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Atomaufbau - Referat
ATOMAUFBAU
Definition:
Das Wort Atom kommt aus dem griechischen und bedeutet „unteilbar“; unteilbarer Urstoff. Ein Atom ist der kleinste Baustein eines chemischen Grundstoffes oder Elements, der ohne Verlust der typischen Eigenschaften nicht mehr geteilt werden kann..
Aufbau:
Ein Atom besteht aus einem Atomkern und einer Atomhülle. Der Kern ist positiv geladen und besteht im wesentlichen aus Protonen und Neutronen, die jeweils fast 2000x schwerer sind als die Elektronen, aus der die Atomhülle besteht. Der Atomkern trägt damit fast die gesamte Masse des Atoms. Das Proton hat die positive elektrische Ladung, die den gleichen Wert besitzt, wie die negative des Elektrons. Das Neutron ist dagegen elektrisch neutral. Protone und Neutrone, die sich gegenseitig anziehen, werden oft als Nukleonen bezeichnet und bestehen aus noch kleineren Teilchen, den Quarks. Protone und Elektronen sind elektrisch geladen. Bei elektrisch neutralen Atomen ist die Anzahl der Pronen und Elektronen gleich groß. Die Neutronen sind hingegen ungeladen.
Die Atomhülle enthält die negativ geladenen Elektronen und bestimmt die chemische Eigenschaften des Atoms z.B. das Verhalten bei chemischen Reaktionen.
Atome sind in erster Näherung kugelförmig und haben eine Größe von 0,1 bis 0,5 nm, also 0,0000000001 m bis 0,0000000000005 m. innerhalb des Periodensystems nehmen die Atomradien von links nach rechts ab und von oben nach unten zu. Allerdings besteht kein linearer Zusammenhang zwischen der Protonenzahl und dem Atomradius.
Die Atome haben unterschiedliche Massen. Als atomare Masseneinheit wurde 1 u festgelegt:
1u= 1,66056*10(hoch)-24 g.
Abb. 1.
Abb.1.3 (rechts): Atome in vereinfachter Modelldarstel-
lung (Bei H und He: Elektronen auf der K-Schale; bei C:
Elektronen auf der K- und der L-Schale.)
Atomaufbau im Periodensystem
Im Periodensystem der Elemente PSE sind die Elemente nach steigender Ordnungszahl angeordnet. Man findet diese Zahl jeweils links unten neben dem Elementsymbol.
Die Ordnungszahl, auch Kernladungszahl genannt, entspricht der Anzahl der Protonen im Atomkern. Ausgehend vom Wasserstoff mit der Ordnungszahl 1, steigt die Ordnungszahl von links nach rechts an. Das jeweils folgende Element hat also 1 Proton mehr im Kern (und damit 1 Elektron mehr in der Hülle) als das davor stehende Element. Im PSE sind die Elemente in 8 senkrechten Spalten (Gruppen) und 7 waagerechten Zeilen (Perioden) angeordnet. In jeder Gruppe stehen die Elemente untereinander, die ähnliche chemische Reaktion zeigen. So erkennt man in der ersten Gruppe unter dem Wasserstoff die Alkalimetalle. In der siebten Gruppe findet man die Halogene und in der achten Gruppe die Edelgase. Dass die Elemente einer Gruppe ähnliche Eigenschaften haben, liegt daran, dass sie die gleiche Anzahl Außenelektronen besitzen. Diese Zahl nimmt von einer Gruppe zur nächsten von links nach rechts zu.
MERKE:
Die Nummer der Gruppe entspricht der Anzahl der Außenelektronen ihrer Elemente.
Beispiel: Die Halogene stehen in der siebten Hauptgruppe; entsprechend haben ihre Elemente (Fluor, Chlor, Brom, Jod) jeweils 7 Außenelektronen. Die Perioden des PSE entsprechen der Anzahl der Elektronenschalen. In der ersten Periode stehen die beiden Elemente, die nur eine Elektronenschale haben, in der zweiten Periode die mit zwei Elektronenschalen usw.
