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Referat: Das Atom

1. Einleitungn
2.1 Das Atom/ der Atomkern-Allgemeinesn
-Der Durchmesser des Atoms beträgt ca. 10^-10m=1 Ängströmn

-nicht direkt beaobachtbarn
-Der Atomkern ist im Verhältnis zum Atom klein, er hat einen Durchmesser von d~A^1/3*1,3fm (1fm=10^-15m)n
-In dem Atomkern ist fast die gesamte Masse des Atoms konzentriert. Sie beträgt ca. A*u.n
(A=Massenzahl/Nukleonenzahl; u=atomare Maßeinheit=1,6605 * 10^(-27) kg)n
-statisches Objekt, ändert seine Eigenschaften nichtn
Nuklid...Isotopn
2.2. Aufbau des Atomkernsn
Der Atomkern besteht aus Protonen und Neutronen. Diese werden zusammen als Nukleonenn
bezeichnet (von lat. nucleus: Kern). Protonen haben Die Ladung Q=e, Neutronen sind ungeladen.n
Die Elementarladung e ist die kleinste frei vorkommende Ladung. Protonen und Neutronen sind inn
etwa gleich schwer. Sie wiegen ca. 1u. Protonen und Neutronen haben einen Durchmesser vonn
etwa 1,5fm. Sie bestehen aus Quarks. Ein Neutron besteht aus zwei Down-Quarks und einem Up-n
Quark. Das Proton besteht aus einem Down-Quark und 2 Up-Quarks. Quarks sindn
Elementarteilchen. Dies sind die kleinsten Teilchen, die wir kennen. Sie besitzen einen halbzahligenn
Spin (Drehimpuls) und zählen somit zu den Fermionen (Materieteilchen). Sie tragen die Ladung 2/3n
im Fall des Up-Quark, und -1/3 im Fall des Down-Quark. Außerdem unterliegen sie dem Quark-Confinement (Quark-Einschluss), können dementsprechend nicht frei vorkommen, sondern sind immer in anderen, größeren, Teilchen eingeschlossen.n
Folie: Nukleonen / Atomn
2.3 Grund für das Zusammenhalten des Atomkerns: Bindungsenergien
Beim Betrachten des Kerns stellt man fest, dass er eigentlich, aufgrund der Abstoßung der Protonenn
durch die Coulomb Kraft, nicht existieren dürfte. Es muss also eine viel stärkere Kraft geben, dien
den Kern zusammenhält. Die Kraft, die den Kern zusammenhält nennen wir Kernkraft (starken
Wechselwirkung). Sie ist die stärkste Kraft die wir kennen, ist aber aufgrund des Quarkn
Confinement's kurzreichweitig (2,5fm) und wirkt nur zwischen benachbarten Nukleonen. Dern
Überträger dieser Kraft ist das Gluon (von englisch glue: kleben). Das Gluon ist einn
Elementarteilchen. Es hat die elektrische Ladung 0C und besitzt eine Ruhemasse von 0Kg. Es hatn
einen ganzzahligen Spin, zählt folglich zu den Bosonen (Kraftteilchen), bzw. Eichbosonenn
(Vermittler der 4 Grundkräfte). Es trägt ebenfalls, wie die Quarks, eine Farbladung. Es gibt 3n
verschiedenen Farben: rot, grün und blau. Zu diesen drei Farben gibt es auch jeweils genau einen
Antifarbe. Die Quarks der Nukleonen besitzen immer drei verschiedenen Farben, d.h. es kann z.B.n
kein Nukleon mit den Quarkfarben rot, rot und grün geben. Dadurch erscheint das Nukleonn
farbneutral (weiß). Alle frei vorkommenden Teilchen sind farblos, wohingegen allen
eingeschlossenen eine von weiß verschiedene Farbladung tragen. Die Gluonen koppeln an dien
Quarks, übetragen die Farbladung und somit auch indirekt die Energie. Dadurch halten dien
Nukleonen im Kern zusammen.n
Bei „ungünstigen“ Neutronen bzw. Protonenzahlen ist die Kernkraft zu klein, um den Atomkernn
zusammen zuhalten. Es kommt zu einem radioaktivem Zerfall. Dabei zerfällt das Nuklid mit dern
niedrigen Kernbindungsenergie pro Nukleon in ein stabileres Nuklid mit höherern
Kernbindungsenergie/Nukleon, also in einen energetisch günstigeren Kern.n
2.4 Tröpfchenmodell des Atomkerns und genaue Beschreibung der Kernbindungsenergien
Wenn wir uns Atomkerne mit großen Nukleonenzahlen anschauen, stellen wir fest, dass sie geringe Bindungsenergien/Nukleon haben. Dies liegt an der höheren Coulomb-Repulsion, aufgrund höherer Protonenzahlen, und an der größeren Oberfläche. Wir stellen die Vermutung auf, dass ein Kern sich wie ein Flüssigkeitstropfen verhält. Bei größerer Oberfläche nimmt die Oberflächenspannung und somit auch die Oberflächenenergie zu, die Bindungenergie nimmt ab.n
Bethe-Weizsäcker-Formel: E(Bindung)=E(Volumen)-E(Oberfläche)-E(Coulomb)-[E(Symmetrie)+-E(Paarbildung)]n
