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Entwicklung des Periodensystems

Der erste Schritt war die Bestimmung der relativen, das bedeutete damals der auf den Wasserstoff bezogenen Atomgewichten. Der Wasserstoff wurde früh als das Element mit den "kleinsten", also leichtesten Atomen erkannt und deshalb als Bezugspunkt gewählt.
Man fand im Wasser ein Gewichtsverhältnis Sauerstoff zu Wasserstoff von 85:15. Geht man von der Formel H₂O aus, so ergibt sich bezogen auf ein Atom ein Verhältnis von 85:7,5 oder 11,3:1. Man wies also dem Wasserstoff (als Bezugspunkt) das Atomgewicht 1 und dem Sauerstoff das Atomgewicht 11,3 zu. Die Werte waren zunächst noch recht ungenau wie im Beispiel, und zwar erstens, weil die genaue Formel der Verbindung zunächst nicht immer korrekt bekannt war und weil die Messmethoden weniger exakt waren als heute (vor 1810 !)
Schon um 1820 waren jedoch die relativen Atomgewichte von mehr als 30 Elementen einigermassen genau bekannt: Beispiele sind Fe (54,27), lod (126,28), Nickel (59,16), Silber (108,31) und Stickstoff (14,18).
Vergleichen Sie mal - nur so zum Spass - mit den heutigen Werten.
Napoleon (genau: der Kleine mit der Hand in der Brusttasche) hatte kurz zuvor die Schlacht bei Waterloo verloren. Damals gab es noch nicht einmal die Eisenbahn!

Man hatte nun ein Kriterium, nach dem die Elemente angeordnet werden konnten, nämlich das relative Atomgewicht. Diese Anordnung ist zunächst aber nur eine einfache Reihe und hat nicht die uns bekannte Form eines Rechtecks. Erst die genaue Beobachtung chemischer Eigenschaften der Elemente wie Formeln von Halogeniden und Oxiden sowie Gesetzmässigkeiten beim Zuwachs der Atomgewichte führten zunächst zu Elementgruppen mit vergleichbaren Eigenschaften wie Li - Na - K oder Cl - Br - I; etwa 1870 wurden dann zeitgleich von zwei Chemikern Periodensysteme vorgeschlagen, die mit dem heutigen weitgehend übereinstimmen.

Das Periodensystem war nach dem Daltonschen Atommodell der zweite entscheidende Schritt hin zur Systematisierung der Chemie. Es war vor allem eine starke Motivation für viele Chemiker, nach dem Grund für diese Periodizität zu suchen.

Der Weg zum Atommodell von Rutherford

Etwa in der Mitte des letzten Jahrhunderts fand man beim Experimentieren mit Gasentladungsröhren, dass beim Anlegen einer Spannung bestimmte Strahlen auftraten (Katoden- und Kanalstrahlen).
Erst gegen Ende des 19. Jahrhunderts wusste man genaueres über diese Strahlen: Kanalstrahlen waren positiv geladene Atome (Ionen), Katodenstrahlen bestanden aus den kleinsten Teilchen negativer Elektrizität, die man als Elektronen bezeichnete. Die Atome waren offenbar nicht unteilbar, sie konnten in kleinere Einheiten mit entgegengesetzten Ladungen aufgespalten werden.

Viele organische Verbindungen wurden analysiert - 1880 waren bereits über 15.000 organische Verbindungen bekannt - und wurden anhand ihres Reaktionsverhaltens in Gruppen wie Alkane, Alkohole, usw. eingeteilt. Zwar traten auch hier schon das Probleme auf, dass man eine Erklärung für das Verhalten bestimmter Atome vergeblich versuchte, aber erst die oben erwähnten physikalischen Experimente zwangen zur Entwicklung eines differenzierteren Atommodells.

Man versuchte zunächst eine Erklärung, die von einer gleichmässigen Verteilung der negativen Ladungen im ansonsten homogen positiven Atom ausging.
(Thomson - Die Ladungsträger sind im Atom verteilt wie Rosinen im Kuchen. „Rosinenkuchenmodell“).
Das Entstehen von Ionen konnte so erklärt werden, dass sich einzelne Elektronen aus dem Atom entfernten und ein nun positiv geladenes Teilchen, das Ion zurückblieb.