MERKE:
Die Nummer der Periode entspricht der Anzahl der Elektronenschalen.
Eine neue Periode beginnt also immer dann, wenn bei einem Element mit einem Außenelektron eine weitere Elektronenschale hinzukommt. Dadurch ergibt sich von Periode zu Periode eine regelmäßige (periodische) Wiederkehr von Elementen, deren Atome die gleiche Anzahl Außenelektronen haben.
Das Bild zeigt einen kleinen Ausschnitt aus dem PSE. Hier sind jedoch nur die acht Hauptgruppen des PSE aufgeführt. Es gibt aber auch noch so genannte Nebengruppen. Sie sind von der 4. Periode an zwischen der 2. und 3. Gruppe eingefügt. Das erkennt man daran, dass die Reihe der Ordnungszahlen am diesen Stellen jeweils einen Sprung macht. Innerhalb der Perioden und Gruppen ändern sich die Eigenschaften der Elemente gesetzmäßig: So stehen z.B. links im Periodensystem die Metalle und rechts die Nichtmetalle. Dazwischen befinden sich Elemente mit metallischen und gleichzeitig nichtmetallischen Eigenschaften (z.B. Bor, Silizium, Arsen). Einige Gruppen umfassen sowohl Metalle als auch Nichtmetalle. Dann stehen die Nichtmetalle oben und die Metalle unten in der Gruppe.
Größenverhältnis:
Das Größenverhältnis von Atomhülle zu Atomkern ist bemerkenswert. Der Durchmesser der Hülle beträgt etwa 10-10 m, der Durchmesser des Kerns etwa 10-14 m. Der Kern ist also etwa 10000 mal kleiner als die Hülle. Zur Veranschaulichung dieses Verhältnisses kann man das Atom in Gedanken auf das 1012 fache vergrößern. Die Hülle hätte dann einen Durchmesser von 100 m, der Kern wäre aber nur 1 cm groß (Abb.1.2).
Beispiel1 :
Abb.1.2. : Größenverhältnis in einem Atom (Atomhülle zu Atomkern wie Kirchturm zu Kirschkern)
Kirschkern.)
Abb. 1.2
Beispiel 2:
Würde man ein Atom auf die Größe einer kathedrale aufblähen, so entspräche der Kern der größe einer Fliege. Allerdings wäre eine solche Fliege vieltausendfach schwerer als die kathedrale selbst. Der Atomkern nimmt nur ewta ein Billiardstel des Gesamtvolums eines Atoms ein.
Beispiel 3:
Alle 5 Milliarden Menschen, die zur Zeit auf der Erde leben, würden, wenn ein Mensch so groß wie ein Atom wäre, eine ewta 50 cm lange Kette bilden.
Beispiel 4:
Wenn der Atomkern die Größe einer Kirsche hätte, dann wäre ein ganzes Atom so groß wie der Kölner Dom.
Atommodelle:
Es gibt verschiedene Atommodelle:
1)Atommodell von Thomson (1856-1940)
In diesem Atommodell sind die negativen Ladungen in einer mit positiven Ladungen erfüllten Kugel gleichmäßig verteilt. Dieses Modell wird auch Rosinenkuchen benannt. Die Elektronen stellen die Rosinen (rot) dar, die positive Ladung (türkis) den Kuchen. Dieses Atommodell entwickelte der englische Physiker THOMSON im Jahre 1904.
2) Atommodell von Rutherford (1871-1937)
Bild 1!°!!!!!!!!!!!!!!!!Das Rutherford-Modell stellt das Atom als Sonnensystem im Kleinen dar, wobei die Elektronen sich wie Planeten um den Atomkern bewegen.