Die beiden letzten Terme lassen sich nicht durch das Tröpfchenmodell erklären.n
Sie können nur durch das Schalenmodell des Atomkerns, das an dieser Stelle nicht erörtert wird, erklärt werden.n
Massendefektn
3.Elektronenhülle- Allgemeinn
-besteht aus 1 oder mehreren Elektronenn
-die Elektronen bestimmen die Fähigkeit der Atome Bindungen zu Molekülen einzugehen;sie bestimmen also die chemische Eigenschaft des Atoms. n
-Elektronen besitzen die Ladung Q=-e. Sie sind viel leichter als Nukleonen, sind Elementarteilchen und zählen zu den Leptonen (von gr.: leptos:leicht). Die wiederum gehören zu den Fermionen.n
-Elektronenhülle bestimmt das „Volumen“ des Atomsn
-verändert Form und Eigenschaft unter Einfluss äußerer Feldern
-Elektronen können aus der Elektronenhülle heraus gelöst werden. Dafür wird eine Energie benötigt. Die Energie, die zum Herauslösen eines Elektrons reicht, nennt man Ionisierungsenergie. Wird das Elektron aus der Hülle heraus gelöst entsteht ein positiv geladenes Atom, da es einen Protonenüberschuss hat. Ein positiv geladenes Atom heißt Kation. Ein negativ geladenes Atom heißt Anion. Ein Anion hat einen Elektronenüberschuss.n
Folie: vereinfachtes Stadardmodell der Teilchenphysikn
3.2 Das Bohrsche Atommodell und das Schalenmodelln
Nach dem Bohrschem Atommodell bewegen sich Elektronen auf Kreisbahnen um den positiv geladenen Atomkern. Die Heisenbergsche Unschärferelation verbietet aber die wohldefinierte, mathematische Beschreibung der Bewegung bzw. die genaue Festlegung des Ortes der Elektronen. Außerdem dürfen, gemäß Pauli-Prinzip, Fermionen wie das Elektron sich nicht auf den selben Bahnen bewegen bzw. nicht den selben Raum einnehmen dürfen, wenn sie in allen Quantenzahlen (Energiestufe) übereinstimmen, was hier der Fall ist.n
Einschub: Heisenberg'sche Unschärferelation:...n
Es gibt vier Quantenzahlen. Sie charakterisieren mögliche Energiezustände eines Elektrons in der Elektronenhülle.n
Sie bestehen aus:n
-Hauptquantenzahl n=1,2,3,...7 (weitere Hauptquantenzahlen sind nicht bekannt)n
Sie bestimmt die Energie eines Elektronsn
-Nebenquantenzahl l=0,1,2,...n-1n
Sie charakterisiert die Unterteilung innerhalb der durch die Hauptquantenzahl festgelegten Energiebereiche und beschreibt den Bahndrehimpuls der Elektronenn
-Magnetquantenzahl -l kleiner gleich m kleiner gleich ln
Sie unterteilt die Bereiche der Nebenquantenzustände in noch kleinere Bereiche und beschreibt das magnetische Moment der Elektronenn
-Spinquantenzahl s=1/2 oder -1/2n
beschreibt den Eigendrehimpuls der Elektronenn
Die Hauptquantenzahl n, die Nebenquantenzahl l und die Magnetquantenzahl m werden auch zusammen als Orbitalquantenzahlen bezeichnet. Sie definieren, wie der Name es schon sagt, ein Atomorbital. In jedem Orbital sind 2 Quantenzustände möglich. (spin up and spin down)n
Nach dem Bohrschem Atommodell befinden sich die Elektronen auch in bestimmten Energiezuständen bzw. Energieniveaus. Diese werden Schalen genannt. Die maximale Anzahl der Elektronen auf einer Schale ist 2n² (n=Hauptquantenzahl; sie gibt also auch an, auf welcher Schale sich ein Elektron befindet). Die äußerste Schale (Valenzschale) darf maximal 8 Elektronen aufnehmen.n
Folie: Quantenzahlkombinationenn
3.3 Das Orbitalmodell und die Elektronenkonfigurationn
Das Orbital (von lat.: orbis=Kreis) ist ein Raum, in dem die Aufenthaltswahrscheinlichkeit für ein Elektron ca. 90% beträgt. Es wird durch eine Wellenfunktion charakterisiert. Diese, meist komplexwertige, Funktion beschreibt, wie sich z.B. die Elektronenwelle mit Ort und Zeit verhält. Hintergrund der Wellenfunktion ist der Welle-Teilchen-Dualismus, der besagt, dass sich ein Mikroobjekt, wie beispielsweise das Elektron, sowohl wie ein Teilchen, als auch wie eine Welle, verhalten kann. Das Quadrat der Wellenfunktion entspricht einer räumlichen Dichteverteilung. Das Orbital ist nicht beobachtbar. Es ist eine mathematische Fiktion und eine mathematische Funktion. Es gibt 4 verschiedene Orbitale. Die zwei, für uns, wichtigsten Orbitale sind das s- und das p-Orbital. s-Orbitale sind nährungsweise Kugeln. Die Nebenquantenzahl ist l=0 und die Elektronenverteilung ist kugelsymmetrisch. p- Orbitale sehen wie Hanteln aus. Sie beginnen erst bei Hauptquantenzahl n=2 und haben die Nebenquantenzahl l=1. Diese Orbitale haben eine Knotenfläche, die durch den Atomkern geht. Außer diesen Orbitalen gibt es noch d- und f-Orbitale. Diese haben die Nebenquantenzahl l=2, respektive l=3 und beginnen erst bei Hauptquantenzahl n=3 bzw. n=4.n
