Big Bang HTL 2, Schulbuch

Bereich Grundlagen der Chemie (II. Jahrgang, 3. Semester) 29 Die Teilchen 2 2.6.1 Elektronen auf Bahnen – Das Atommodell von Bohr Das Bohr’sche Modell ist das „klassische Atommodell“, man findet Abbildungen davon immer wieder in Magazinen oder populärwissenschaftlichen Büchern. Es ist aus heutiger Sicht zwar nicht mehr korrekt, aber für schulische Zwecke meistens ausreichend. Der dänische Physiker Niels Bohr verfeinerte das Ruther- ford’sche Modell. Er ließ dabei Ideen aus der neu entstan- denen Quantenphysik einfließen. Der Grundsatz der Quantenphysik besagt, dass jegliche Strahlungsenergie quantisiert ist. Das bedeutet, es gibt eine kleinste Energieeinheit (ein Quant, bei Licht sagt man Pho- ton), und alle anderen Energiebeträge sind Vielfache davon. Bohr postulierte, dass die klassische Physik in atomaren Dimensionen nicht mehr gültig sei. Grundaussagen des Atommodells von Bohr 1913: –– Elektronen kreisen nur auf für sie erlaubten, bestimmten Bahnen (= Schalen, = Energieniveaus) um den Kern, ohne Energie abzustrahlen. –– Je weiter eine Bahn außen liegt, desto energiereicher ist sie und damit auch das dort kreisende Elektron. –– Elektronen können die Bahn wechseln, indem sie Ener- gieportionen (Quanten) aufnehmen oder abgeben. Nur beim Wechsel von einer Bahn auf die andere kann man Strahlungseffekte beobachten. Damit konnte man die Flammenfärbung und Linienspekt- ren der Elemente erklären: Die Flammenfärbung ist eine klassische Analysenmethode: Beim Erhitzen in einer Brennerflamme senden die Elemente Licht bestimmter Wellenlänge aus. (siehe Versuch 2.1.). Jedes Element hat seine eigene bestimmte Farbe, manche davon Abb. 2.19: Linienspektrum von Quecksilber Kannst du dich noch an ein Atommodell aus der Unterstufe erinnern? Oder an eine Zeichnung in einem Magazin oder Buch? Wie hat das ausgesehen? Was ist ein Quantensprung? Wie kommen die Farben bei einem Feuerwerk zustande? F30 F31 F32 liegen im sichtbaren Bereich. Betrachtet man diese gefärbte Flamme durch ein Spektroskop, so erkennt man ganz cha- rakteristische Linien für jedes Element. Jedes Element hat sozusagen einen spektroskopischen Fingerabdruck. Info: Spektroskopie Mit dem Bohr’schen Atommodell kann man dieses Phäno- men so erklären: Nimmt ein Elektron Energie auf (indem man es erhitzt oder anstrahlt), so bewegt es sich auf eine weiter außen liegende Bahn. Es macht sozusagen einen Quantensprung. Dadurch befindet es sich nun in einem angeregten Zustand. Inner- halb weniger Millisekunden fällt das Elektron zurück auf seine ursprüngliche Bahn (in den Grundzustand) und sendet dabei Licht einer bestimmten Wellenlänge aus. ( F32 ) Quantensprünge sind also in Wirklichkeit ziemlich klein. Im allgemeinen Sprachgebrauch hat sich dagegen einge- bürgert, das Wort Quantensprung für etwas Riesiges zu verwenden. Wenn dir also die Werbung etwas als Quanten- sprung verkaufen will, dann musst du schon selbst heraus­ finden, ob es wirklich ein großer Sprung ist oder nur ein kleiner Hopser ( F31 ). Man kann den Quantensprung aber auch als plötzliche, schlagartige Veränderung ansehen. Und dann macht das Wort mehr Sinn, denn auch in der Quantenphysik geht es um sprunghafte, nicht-kontinuierliche Veränderungen. Das Bohr’sche Atommodell ist eines, das nicht alle Phäno- mene erklären kann. Trotzdem ist es so anschaulich, dass man in der Schule fast immer damit „auskommt“. Wenn man das Modell noch ein wenig vereinfacht und nur auf die Hauptgruppenelemente (Spalten 1, 2 und 13 bis 18 im Periodensystem) anwendet , so ergibt sich folgende Faustregel : 1. Schale: Platz für maximal 2 Elektronen 2. Schale: Platz für maximal 8 Elektronen und für jede weitere Schale ebenfalls max. 8 Elektronen Somit kann man für jedes Hauptgruppenelement eine Verteilung der Elektronen auf den Schalen angeben. Bezieht man die Nebengruppen mit ein, ergibt sich für die Elektronenanzahl pro Schale die allgemeine Formel 2n 2 (n = Anzahl der Schalen). Dann greift das Konzept der „Außenelektronen“ jedoch nur mehr eingeschränkt (siehe Kap. Chemische Bindungen). Abb. 2.20: Quantensprünge eines Elektrons beim Versuch Flammen- färbung (s. 30) Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv