Date post: | 05-Apr-2015 |
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Atombau und Periodensystem
Aber das ist doch schon die vereinfachte Version für die Allgemeinheit !
Aufbau der Atome
Historische Entwicklung des Atombegriffs:
Demokrit 400 v.Chr.: atomos - das Unteilbare, Materie besteht aus solchen unteilbaren Einheiten
Aristoteles 350 v. Chr.:verwirft Atomtheorie, statt dessen:vier Elemente: Erde, Wasser,
Feuer, Luftvier Grundwerte: Kälte, Nässe,
Hitze, Trockenheit
Aufbau der Atome
Aufbau der Atome
Aufbau der Atome
John Dalton 1766-1844: stellte 1808 die Atomhypothese auf: 1.Die Materie besteht aus unteilbarenkleinen Kugeln = Atome2. Ein Element besteht aus gleich großen gleich schweren Atomen3. Chemische Reaktionen sind nur ein umordnen von Atomen
Aufbau der Atome
J.J.Berzelius 1779-1848:entwirft 1813 die heutige chemische Schreibweise
Ernest Rutherford 1871-1937: stellt 1911 sein Kern-Hülle Modell vor
Aufbau der Atome
Aufbau der Atome
Aufbau der Atome
Atomkern Hülle
Masse99,95% = 0,05% =1,672*10-27kg 9,1*10-31
kgLadung positiv negativTeilchen Protonen + Neutronen ElektronenGröße 10 -14m 10 -10m
Elementarteilchen
Name Symbol Masse (kg) Masse Ladung
Proton p+ 1,673.10-27 ~ 1 u +1,60.10-19 C
Neutron n0 1,675.10-27 ~ 1 u 0 C
Elektron e- 9,107.10-31 ~ 1/2000 u -1,60.10-19 C
1 u (Unit, atomic mass unit) = 1,66.10-27 kgC = Coulomb, jene Elektrizitätsmenge die von Strom von 1 A in 1s transportiert wird(C = A.s)
Elementbegriff
Ordnungszahl = Kernladungszahl = Protonenanzahl
Element OrdnungszahlMassenzahl = Protonenanzahl +
NeutronenanzahlNotation:
OrdnungszahlMassenzahl Elementsymbol
Nuklide - Isotope
Nuklid: Atomsorte mit eindeutiger OZ und MZ
Nuklide mit gleicher OZ gleiches Element
Nuklide mit gleicher OZ ISOTOPE
Nukleonenzahl
Häufigkeit
Rel. Atommasse(gewichtet nach dem natürlichen Nuklidgemisch)
Rel. Atommasse
Nuklid
Nuklidmasse
Häufigkeit
Atommasse
12,0000 98,89 %
13,0034 1,11 %
C126
C136
12.0,9889+
13,0034.0,0111=
12,011
Massenspektrometer
Massenspektrum
Elektronenhülle
Flammenfärbung
Aufspaltung von Licht
Kontinuierliches Spektrumbei weißem Licht
Linienspektren
Modelle der Elektronenhülle
Modelle der Elektronenhülle
Niels Bohr: 1885-1962
1913 formulierte Niels Bohr folgende Postulate:
• Elektronen umkreisen den Kern auf Bahnen = Schalen
• Jede Schale entspricht einen bestimmten (diskreten) Energienivau
• Anzahl der Elektronen pro Schale: 2n2
DAS SCHALENMODELL entwickelte sich weiter zum SPHÄRENMODELL
Modelle der Elektronenhülle
Das Sphärenmodell:
Elektronen mit niedriger Energie: häufig sehr nahe beim Kern
Elektronen mit höherer Energie: weiter weg vom Kern
Ordnung der Elektronen nach steigender Energie
(in so genannten Sphären).
Modelle der Elektronenhülle
Die Sphären werden nun von den jeweils vorhandenen Elektronen von innen nach außen besetzt.
Außenelektronen: Elektronen in der äußersten Sphäre
Valenzelektronen: Für die chemische Bindung verantwortlich, hauptsächlich die Außenelektronen
Modelle der Elektronenhülle
Grenzen des Atommodells von Bohr:
1) Kreisende Elektronen müssten an Energie verlieren 2) Heisenbergsche Unschärferelation 3) Welle – Teilchen – Dualismus
Modelle der Elektronenhülle
1927 Werner Heisenberg
Unschärferelation: der Ort x und der Impuls p eines Teilchens nicht gleichzeitig beliebig genau bestimmt werden können
Modelle der Elektronenhülle
Elementarteilchen können als Teilchen (Korpuskel) oder als Welle wirken
Welle – Teilchen - Dualismus
Schrödinger „berechnet“ Räume für Elektronen
Modelle der Elektronenhülle
Das Orbitalmodell – von E. Schrödinger
Pauli*- Prinzip: innerhalb eines Atoms gibt es keine zwei Elektronen mit gleicher Energie.
Exakte Unterscheidung der Energiestufen nötig vier Quantenzahlen, die zusammen ein Elektron eindeutig charakterisieren.
* Benannt nach dem österreichischen Physiker Wolfgang Pauli (1900-1958, Nobelpreis f. Physik 1945).
Modelle der ElektronenhülleOrbitale, das quantenmechanische Äquivalent zu den Schalen oder Sphären nach Bohr, werden durch die Quantenzahlen beschrieben:1, Hauptquantenzahl (n) :1,2,3,4,...
beschreibt die Größe des Orbitals, die Entfernung der Elektronen zum Kern und damit die Energie 2, Nebenquantenzahl (l): 0,1,2,3,... l=0 ... n-1
s,p,d,fbeschreibt die Form des Orbitals und damit auch die
Energie3, Magnetquantenzahl (m): -l ...0...l
beschreibt die räumliche Ausrichtung der Orbitale im Zusammenhang mit der Nebenquantenzahl
l=0 -- m=0 (s)l=1 -- m= -1,0,+1 (3 Möglichkeiten bei p)l=2 -- m= -2,-1,0,+1,+2 (5 Möglichkeiten bei d)
4, Spinquantenzahl +1/2 und -1/2beschreibt die Eigenrotation der Elektronen
Das Orbitalmodell – von E. Schrödinger
Atomorbitale AO: Aufenthaltsorte für jeweils maximal zwei Elektronen einer Sphäre.
Arten der Orbitale:
s p df
1.4 Modelle der Elektronenhülle
Bezeichnung des Atomorbitals erfolgt durch die Sphärenzahl (Hauptquantenzahl) und die Orbitalform (Nebenquantenzahl):
1s: kleinstes AO, kugelförmig2s: größer als 1s, kugelförmig2p: in der 2. Sphäre, hantelförmig, es gibt immer drei energiegleiche 2p-Atomorbitale3d: in der 3. Sphäre, „blumenartig“, es gibt immer fünf energiegleiche 3d-Atomorbitale
Energieabfolge der AOEn
er g i e
1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
4p
5s4d
1. Schale
2. Schale
3. Schale
5p6s
4f
4. Schale
Modelle der Elektronenhülle
Das Schachbrett
Aufbauprinzip der Hülle
Energieminimumsprinzip:Elektronen befinden sich immer in AO niedrigster Energie
PAULI-Prinzip:Max. 2 Elektronen pro AO. Die beiden Elektronen haben entgegengesetzten Spin.
Hundsche Regel:Energiegleiche Orbitale werden von den Elektronen zunächst einfach besetzt. Alle energiegleichen Orbitale einfach besetzt Doppelbesetzung
Modelle der Elektronenhülle