Ein Atommodell ist ein Modell, das auf der Grundlage beobachtbarer Eigenschaften der Materie und experimentell ermittelter Daten den Aufbau der Atome beschreibt.
Die Modelle der Atomphysik konnten im Laufe der Zeit immer mehr Beobachtungen erklären, wurden aber auch komplizierter. Heute ist man in der Lage, Atome mit Hilfe der Quantenmechanik zu beschreiben.
Geschichte
Der Atombegriff der Antike
Die ersten Atomvorstellungen stammen von den Vorsokratikern Leukipp und Demokrit. Sie postulierten unteilbare kleinste Teilchen als Bausteine der Materie. Sie konnten sich jedoch gegen die Vorstellung einer kontinuierlichen Materie nicht durchsetzen.
Demokrit von Abdera (ca. 460-370 v. Chr.): Nur in der Meinung besteht das Süße, ... das Bittere, ... das Warme das Kalte, die Farbe. In Wahrheit gibt es nur Atome und den leeren Raum.
Atommodelle der Neuzeit
- Voraussetzungen:
- Daniel Sennert (1618): Gesetz der Erhaltung der Elemente. Bei einer chemischen Reaktion gehen Elemente weder veloren, noch werden Elemente neu geschaffen.
- Antoine Laurent Lavoisier (1785): Gesetz der Erhaltung der Massen. Die Summe der Massen der Edukte ist stets gleich der Summe der Masse der Produkte.
- Jeremias Benjamin Richter (1791/92): Gesetz der äquivalenten Proportionen.
Erste experimentelle Hinweise auf Atome gibt es erst Ende des 18. Jahrhunderts, als John Dalton sein Gesetz der multiplen Proportionen findet. Auf grund seiner Atomhypothese sagt er das Gesetz der konstanten Proportionen voraus, welches von Joseph Louis Proust 1826 formuliert.
1. Das Massemodell von Dalton (1804). Die Atome der verschiedenen Elemente unterscheiden sich durch Masse und Größe. Die Atome eines Elements sind untereinander gleich. Über die Struktur der Atome ist zunächst nichts bekannt.
- Die einfachste Annahme ist, dass Atome Kugeln mit homogener Masseverteilung seien. Mit diesem Atombegriff arbeitet die kinetische Gastheorie und werden die chemischen Gasgesetze sowie das Molkonzept erklärbar. Nicht erklärbar ist die Bindung der Atome im Molekül, ihre Wertigkeit und die Stöchiometrie chemischer Reaktionen.
- weitere Endeckungen:
- Versuche zur Elektrolyse vonMichael Faraday
- Hermann von Helmholtz (1881) formuliert seine Atomtheorie der Elektrizität (Elektrizität ist in elementare Quanta geteilt, die sich wie Atome verhalten.)
- Stoney führt für die Elemtarladung den Begriff Elektron ein.
- Joseph John Thomson (Lord Kelvin) entdeckte 1897, dass die Kathodenstrahlung aus geladenen Teilchen besteht, die aus den Atomen kommen. (Damit musste die Idee vom unteilbaren Atom aufgegeben werden.) Man kann offenbar Teilchen, die man Elektronen nennt, aus dem Atom herauslösen. Er erweitert das Massemodell von Dalton zum Masse-Ladung-Modell: Atome sind kugelförmige Gebilde mit homogener Massevertilung und homogener Verteilung elektrisch positiver Ladung. In diese positive Masse sind die Elektronen ohne festes Ordnungsprinzip eingebettet.
- John Stark erweitert dieses Modell dadurch, dass er einige Elektronen auf der Oberfläche der Kugel ansiedelt. Sie werden Valenzelektronen genannt. Ihre Anzahl ist gleich der Wertigkeit. Sie sind für die chemische Bindung verantwortlich. Die übrigen inneren Elekronen dagegen nehmen an der chemischen Bindung nicht teil.
- Eine Weiterentwicklung dieses Atommodells durch Thomson geht zwar noch immer von einer homogebnen Verteilung der positiven Ladung aus, die inneren Elektronen werden aber auf verschiedenen Schalen angeordnet. Damit lässt sich der Aufbau des Periodensystems (1868/69 entwickelt von Dmitri Iwanaowitsch Mendelejew und Lothar Julius Meyer) erklären.
- Ebenfalls durch Experimente mit Kathodenstrahlung motiviert entwickelte Philipp Lenard 1903 das Dynamidenmodell, das sich jedoch nicht durchsetzen konnte.