Der englische Physiker Ernest Rutherford, der die Arbeit von Philipp Lenard fortstetzte, hatte eine andere Vorstellung von dem Aufbau der Atome. Rutherford bestrahlte eine dünne Goldfolie mit Alphastrahlung. Wenn Atome, wie nach der Dalton'schen Theorie gefordert, kompakt aufgebaut seien, dann müsste jeder Alphastrahl auf Atome treffen und stark abgelenkt werden. Es würden bie diesem Experiment nur äußerst wenige Strahlen die Folie durchdringen. In Wirklichkeit durchdrang ein Großtel der Strahlung das Material unter schwacher Ablenkung; nur wenige Alphastrahlen wurden starkl abgelenkt.
Rutherford deutete dieses Versuchsergebnis folgendermaßen:
Die Atome sind im Prinzip leer und die starke Ablenkung einzelner Strahlen wird durch positiv geladene „Zentren“ innerhalb der Atome verursacht.
Mit Hilfe der recht komplizierten mathematischen Auswertung seiner Ergebnissen war Rutherford in der Lage, das nach ihm benannte Modell zu formulieren. Demzufolge besteht ein Atom aus positiv geladenen Atomkernen und einer negativ geladenen Atomhülle. Im Kern ist die Masse des Atoms konzentriert, während die Elektronen auf planetenartigen Bahnen in einer ständigen Bewegung um den Kern kreisen.
3)Atommodell von Niels Bohr ( 1885-1962)
Bild2!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! Das Bohr'sche Modell „quantelte“ die Elektronenbahnen, um die
Stabilität des Atoms zu erklären.
Der dänische Physiker Niels Bohr formulierte 1913 das nach ihm benannte Bohr’sche Atommodell. Im Gegensatz zu Rutherford stellte Bohr eine Behauptung auf, mit der er versuchte, das scheinbar widersprüchliche Verhalten der Atome zur klassischen Elektrodynamik zu erklären. Die Linienspektren aus spektroskopischen Experimenten zeigten, dass die Lichtenergie gequantelt ausgestrahlt wird. Bohr folgerte daraus, die Elektronen könnten nur ganz bestimmte ausgewählte Energiezustände einnehmen. Nach seiner ersten Behauptung bewegen sich die Elektronen auf diskreten Kreisbahnen um den Kern und strahlen dabei – im Gegensatz zur klassischen Elektrodynamik – keine Lichtenergie aus. Nur beim Übergang von einer energiereicheren Bahn auf eine energieärmere Kreisbahn ist das Elektron in der Lage, Licht zu emittieren.
Linienspektren deutete Bohr folgendermaßen: Das Elektron befindet sich im energieärmsten Zustand, dem Grundzustand. Wenn man dem System Energie zuführt (z. B. durch Erhitzen), können die Elektronen in einen Zustand höherer Energie übergehen (angeregter Zustand). In diesem nichtstabilen Energiezustand verweilen die Elektronen jedoch nicht – oder nur kurz – und fallen quasi sofort in einen niedrigeren Energiezustand zurück. Bei diesem Vorgang wird Lichtenergie ausgesandt, wobei die Menge dieser Energie der Energiedifferenz zwischen angeregtem und dem jeweiligen energieärmeren Zustand entspricht.
Nach seiner ersten Behauptung befanden sich die Elektronen in einem stationären Zustand. Bohr nahm mit seiner zweiten Behauptung an, dass unterschiedliche stationäre Zustände nur ganzzahlige Vielfache des Energiequantums h sind. Die Zustände ließen sich mathematisch als Produkt aus Impuls des Elektrons und dem Bahnumfang darstellen. Nach Bohrs Auffassung sollten bei den Atomen entsprechender Elemente auch mehrere Elektronen den Kern im selben Abstand umlaufen können und eine „Elektronenschale” bilden.
Für die Deutung des Wasserstoffatoms stimmte Bohrs Modell sehr gut überein, jedoch versagte es bereits bei der Erklärung des Heliumspektrums.
Obwohl die Anwendung des Modells auf höhere Atome keine genauen Ergebnisse brachte, waren dennoch einige Grundgedanken richtungweisend. So ist die emittierte Lichtenergie bei höheren Atomen tatsächlich nur so zu erklären, dass die Elektronen, von denen die Emission ausgeht, sich auf ganz bestimmten Energiezuständen befinden.
Radioaktivität
Radioaktivitätist ein spontaner Zerfall von Atomkernen unter Änderung
der Masse,
der Kernladung und
der Energie.
Es zeigte sich um die Jahrhundertwende sehr schnell: Das Atom war nicht länger unteilbar, schließlich vermögen ja selbst die Atomkerne zu zerfallen. Die Vorstellung über das Atom wurde um die Jahrhundertwende immer weiter ausgebaut:
Nach den Forschungsergebnissen des britischen Physikers Ernest Rutherford (Nobelpreis für Chemie 1908) und seiner Zeitgenossen wusste man, dass Uran und andere schwere Elemente wie Thorium und Radium drei verschiedene Arten von Strahlung aussenden; sie wurden anfänglich Alpha- (a), Beta- (β) und Gamma- (g) Strahlen genannt. Die beiden ersten bestehen aus elektrisch geladenen Teilchen, die man Alpha- bzw. Betateilchen nennt. Später fand man heraus, dass Alphateilchen mit Heliumkernen und Betateilchen mit Elektronen identisch sind. Das Atom war also offensichtlich aus kleineren Teilchen zusammengesetzt. Die Gammastrahlen wurden schließlich als elektromagnetische Wellen identifiziert, vergleichbar mit den Röntgenstrahlen, allerdings mit geringerer Wellenlänge.
Die Notizbücher Marie Curies
Gemeinsam mit ihrem Mann machte die französische Physikerin Marie Curie zahlreiche Entdeckungen auf dem Gebiet der Radioaktivität. Ihre Theorien hielt sie in Notizbüchern wie diesen fest.
Künstliche Radioaktivität
Experimente der französischen Physiker Frédéric und Irène Joliot-Curie in den frühen dreißiger Jahren ergaben, dass man die Atome eines stabilen Elements künstlich radioaktiv machen konnte, indem man sie mit passenden Teilchen oder Strahlen beschießt. Solche radioaktiven Isotope (Radioisotope) entstehen infolge einer Reaktion oder Umwandlung im Atomkern. Bei solchen Reaktionen nimmt man die 270 „ungeraden” Isotope, die in der Natur vorkommen, als Ziel für den Beschuss mit den Kernteilchen, den so genannten Projektilen. Seit der Entwicklung von Teilchenbeschleunigern, in denen man den Projektilen sehr hohe Energien verleihen kann, lassen sich Tausende von Kernreaktionen beobachten.
Linienspektren
Atomorbitale Mit Atomorbitalen beschreibt man mathematisch die räumliche Elektronendichteverteilung. Sie stellen praktisch die Räume dar, in denen die Wahrscheinlichkeit am größten ist, das Elektron dort anzutreffen.
Etwa gegen Ende des 19. Jahrhunderts wusste man, dass Metalldämpfe oder Edelgase aus einzelnen freien Atomen bestehen. Wenn man diesen Dämpfen bzw. Gasen z. B. durch Erhitzen genügend Energie zuführte, sendeten die Substanzen Licht ganz bestimmter Wellenlänge aus. Mit Hilfe der von Robert Wilhelm Bunsen und Gustav Robert Kirchhoff erfundenen Spektroskope war man in der Lage, die dabei entstehenden Spektrallinien zu beobachten – Kirchhoff und Bunsen entwickelten gemeinsam die Spektralanalyse (siehe Spektroskopie: Spektrallinien). Gerade das Phänomen der Linienspektren bereitete den Physikern Kopfzerbrechen. Nach Rutherford kreisen die Elektronen in ständiger Bewegung um den Kern – das Elektron wäre demnach eine beschleunigt bewegte Ladung. Nach der damals bereits bekannten, von James Clerk Maxwell begründeten klassischen Elektrodynamik, muss eine beschleunigt bewegte Ladung Energie in Form von Licht abgeben. Die Frequenz des Lichtes sollte dabei der Frequenz der Umläufe um den Kern entsprechen. Dieser Umstand trotzte dem Rutherford’schen Modell, denn ständig um den Atomkern kreisende Elektronen würden fortwährend an Bewegungsenergie verlieren (die sie als Licht abgeben) und schließlich in den Kern stürzen.
