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Papers in anderen sprachen:
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chemie referate |
Entwicklung der wichtigsten Atommodelle
Das Kügelchenmodell von DALTON
Grundlage:
Das Gesetz der konstanten Proportionen PROUST : Elemente verbinden sich miteinander in konstanten
Proportionen in bestimmten Massenverh ltnissen)
Das Gesetz der multiplen Proportionen DALTON): Bilden zwei Elemente miteinander mehrere
Verbindungen, so verhalten sich die Massenverhältnisse wie kleine ganze Zahlen zueinander.
Folgerungen:
Jedes Element besteht aus charakteristischen untereinander gleichen und unteilbaren Atomen.
Die Atome verschiedener Elemente unterscheiden sich nur in der Masse.
Atome sind Kugeln mit homogen verteilter Masse.
Der Zusammenstoß zweier Atome ist vollkommen elastisch.
Stärken:
Erklärung der
Diffusion,
Brownschen Molekularbewegung
Anderung der Aggregatzustände
Schwächen:
keine Ladungsbeschreibung
Ionisierbarkeit von Atomen und Molekülen in Gasen
Influenz von Metallen
Photoeffekt
Das Atommodell von Thomson
Grundlage
Bei Experimenten zur Gasentladung wurde festgestellt, das positive Ladungen sowie Elektronen gleicherma en vorhanden sind.
Folgerung
Ein Atom besteht aus einer gleichmä ig positiv geladenen Materiekugel, in die Elektronen regelmä ig verteilt eingebettet sind (Rosinenkuchenmodell
Das Rutherfordsche Atommodell
Grundlage: Der Rutherfordsche Streuversuch
Fast alle a Teilchen gehen ungestreut durch die Folie hindurch.
Kleine Ablenkungswinkel kommen häufiger, große seltener vor.
Der Streuungswinkel ist abhängig vom Folienmaterial.
Folgerungen
relativ geringe Radien der Masseteilchen und Konzentration der Gesamtmasse fast ausschlie lich im Kern
Die gesamte positive Ladung befindet sich im Kern.
Die negativen Ladungen befinden sich in Form von Elektronen in der Atomhülle. Die Elektronen bewegen sich auf Kreisbahnen um den Kern wie Planeten um die Sonne. Diese Bahnen geben dem Atom seine Größe. Elektrostatische Anziehungskraft zwischen positivem Kern und den negativen Elektronen bildet die Zentralkraft.
Schwächen
Es wird nicht erklärt, wieso
die Elektronenbewegung auf bestimmte Kreisbahnen beschränkt ist,
das kreisende Elektron als schwingender Dipol keine elektromagnetische Energie abgibt,
es zu elementspezifischen Emissionsspektren bei Gasen kommt.
Das Bohrsche Atommodell
Grundlage: Die Bohrschen Postulate
Die Elektronen bewegen sich innerhalb der Atomhülle auf diskreten Bahnen, wobei sich Fliehkraft und elektrostatische Anziehungskraft die Waage halten.
Die Bewegung der Elektronen erfolgt ohne Energieabstrahlung.
Die Emission und Absorption von Energie in Form von Photonen entsprechen der Energieänderung eines
Elektrons beim Übergang von einer auf eine andere Bahn.
Stärken
Bruch mit klassischen Vorstellungen an den entscheidenden Stellen (diskrete Bahnen, keine
Energieabstrahlung)
Emissions- und Absorptionsquanten lassen sich als Energieänderung des betreffenden Elektrons erklären.
Herleitung des Wasserstoffspektrums sowie Bestimmung des H-Atomradius
Schwächen
Das Verhalten der Atomhülle mit mehr als einem Elektron kann mathematisch nicht beschrieben werden.
Kugelsymmetrie des Atoms trotz Kreisbahn
diskrete Bahnen widersprechen der Heisenbergschen Unschärferelation
Die Wellennatur der Elektronen stehende Wellen) widerspricht den Bohrschen Kreisbahnen.
keine Erklärung für Energieabstrahlung der Elektronen auf Kreisbahn
unzureichende Erklärung der chemischen Bindung
Das wellenmechanische Atommodell
Grundlage:
Elektronen existieren im Dualismus, sie besitzen sowohl Wellen- als auch Teilcheneigenschaften.
