Daltons Atomtheorie

Atome als Zähleinheiten in der Chemie

Schon vor John Dalton stellte man sich Atome als kleinste Bestandteile der Materie vor. Die Idee blieb jedoch weitgehend philosophisch: plausibel, aber noch nicht präzise genug, um Versuchsergebnisse zu berechnen.

Dalton konnte Atome nicht direkt sehen. Deshalb untersuchte er die Massen von Stoffen vor und nach einer Reaktion. Aus diesen Messungen entwickelte er ein Modell, das feste Zusammensetzungen und einfache Massenverhältnisse erklärte.

Dalton veränderte das wissenschaftliche Verständnis von Atomen. Er behandelte sie als zählbare Einheiten, mit denen sich Masse und Zusammensetzung von Stoffen bei chemischen Reaktionen erklären lassen.

Dalton entwickelte im frühen 19. Jahrhundert aus der griechischen Atomidee eine wissenschaftliche Atomtheorie für die Chemie.

Daltons Modell für Stoffverhältnisse

Wähle einen Modus und beobachte, was jeweils erhalten bleibt: Atomzahl, Zusammensetzung der Verbindung oder Massenverhältnis.

Das Wasserbeispiel im Modus Feste Zusammensetzung verwendet auf ganze Zahlen gerundete relative Massen, $H \approx 1$ und $O \approx 16$. Mit diesen gerundeten Werten ist $2(1):16=1:8$ eine ganzzahlige Näherung. Bei Elementen mit mehreren Isotopen ist das Atomgewicht ein gewichteter Mittelwert aus Isotopenmassen und Isotopenhäufigkeiten und deshalb meist keine ganze Zahl. Natürliche Isotopenhäufigkeiten können sich zwischen Proben unterscheiden. Deshalb werden einige Standardatomgewichte als Wertebereiche angegeben.

Fünf Aussagen in Daltons Atomtheorie

Daltons Modell wird oft als Kugelmodell bezeichnet. Atome galten darin als winzige feste Kugeln: unteilbar, je nach Element verschieden und nur in bestimmten Anzahlen miteinander verbunden.

Dalton beschrieb Atome als diskrete Einheiten, die sich in ganzzahligen Verhältnissen verbinden. Wenn dieselben zwei Elemente mehrere Verbindungen bilden und die Masse eines Elements festgehalten wird, können die Massen des anderen Elements deshalb in einem einfachen ganzzahligen Verhältnis stehen.

Kohlenstoff und Sauerstoff im Gesetz der multiplen Proportionen

Kohlenmonoxid und Kohlendioxid enthalten beide Kohlenstoff und Sauerstoff, aber unterschiedlich viele Sauerstoffatome.

Hier bedeutet Teile Vergleichseinheiten. Das Verhältnis bleibt bei jeder einheitlich verwendeten Einheit gleich.

Bei gleichbleibender Kohlenstoffmasse bilden die Sauerstoffmassen in $\mathrm{CO}$ und $\mathrm{CO_2}$ dieses Verhältnis:

Das Verhältnis $1:2$ ist ein einfaches ganzzahliges Verhältnis. Dieses Muster unterstützt das Gesetz der multiplen Proportionen: Wenn zwei Elemente mehrere Verbindungen bilden, haben die Massen eines Elements, die sich mit einer festen Masse eines anderen Elements verbinden, ein einfaches ganzzahliges Verhältnis.

Grenzen von Daltons Atomtheorie

Daltons Modell erklärte die Massenverhältnisse in chemischen Reaktionen, aber nicht jede Beobachtung. Wenn Atome feste Kugeln ohne innere Bestandteile wären, warum leiten Metalle dann Strom? Und warum können elektrische und magnetische Felder Kathodenstrahlen ablenken?

J. J. Thomsons Kathodenstrahlversuche wiesen ein negativ geladenes Teilchen nach, das viel kleiner als ein Atom ist. Heute nennen wir es Elektron. Damit war klar: Atome sind nicht vollständig unteilbar, wie Dalton angenommen hatte.

Dalton nahm an, dass alle Atome desselben Elements die gleiche Masse haben. Diese Annahme konnte Isotope mit gleicher Protonenzahl und unterschiedlicher Neutronenzahl nicht erklären. Die Entdeckung subatomarer Teilchen erklärt, warum Atome desselben Elements verschiedene Massen haben können.

Daltons Modell erklärt die Massenerhaltung, die konstante Zusammensetzung und die multiplen Proportionen. Es erklärt weder elektrische Ladung noch Isotope oder den inneren Aufbau eines Atoms. Diese späteren Befunde erfordern ein Modell mit subatomaren Teilchen.