. Die maximale Elektronenzahl beträgt jeweils 2n2. Siehe auch hier.

bohr-schalenJe weiter eine Bahn vom Atomkern entfernt ist, desto energiereicher ist sie. Je nach Energieinhalt (Besetzung der Elektronenbahnen) kann ein Atom in mehreren "Zuständen" existieren. Den energetisch niedrigsten Zustand bezeichnet man als "Grundzustand", während die anderen Zustände "angeregte Zustände" genannt werden.

Eine Spektrallinie entspricht also der Differenz zweier Atomzustände oder "Terme". Man bezeichnet ein solches Energiestufenschema auch als "Termschema".

Auch die Ionisierungsenergien oder die Ionen- und Atomradien konnten mit Hilfe des Modells erklärt werden. Der gesamte Aufbau des periodischen Systems der Elemente (PSE) wurde auf die Beschreibung stationärer Elektronenzustände zurückgeführt.

 

Bohrs Verdienst ist es, die sprunghaften Strahlungsübergänge der Emission und Absorption als Energiedifferenzen zu betrachten, die der Quantenbedingung genügen. Er ist damit einer der Väter der Quantentheorie.

Obwohl Bohr mit der oben angesprochenen Quantisierung schon Züge der Quantenmechanik hatte, stellte er sich die Elektronen als winzige Kügelchen vor, die einen festen Ort und eine feste Geschwindigkeit haben. Dieses Modell stellte sich sehr bald als falsch heraus.

 

Grenzen des Bohrschen Atommodells ...

 

merke-kleinEines der größten Nachteile des Modells von Bohr ist die Unzulänglichkeit, das Zustandekommen von Bindungen und die Geometrie von Molekülen zu erklären.

Ionisierungsenergien geben Hinweise auf die Energieniveaus von Elektronen in einem Atom

am .

Eine Möglichkeit die Elektronenschalen zu untersuchen ist, ein Elektron aus dem Atom zu entfernen und dabei zu messen, wie viel Energie dazu nötig ist. Die Energie die benötigt wird, um Elektronen aus einem Atom zu entfernen, nennt man Ionisierungsenergie, da hierbei aus einem Atom ein Ion wird.

Bei solchen Experimenten kann man Folgendes messen:

  1. Die Ionisierungsenergie steigt bei einem Element mit jedem weiteren abzuspaltenden Elektron. Hierbei beobachtet man Unregelmäßigkeiten, die auf das Vorhandensein von Schalen hindeuten.

    magnesium-ionisierungsenergien
  2.   

    Quelle der Werte: http://www.periodensystem.info/elemente/magnesium/,
    am 13.99.15 abgerufen.

     

     

  3. Vergleicht man die 1. Ionisierungsenergie aller Elemente miteinander, so fällt Folgendes auf:

    Erste Ionisierungsenergie PSE

 

Bildquelle: https://commons.wikimedia.org/wiki/File: Erste_Ionisierungsenergie_PSE_color_coded.png, am 13.09.15 abgerufen.

 

 

    • Mit steigender Protonenzahl (Ordnungszahl) innerhalb einer Periode steigt die 1. Ionisierungsenergie.

 

    • Innerhalb einer Gruppe sinkt die 1. Ionisierungsenergie von oben nach unten im PSE.

 

    • Problem 1: Es gibt Unregelmäßigkeiten, die mit dem Schalenmodell nicht mehr erklärt werden können:
      Erste Ionisierungsenergie PSE-unregelm

 

Bildquelle: https://commons.wikimedia.org/wiki/File: Erste_Ionisierungsenergie_PSE_color_coded.png, am 13.09.15 abgerufen, von mir verändert (Pfeile)

 

 

Einige dieser Unregelmäßigkeiten sind hier in der Abbildung durch Pfeile gekennzeichnet: So erkennt man z.B. bei Bor, Sauerstoff, Aluminium, Schwefel, Gallium und Indium auffällig niedrige 1. Ionisierungsenergien. Schauen wir uns einmal die Unregelmäßigkeit um das Element Gallium genauer an:

 Element   Protonenzahl   1. Schale   2. Schale  3. Schale   4. Schale   1. Ionisierungsenergie 
Zn 30p+ 2e- 8e- 18e- 2e 9,394 eV
Ga 31p+ 2e- 8e- 18e- 3e-  5,999 eV
Ge 32p+ 2e- 8e- 18e- 4e- 7,898 eV 

Vergleicht man die Elektronenkonfigurationen mit den entsprechenden Ionisierungsenergien, so wird nicht klar, wieso Gallium so eine niedrige 1. Ionisierungsenergie besitzt.

 

    • Problem 2: Elektronenkonfiguration der Nebengruppenelemente

 Element   Protonenzahl   1. Schale   2. Schale  3. Schale   4. Schale 
Ca 20p+ 2e- 8e- 8e- 2e-
Sc 21p+ 2e- 8e- 9e- 2e-
... ... ... ... 2e-
Zn 30p+ 2e- 8e- 18e- 2e-

Bei den Nebengruppenelementen (Übergangsmetalle) wird zuerst die 3. Schale bis zu 18 Elektronen aufgefüllt, obwohl sich diese Elemente in der 4. Periode befinden. Erst danach wird ab dem Germanium (s.o.) die 4. Schale weiter aufgefüllt.

 

merke-kleinElektronen sind verschieden stark an dem Kern gebunden. Man spricht von unterschiedlichen Energieniveaus der Elektronen. Je stärker ein Elektron an dem Kern gebunden ist, umso tiefer ist seine Energie - es befindet sich also auf einem niedrigeren Energieniveau. Einem stärker gebundenen Elektron muss man mehr Energie zufügen (Ionisierungsenergie), um es vom Atom zu entfernen, als einem schwächer gebundenen. Das schwächer gebundene Elektron befindet sich auf einem höheren Niveau, besitzt also schon mehr Energie - und benötigt deshalb eine geringere Energiezufuhr zur Entfernung.

 

Folgendes Diagramm zeigt diese Energieniveaus:


energieniveaus-elektronen

Die 7. Schale wurde der Übersicht halber weg gelassen.

Bei diesem Diagramm wird deutlich, das sich die Energieniveaus z.T. überschneiden. Das Schalenmodell bietet hier keinen Erklärungsansatz.

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