Chemie/Chemieunterricht. Diverse Materialien zum Fachbereich Chemie
 
 Das Bohr´sche Atommodell
  (Lehrplan Kl. 9
Kohl Unterrichts-materialien

Das Bohr´sche Atommodell

In der Schule sind verschiedene Darstellungsweisen für das Bohr´sche Atommodell verbreitet.
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)


Diskurs:
Die Darstellung ist nur eine Momentbetrachtung, denn in Wirklichkeit kreisen die Elektronen mit unglaublicher Geschwindigkeit auf bestimmten Bahnen um den winzig kleinen Atomkern herum, der hier deutlich vergrößert dargestellt wird.Große Erkenntnisse über den Aufbau des Atoms wurden erst durch die Erfindung des Elektronenmikroskops möglich.

Diejenigen Lehrer, welche den Schülern die Darstellungsweise (1) vermitteln, sehen die Elektronenschale als Aufenthaltsbereich zwischen den schwarzen Umrandungen.
Vertreter der Darstellungweise (2) fassen die Elektronenschale als schmalen hier schwarz eingezeichneten Kreis auf, auf welchem sich Elektronen befinden.

Die Darstellungsweisen (1) und (2) bergen allerdings die Gefahr, dass Schüler Elektronen lediglich als Punkte wahrnehmen und folglich auch immer nur von Punkten, nicht aber von Elektronen reden.
Die Darstellungen (3) und (4) wollen diesem Phänomen, dass Elektronen lediglich als Punkte angesehen werden, entgegen wirken.
Das Modell (5) vernachlässigt zur Vereinfachung völlig die Protonen und Neutronen, die sich im Kern befinden.

Über die beste Darstellungweise sind die Meinungen sehr verschieden. Tatsache aber ist, dass die ersten beiden Darstellungweisen am meisten verbreitet sind. Insofern möchte ich auch bei den folgenden Ausführungen auf die 1. Darstellungweise zurückgreifen.


Darstellung der Elemente der 1. und 2. Periode
gemäß dem Bohr´schen Atomodell sowie mit der
verkürzten Lewis-Schreibweise






     Merke:

  • Die Elektronen eines Atoms werden von innen nach außen auf die Elektronenschalen verteilt.
  • Nachdem die erste Schale(k-Schale) mit 2 Elektronen voll besetzt ist, wird die 2. Schale gleichmäßig gefüllt. Dabei sollte bei der Darstellung darauf geachtet werden, dass die Elektronen in obiger Weise systematisch angeordnet werden und nicht willkürlich.
  • Die 2. Elektronenschale(l-Schale) kann maximal 8 Elektronen aufnehmen.
  • Ab dem 5. Elektron (bei Stickstoff) bilden sich Elektronenpaare.
  • Da nur die äußerste Schale(Valenzschale) für chemische Reaktionen von Bedeutung ist - denn nur dort finden Veränderungen statt- hat man die verkürzte Lewis-Schreibweise eingeführt.
  • Jedes Atom kann so viele Bindungen eingehen, wie es einsame, d.h. ungepaarte Elektronen hat.

    Lithium hat ein einzelnes Elektron, kann also folglich eine Einfachbindung
    mit einem anderen Reaktionspartner eingehen.

    Beryllium hat zwei einzelne Elektronen, kann also folglich zwei Einfachbindungen mit einem anderen Reaktionspartner eingehen.
    usw.


    Schon gewußt?
    Aus diesem Grund verknüpft sich auch 1 Fluoratom mit einem Wasserstoffatom zu 1 Molekül HF. 

    ...   reagiert auch ein Sauerstoffatom mit zwei Wasserstoffatomen
          zu einem Molekül Wasser(H20)

     ...   sind die Edelgase wie z.B. Helium & Neon reaktionsträge und gehen         nahezu gar keine Verbindungen ein.



    Die maximale Aufnahmekapazität einer Elektronenschale lässt sich mit folgender Formel errechnen: 2n2, wobei n für die Schale steht.

       Anwendungsbeispiele:  1. Schale, [k-Schale]  (n = 1) 2 * 12 = 2
                                          2. Schale, [l-Schale]   (n = 2) 2 * 22 = 2 * 4 = 8
                                          3. Schale, [m-Schale]  (n = 3) 2 * 32 = 2 * 9 = 18
                                          4. Schale, [n-Schale]   (n = 4) 2* 42 = 32
                                          5. Schale, [o-Schale]   (n = 5) 2* 52 = 50

       
Doch Vorsicht!

Diese Angaben bedeuten lediglich, dass die Elektronenschalen maximal soviel Elektronen aufnehmen können, nicht aber, dass sie es auch in jedem Fall tun.

Es gelten stets die im Menupunkt ´Periodensystem der Elemente´
angesprochenen Grundregeln,
denn mit jeder neuen Periode, wird auch
eine neue Elektronenschale besetzt.

         Ein paar Beispiele zur Erläuterung:
      

     

    

  • Atome haben stets das Bestreben, eine vollbesetzte äußere Elektronenschale zu haben (Oktettregel, Duettregel)
    In der 2. Periode hat diesen Zustand nur Neon erreicht. Deshalb bezeichnet man Elemente der 8. Hauptgruppe auch als Edelgase. Sie sind sehr reaktionsträge und haben kaum ein Bestreben, Reaktionen einzugehen.

    Folglich gehen Atome der 1. Periode Verbindungen ein, die ein Elektronenduett ermöglichen, während Atome der 2. Periode ein Elektronenoktett (8 Elektronen auf der äußersten Schale) anstreben.
  • Aus diesem Grund kommen zahlreiche Gase im Periodensystem wie z. Wasserstoff H2, Sauerstoff O2, Stickstoff O2, Fluor F2, Chlor Cl2, Brom Br2 und Iod I2 nur biatomar, d.h. zweiatomig vor.




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Auch Atome sind nicht gerne allein. Eine unsichtbare Kraft bindet die Atome aneinander. Aber wie kommt diese Kraft zustande? Und wie entstehen Bindungen zwischen den Atomen? Gibt es wie bei uns Menschen auch verschiedene “Bindungstypen” und wenn ja wie unterscheiden sie sich? Nach einem Lernzirkel, indem Ihre Schüler die verschiedenen Bindungsarten kennen lernen, motiviert ein spannendes Quiz am Ende der Einheit dazu, das Gelernte zu wiederholen.

Klasse: 9/10

Dauer: 4 Stunden (Minimalplan: 3 Stunden)

Kompetenzen: Die Schüler …
  • verstehen die Oktettregel und wenden diese an einem Beispiel an.
  • arbeiten die verschiedenen chemischen Bindungen selbstständig heraus
  • arbeiten selbstständig in einem Lernzirkel und fassen Inhalte unter Benutzung der Fachsprache zusammen.
  • leiten die typischen Eigenschaften der verschiedenen Bindungsarten ab.
Übungsmaterial:
  • Chemische Bindungen – für einen besseren Zusammenhalt
  • Ein Geben und Nehmen – oder Teilen?
  • Wer teilt hat mehr – die Atombindung
  • Ab in die Ladungswolke – die Metallbindung
  • Fest gebunden im Kristallgitter – die Ionenbindung
  • Wer bin ich? Quiz
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