Unschärferelation: Ort und Impuls eines Teilchens k nnen niemals gleichzeitig exakt bestimmt werden.
Die Elektronen bewegen sich nicht auf diskreten Bahnen, sondern in Bereichen mit hoher
Aufenthaltswahrscheinlichkeit Orbitale) um den Kern.
Das Elektron lä t sich in seiner Bewegung als dreidimensionale stehende Welle durch die Wellenfunktion Y
beschreiben.
Erklärung der Atombindung Chemische Bindungen Allgemeines
LEWIS Konzept Oktettregel)
Elektronen neigen dazu paarweise aufzutreten
Die Atome sind bestrebt, eine m glichst stabile Elektronenanordnung zu erlangen. Besonders stabil ist dabei die Elektronenkonfiguration der Edelgase.
Valence Bond-Modell
Moleküle besitzen energieärmere Zustände als einzelne Atome Überlagerung der Wellen der Elektronen .
Die Bindungsenergie ist abhängig vom Kernabstand molekülspezifisch .
Bei kovalenten Bindungen berlappen sich die Atomorbitale.
Kovalente Bindungen
Die Atombindung beruht auf der Bildung von gemeinsamen Elektronenpaaren zwischen zwei Atomen.
Bildung von Atomgittern Diamant) oder Molekülen
Stoffe mit Atombindung dissoziieren nicht.
Schmelz- und Siedepunkte solcher Verbindungen sind abhängig von der Größe der Atome.
Polarisierte Atombindungen stellen den einen Übergang zwischen der reinen Atombindung und der
Ionenbindung dar.
Ein Molekül, dessen Ladungsschwerpunkte nicht aufeinander fallen, nennt man Dipolmoleküle.
Ionenbindung
Eine Ionenbindung besteht, wenn die Atome zweier Elemente unter Abgabe bzw. Aufnahme von Elektronen die Edelgaskonfiguration erlangt haben und dann in Form von Ionen vorliegen. Dabei ziehen sie sich aufgrund von elektrostatischen Kräften gegenseitig an.
Alle Verbindungen mit Ionenbindung tragen salzartigen Charakter.
Stoffe mit Ionenbindung besitzen eine elektrische Leitfähigkeit, wenn sie als im Wasser gel ste Ionen oder in geschmolzenen Zustand vorliegen.
Ionenladung und größe bestimmen die Gitterenergie und struktur.
Allgemeines
Aufbauprinzipien der Elektronenhülle
Energieprinzip: Energieärmste Zust nde werden zuerst besetzt.
Hundsche Regel: Energiegleiche Orbitale mit gleicher Nebenquantenzahl werden zunächst einfach besetzt.
Pauli Prinzip: Es gibt kein Elektron eines Atoms, das mit anderen in allen Quantenzahlen bereinstimmt.
Periodizität
Gesetz: Mit steigender Protonenzahl verändern sich die Eigenschaften der Elemente periodisch.
Atomradius nimmt von links nach rechts zu.
Quantenzahlen
Hauptquantenzahl n: Nummer der Schale . 7 (K,... Q))
Nebenquantenzahl l: Form des Orbitals s, p, d, f)
Magnetische Quantenzahl m: Lage des Orbitals im Raum ( , , , + , + )
Spinquantenzahl s: / , / )
Elektronegativität
Die Elektronegativität ist die Fähigkeit von Atomen, Elektronen an sich zu ziehen.
Elektronenaffinität
Die Elektronenaffinität ist die Energiedifferenz zwischen dem Grundzustand eines Atoms und dem
Grundzustand des zugehörigen negativ geladenen Ions.
Wasserstoffbrückenbindung
Wechselwirkung zwischen dem an einer Verbindung beteiligten Wasserstoffatoms und einem freien
Elektronenpaar.
Van der-Waals Kr fte
Zwischenmolekulare Dipol Dipol Wechselwirkung
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