Entwicklung zur Orbitaltheorie
Isotope des Wasserstoffes
Stark vereinfachte Illustration der drei Wasserstoffisotope Protium (1H), Deuterium (2H) und Tritium (3H).
Die Entwicklung eines Atommodells, das in der Lage sein sollte, die Linienspektren höherer Atome zu erklären und damit die Quantenphänomene zu beschreiben, ging im Wesentlichen von zwei Seiten aus. Werner Heisenberg versuchte mit abstrakten Rechenregeln der Lösung näher zu kommen. Seine grundlegende Erkenntnis ist als so genannte Unschärferelation in die Geschichte eingegangen. Danach ist es unmöglich den Ort eines Teilchens genau festzulegen, ohne gleichzeitig seinen Impuls in unkontrollierbarer Weise zu verändern. Wenn man z. B. ein Elektron mit Hilfe eines Mikroskops beobachten wollte, würden die Lichtquanten des benötigten Lichtes dem Elektron einen Impuls verleihen. Mit anderen Worten ist es unmöglich, Ort und Impuls eines Teilchens gleichzeitig genau zu kennen. Dies widersprach der Bohr’schen Theorie mit den Elektronen auf Kreisbahnen. Die Ansätze aus der Unschärferelation baute Heisenberg zusammen mit Max Born und Pascual Jordan zur so genannten Matrizenmechanik aus – dabei nutzten sie eine besondere Form der Matrizenrechnung.
Einen völlig anderen Weg verfolgte Louis de Broglie. Er schloss sich Einsteins Auffassung an, dass Lichtwellen auch Teilcheneigenschaften besitzen. De Broglie vermutete, dass auf umgekehrter Weise auch eine Welleneigenschaft für die Materie existiere. Er schlug deshalb 1924 eine Materiewelle vor, welche die Bewegung der punktförmigen Elektronen bestimmt. Beugungsversuche von Clinton Davisson und Lester Germer mit Elektronen und Atomen an Kristallen bestätigten 1927 de Broglies Vermutungen. Wenn Materie demzufolge Welleneigenschaften haben kann, dann müsste man diese Eigenschaften auch mathematisch beschreiben können. Erwin Schrödinger entwickelte die Überlegungen von de Broglie weiter und kam 1927 zu der nach ihm benannten Schrödinger-Gleichung – Schrödinger gilt als Begründer der Wellenmechanik und konnte später zeigen, dass die Wellenmechanik und die Matrizenmechanik auf der Ebene der Beobachtungen äquivalent sind. Die Welleneigenschaften des Elektrons lassen sich mit einer Wellenfunktion Ψ mathematisch umschreiben. Die Schrödinger-Gleichung stellt im Prinzip eine Verbindung zwischen den Welleneigenschaften, der Energie und den Raumkoordinaten des Elektrons her. Dabei ist wichtig, dass die Koordinaten nur den Raum beschreiben, in dem die Wahrscheinlichkeit am größten ist, das Elektron dort anzutreffen. Man beschreibt also nur Aufenthaltswahrscheinlichkeiten.
Es gibt unendlich viele Wellenfunktionen Ψ, die der Schrödinger-Gleichung gehorchen. Dabei sind nur die Wellenfunktionen sinnvoll, die gewisse Bedingungen erfüllen: So kann die Gesamtenergie des Elektrons nur ganz bestimmte Werte annehmen. Daher kommen nur die Wellenfunktionen in Betracht, die diesem Sachverhalt gerecht werden. Man nennt diese Funktionen auch Eigenfunktionen, die sich mit Hilfe komplizierter Formeln und besonderen Randbedingungen formulieren lassen. Diese Eigenfunktionen von Elektronen in einem Atom sind im Prinzip die so genannten Atomorbitale.
Exakt lösbar ist die Schrödinger-Gleichung allerdings nur für Einelektronensysteme, wie z. B. beim Wasserstoffatom. Jedoch lassen sich die für das Wasserstoffatom formulierten Entwürfe näherungsweise auch auf Mehrelektronensysteme übertragen. Mit diesen mathematischen Entwürfen, die sich heute mit Hilfe leistungsfähiger Computer recht gut entwickeln lassen, kombiniert man außerdem mit so genannten halbempirischen Ansätzen, die auf Beobachtungen, Messungen und Erfahrungen beruhen. Sie berücksichtigen beispielsweise Wechselwirkungen zwischen den Elektronen oder Phänomenen, die bei Atomen mit großer Elektronenanzahl auftreten.
Kernenergie
Kernkraftwerk Gundremmingen
Das Demonstrationskraftwerk Gundremmingen A wurde 1977 stillgelegt. Der neue Siedewasserreaktor mit den Blöcken B und C ging 1984 in Betrieb. Beide Blöcke erreichen eine Nettoleistung von rund 1 300 Megawatt.
Kernenergie, auch Atomenergie, Energie, die bei der Spaltung oder Verschmelzung von Atomkernen freigesetzt wird. Die Energiemengen, die sich aus Kernumwandlungen gewinnen lassen, übertreffen bei weitem die Mengen, die mit Hilfe anderer, konventioneller Verfahren erhältlich sind.
Prinzipiell wird Kernenergie beim radioaktiven Zerfall, bei der Kernspaltung oder bei der Kernfusion frei. Die Freisetzung äußert sich dabei in Form von schnell bewegten Teilchen (z. B. Alphateilchen) und in Form von Strahlung (z. B. Gammastrahlung). Bei diesem Vorgang entsteht Wärme, die man dann zur Erzeugung von Wasserdampf nutzt. Mit Hilfe des Dampfes werden in anschließenden Schritten Dampfturbinen angetrieben und auf diese Weise elektrischer Strom gewonnen. In bestimmten Fällen wird der Wasserdampf auch direkt für großtechnische Prozesse verwendet. Die Gewinnung von Kernenergie erfolgt in Kernkraftwerken bzw. Kernreaktoren. Außerdem setzt man kleine Kernreaktoren beispielsweise auch zur Energieversorgung von Raumstationen und Satelliten ein.
Die Energie aus Kernspaltung
Es gibt zwei Kernprozesse von großer praktischer Bedeutung: Die Kernspaltung, d. h. das Zerspalten eines schweren Atomkernes in leichtere, und die Kernfusion, wo aus zwei leichten Atomkernen bei extrem hoher Temperatur ein schwererer Kern gebildet wird. Dem Physiker Enrico Fermi gelang 1934 die erste Kernspaltung; die Reaktion wurde aber nicht richtig gedeutet, bis 1939 die deutschen Wissenschaftler Otto Hahn, Lise Meitner und Fritz Strassmann bekannt gaben, dass sie Urankerne gespalten hatten, indem sie die Kerne mit Neutronen beschossen. Da bei dieser Reaktion weitere Neutronen freigesetzt werden, kann es zu einer Kettenreaktion mit weiteren Kernen kommen. Ein Beispiel für eine unkontrollierte Kettenreaktion ist die Explosion einer Atombombe. Mit Hilfe kontrollierter Kernreaktionen wird in Kernkraftwerken Wärme und daraus wiederum elektrischer Strom hergestellt.
Unterschied zwischen Chemie und Physik im Bezug auf Atome
Die Chemie beschäftigt sich mit den Atomen und ihren Verbindungen, den Molekülen. Dies setzt auch genaue Kenntnisse über die Struktur der Atomhülle voraus.
Die Physik beschäftigt sich unter anderem mit dem Aufbau der Atomhülle, dem Aufbau der Atomkerne aus Elementarteilchen und weiter mit den Eigenschaften der Elementarteilchen.
Dieses Referat wurde eingesandt vom User: Denisli
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