Einschub: Mathematisch-Physikalische Beschreibung der Orbitale:...n
Folie: Orbitale (Veranschaulichung)n
Die Verteilung der Elektronen auf Orbitale heißt Elektronenkonfiguration. Um die Elektronenverteilung zu bestimmen muss man 3 Regeln beachten:n
1. Elektronen belegen zuerst energieärmste Niveaus. Das Energieniveau lässt sich näherungsweise mit der Formel: Energiestufe=n+l berechnen.n
2. Regel von Hund: Energiegleiche Orbitale mit gleichen Nebenquantenzahl werden zunächst einfach besetzt.n
3. Die Orbitale dürfen wegen dem Pauli-Ausschlussprinzip maximal 2 Elektronen mit unterschiedlicher Spinquantenzahl einnehmenn
Folie: Energie der Orbitalen
Pauling-Schreibweise (Kästchenschema):n
C:n
O:n
Oft reicht es aus, nur die Valenzelektronenkonfiguration anzugeben.n
C(6 Elektronen; 4 Außenelektronen):n
O(8 Elektronen; 6 Außenelektronen):n
Die Hochzahl steht für die Elektronen im entsprechendem Orbital. Die Zahl vor der Orbitalangabe ist die Hauptquantenzahl.n
Man sieht, dass die Außenelektronen zum Schluss besetzt werden. Dies liegt daran, dass das Energieniveau mit dem Abstand zum Atomkern höher wird. Die Außenelektronen liegen also in Orbitalen bzw. einer Schale, Valenzschlale genannt, in der die Energiestufe relativ zu den anderen Schalen, in denen die restlichen Elektronen des Atoms liegen, hoch ist; und gemäß unserer ersten Regel werden die Elektronen, die in dem energiehöchstem Niveau liegen, zum Schluss besetzt.n
Anmerkung: Zu den Regeln gibt es auch Ausnahmen.n
Beispiel: Bei Lanthan (La) wird das 5d vor dem 4f Orbital besetzt, obwohl die Energiestufe des 4f Orbitals niedriger ist als die, des 5d Orbitals.n
3.4 chemische Bindungenn
Entscheidend für Bindungen zwischen Atomen ist die Valenzschale. Deshalb reicht es oft aus, wenn man nur die Valenzschale betrachten.n
Wasserstoff z.B. hat ein Elektron. Dieses befindet sich im 1s Orbital. Atome sind besonders stabil, wenn alle Schalen, insbesondere die Valenzschale, vollständig gefüllt sind. Das Wasserstoffatom muss demzufolge 1 Elektron aufnehmen, damit das 1s Orbital voll besetzt ist und es seinen stabilsten Zustand erreicht. Da jedes Atom ein Bestreben hat, seinen stabilsten Zustand zu erreichen, reagiert H mit anderen Atomen zu Molekülen. Dies ist auch das ganze Geheimnis von Bindungen. (-->Edelgase-->radioaktivität>Plasma)n
Es gibt verschiedene Bindungstypen. Eine davon ist die klassische chemische Bindung, die kovalente Bindung, Atombindung oder Elektronenpaarbindung genannt wird.n
Bei dieser Bindung werden die Aufenthaltswahrscheinlichkeiten der Elektronen durch so genannte Molekülorbitale beschrieben. Moleküle, die durch eine kovalente Bindung zusammengehalten werden, teilen sich die Orbitale der Außenelektronen.n

-->Potentialtopfmodelln
Wasserstoff z.B. hat seine (1s) Orbitale. Werden zwei Wasserstoffatome zusammengebracht, so teilen sie sich ihre Elektronen und das „entstandene“ Molekülorbital umschließt beide Elektronen.n
Bei den Molekülorbitalen unterscheidet man je nach Drehimpuls zwischen sigma-Molekülorbitalen (kein Drehimpuls) und pi-Molekülorbitalen (Drehimpuls: 1)n
Die entsprechenden Bindungen heißen sigma-bzw. Pi-Bindung.n
psi1+psi2=n
Die kovalente Bindung bildet sich zwischen Nichtmetallen aus.n
Außer der kovalenten Bindung gibt es noch die ionische Bindung zwischen Metall und Nichtmetall, die Metallbindung zwischen Metallatomen , die Wasserstoffbrückenbindung, die Dipol-Dipol-Wechselwirkung, die Dipol-Ion Wechselwirkung und die Van-der-Waals-Bindung.n
(-->Elektronegativität)

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