atombau und periodensystem. aber das ist doch schon die vereinfachte version für die allgemeinheit...

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

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

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


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


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).


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


Grenzen des Atommodells von Bohr:

1) Kreisende Elektronen müssten an Energie verlieren 2) Heisenbergsche Unschärferelation 3) Welle – Teilchen – Dualismus


1927 Werner Heisenberg

Unschärferelation: der Ort x und der Impuls p eines Teilchens nicht gleichzeitig beliebig genau bestimmt werden können


Elementarteilchen können als Teilchen (Korpuskel) oder als Welle wirken

Welle – Teilchen - Dualismus

Schrödinger „berechnet“ Räume für Elektronen


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


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

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