Ein wichtiger Schritt hin zum heutigen Verständnis gelang Rutherford im Jahr 1911.

Der Streuversuch

Die Entdeckung der Radioaktivität in den 90er Jahren des 19.Jahrhunderts lieferte den Naturwissenschaftlern viele Experimentiermöglichkeiten.
In der Medizin wurden radioaktive Strahlen eingesetzt, um Krebs zu heilen, was aufgrund von fehlenden Erfahrungen nur mangelhaft gelang.
Die Physiker untersuchten die Eigenschaften der radioaktiven Strahlen. Man fand heraus, dass es drei Arten von Strahlung gibt: alpha-Strahlen, von denen man wusste, dass sie Heliumionen waren; beta-Strahlen (schnelle Elektronen) und gamma-Strahlen, energiereiche und ungeladene Strahlung.
Rutherford beschoss eine extrem dünne Goldfolie (etwa 2000 Atomlagen dick) mit alpha-Teilchen.

Geht man von Daltons Modellvorstellung aus, so mussten die a-Teilchen in dieser Folie „hängenbleiben“, da sie aus 2000 Lagen „Billardkugeln“ besteht.
Aus dem (Rosinenkuchen-)Modell von Thomson konnte man keine genaue Erwartung über das Verhalten der alpha-Teilchen herleiten, da es keine Aussage über die mechanische Qualität und die Grösse der positiven Ladung macht.
Rutherford fand zu seinem Erstaunen experimentell heraus, dass fast alle alpha-Teilchen die Folie ungehindert passierten. Nur sehr wenige alpha-Teilchen wurden mehr oder weniger stark abgelenkt; er konnte sogar nachweisen, dass einige Teilchen reflektiert wurden

Folgerung: Das Modell von Rutherford

Das beobachtete Verhalten stimmt mit folgender Modellvorstellung überein:

• - Der Atomkern enthält fast die gesamte Masse des Atoms und ist positiv geladen.
    (Die Teilchen, welche die positiven Ladungen tragen, heissen Protonen.)
• - Der Atomkern ist im Verhältnis zum Gesamtatom sehr klein.

Die Skizze rechts zeigt, wie die Modellvorstellung von Rutherford die Ablenkung und die Reflexion von alpha-Teilchen erklärt.
 

Im Atomkern befinden sich ausser den Protonen auch noch die ungeladenen Neutronen. Die konnte Rutherford zwar noch nicht nachweisen, die Notwendigkeit für die Existenz dieser Teilchen ergibt sich aber unter anderem daraus, dass eine Ansammlung von Protonen auf engem Raum wegen der elektrostatischen Abstossung explosionsartig auseinanderfliegen würde.

Der Bau eines Atoms konnte also zu dieser Zeit wie folgt beschrieben werden:
 

Rutherford und seine Mitarbeiter schätzten das Verhältnis der Durchmesser von Atom zu Atomkern auf 100.000 : 1.

In der Zeit nach der Entwicklung des Rutherfordschen Modells bestimmte man die Massen der Elementarteilchen etwa wie folgt:
Proton (p) und Neutron (n) haben eine Masse von etwa 1,67 x 10^-24 g,
das Elektron (e) eine Masse von 0,9 x 10^-27 g (=0,000000000000000000000000009 g)

Da die Zahlen sehr unhandlich sind, definierte man die Atommasseneinheit u:
1 u =ca. 1,67 x 10^-24 g

Damit ist m(p)=1 u, m(n)=1 u, m(e)= ca.1/2000 u

Weiter bedeuten diese Zahlen, dass 1g Wasserstoff 6,033 x 10²³ Atome enthält (ebenso 12g Kohlenstoff oder 126,9g Iod).
Allgemein:
Die relative Atommasse eines Elements in Gramm enthält 6,022 x 10²³ Atome.

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