VO Organische Chemie in der molekularen Biologie I

VO Organische Chemie I 2. Atombau
2.1 Atommodelle
2. Atombau
Dass die Atome aus elektrisch geladenen Teilchen bestehen, war schon Ende 19. Jh. durch
physikalische Experimente (Radioaktivität, Kathodenstrahlen = Elektronen) bekannt.
1900 waren zwei elementare Teilchen bekannt, das Proton (p) und das Elektron (e - ).
1911: ERNEST RUTHERFORD und HANS WILHELM GEIGER führen ein Experiment durch, bei
dem sie eine hauchdünne Goldfolie mit -Teilchen beschießen: Aus dem Ergebnis, dass nicht
alle Teilchen gestreut werden, sondern viele die Goldfolie scheinbar ungehindert passieren,
schließen sie, dass die Atome aus einem winzig kleinen positiv geladenen Kern aus Protonen
und einer riesigen negativ geladenen Hülle aus Elektronen. Frappierend dabei ist das
Größenverhältnis von Kern: Hülle = 1:10 4 ! Daher kann die Bindung zweier Atome nur durch
deren Elektronenhülle erfolgen.
Schon frühzeitig wurde klar, dass der Bau nur aus p und e - nicht ganz stimmen kann; daher
postulierte RUTHERFORD 1920, dass es noch ein drittes neutrales Teilchen geben müsse, das
Neutron (Entdeckung erst 1932 durch CHADWICK). Die Massen von p und Neutron verhalten
sich zur Masse des e - wie 1837:1, daher befindet sich beinahe die gesamte Masse im Kern.
Wie sind die Elektronen um den Kern angeordnet?
1913: Atommodell des Niels Bohr
Die Elektronen kreisen auf verschiedenen Bahnen um den Kern. Die maximale Anzahl der
Elektronen auf einer solchen Kreisbahn ist durch die Formel 2n 2 gegeben (n: Bahnzahl,
Hauptquantenzahl; n = 1, 2, 3...). Die e - nehmen auf diesen Kreisbahnen bestimmte
Energiezustände an (nahe Bahn – wenig Energie).
Damit war die Erklärung für das Phänomen der Linienspektren gegeben: Bis 1913 war es für
die Chemiker ein Rätsel, weshalb angeregte H-Atome Licht mit ganz bestimmten
Wellenlängen aussenden (sog. diskontinuierliches Linienspektrum). Bohr folgerte, dass durch
Energiezufuhr ein e - von einer inneren Bahn auf eine äußere Bahn transferiert wird
(angeregter Zustand). Der Radius einer Bahn ist proportional, ihre Energie umgekehrt
proportional n 2 . Das angeregte e - kehrt in seinen ursprüngliche Zustand innerhalb ca. 10 -8 s
zurück, wobei der Energieunterschied der Bahnen in Form von Licht abgestrahlt wird (nach
der Formel E = f ⋅ h
Δ , mit h = Plancksches Wirkungsquantum = 6,6261 . 10 -34 Js). Da die
Elektronen nur bestimmte Energiezustände annehmen können, werden nur gewisse ¡E als
Licht abgestrahlt.
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