2. Das Kern-Hülle-Modell von Ernest Rutherford (Streuexperiment 1911) (siehe auch: Rutherfordsches Atommodell)
Atome bestehen aus einem Atomkern, in dem nahezu die gesamte Masse des Atoms konzentriert ist, und der von einer nahezu masselosen Atomhülle umgeben ist. Der Radius des Atomkerns ist etwa um den Faktor 10.000 kleiner als der Radius der Atomhülle. Wenn man also vom Radius eines Atoms spricht, dann ist immer der Außen-Radius der Atomhülle (im anderen Falle spricht man vom Kernradius) gemeint. Der Atomradius schwankt zwischen 0,3·10-10 m und 2,62·10-10 m.
- Der Atomkern wird aus Protonen und Neutronen gebildet. Er enthält fast die gesamte Masse des Atoms (>99.9%) und ist positiv geladen. Die Anzahl der Protonen bestimmt die Zugehörigkeit zu einem bestimmten Element. Sein Radius beträgt ungefähr 10-14 m
- Bei Atomen mit der gleichen Anzahl Protonen, aber unterschiedlich vielen Neutronen im Kern spricht man von Isotopen des jeweiligen Elements.
- Die Atomhülle wird von den Elektronen gebildet. Sie kompensiert durch ihre negative Ladung die Ladung des poitiven Atomkerns, so dass das Atom nach außen neutral ist. Enthält die Hülle mehr oder weniger Elektronen als der Kern Protonen, so spricht man von einem Ion.
- Mit diesem Modell ist die chemische Bindung als elektrostatische Anziehung zwischen den Atomen oder Ionen erklärbar. Die Abfolge der Elemente im Periodensystem wird durch den Aufbau des Kerns aus Protonen erklärbar.
- Die negative Hülle müsste aber vom Kern angezogen werden. Die Wertigkeit der Atome ist nicht erklärbar.
Die folgenden Modelle beschreiben nicht mehr das ganze Atom, sondern nur die für die Chemie relevante Elektronenhülle. (Vergleiche dazu Kernphysik)
3. Planeten-Modell von Niels Bohr (1913) (siehe auch: Bohrsches Atommodell)
Die Elektronen befinden sich auf diskreten Energieniveaus (bezeichnet durch die Hauptquantenzahl n). Sie bewegen sich auf konzentrischen Bahnen um den Kern.
- Damit werden die Linienspektren und Ionisierungsenergien erkärbar, ebenso die Besetzungsregeln des Periodensystems und die Wertigkeiten der Atome. Die Leistung des Atommodells liegt vor allem darin, dass der Atomradius, Linienspektrum und Ionisierungsenergien des Waserstoffatoms berechnet werden kann, wobei die Ergebnisse gut mit den experimentell gefundenen Daten übereinstimmen.
- Kreisende Elektronen müssten aber elektromagnetische Wellen abstrahlen und allmählich in den Kern stürzen. Dies Problem umgeht das Modell durch Postulate, die aber nicht beweisbar waren. Nicht erklärbar ist die Stabilität bestimmter Elektronenkonfigurationen (z. B. Elektronenoktett), die Feinstruktur der Linienspektren (z. B. Natriumdoppellinie) und die räumliche Ausrichtung der Atombindungen.
Um den Gültigkeitsbereich des Atommodells von Bohr, das streng genommen nur auf das Wasserstoffatom anwendbar ist, zu erweitern, führt später Arnold Sommerfeld zusätzlich Ellipsenbahnen und damit die Nebenquantenzahl l ein.
(Matrizen- und Wellenmechanik werden unter dem Begriff Quantenmechanik zusammengefasst.)
4. Orbitalmodell von Max Born (1928) (Quantenmechanisches Modell)
Die Elektronen werden einerseits als Welle betrachtet. Damit ist Quantelung und die Stabilitat der Energiestufen erklärbar
Elektronen werden aber auch als Teilchen betrachtet, die nur mit einer bestimmten Wahrscheinlichkleit beobachtet werden können (siehe Heisenbergsche Unschärferelation. Der Raum, in welchem sich die Elektronen mit größter Wahrscheinlichkeit aufhalten, werden Orbitale genannt.
Grundlage des Orbitalmodells ist die Schrödingergleichung
Moderne Anwendung von Modellen
Obwohl atomare Eigenschaften heute in der Regel quantenmechanisch berechnet werden, werden weitere Modelle zur Veranschaulichung atomarer Vorgänge verwendet. So wird das Orbitalmodell oft aus didaktischen Gründen zu dem Kugelwolkenmodell vereinfacht, bei dem identische Elektronenwolken statt unterschiedlicher Orbitale verwendet werden. In der Gastheorie werden Atome oft als punktförmige Partikel ohne innere Struktur (ideales Gas) oder als Kugeln mit festem Volumen und gegenseitiger Anziehung (Van-der-Waals Gas) angenähert.
Weblink
http://www.quantenwelt.de/atomphysik/modelle
