Grundlagen der Chemie

Grundlagen der Chemie
Prof. Dr. Sabine Prys
• Allgemeine Chemie
• Organische Chemie
– Atommodell,
Elektronenkonfigurationen,
Periodensystem
– Bindungslehre
– Grundbegriffe
– Nomenklatur
• Thermodynamik
– Energieerhaltung
– Gasgesetze
– Arbeit , Energie, Enthalpie,
Entropie
• Anorganische Chemie
– Redoxreaktionen,
Säuren und Basen
– Nomenklatur
Klausurtermin: Fr 02.02.2016 um 9:30 in der Aula
Naturwissenschaftliche Grundlagen SSB
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Lernmechanismus
Gedächtnismodell nach Atkinson & Shiffrin
Kurzzeitgedächtnis
akkustische Speicherung
Umweltinformation
Selektive
Aufmerksamkeit
1
2
3
4
5
6
7
Langzeitgedächtnis
semantische Speicherung
Vertiefendes
Wiederholen
Vergessen durch
Ersetzen
Vergessen durch
Störung
1
Skripte & Literatur
http://webuser.hs-furtwangen.de/~neutron/lehrveranstaltungen.html
Empfohlene Literatur
Übungsfragen
Atomphysik - Periodensystem
Prof. Dr. Sabine Prys
Naturwissenschaftliche Grundlagen
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2
Inhalte
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Grundbegriffe und Einheiten
Materiebegriff
Atommodell
Periodensystem
Standardmodell
Antimaterie
1 Basiswissen
Masse
Molzahl
Zeit
Länge
Druck
Dichte
Wirkungsgrad
m
n
t
l oder r
p


Atommasse
Teilchenzahl
Temperatur
Fläche
Volumen
Energie
Wärme
Arbeit
Entropie
Enthalpie
M
N
T
Fl
V
E
Q
W
S
H
3
1.1 Physikalische Einheiten
Länge
Fläche
Volumen
Kraft
Druck
Energie
Temperatur
Zeit
Stoffmengen
l
Fl
V
F
p
E
T
t
n
[m]
[m2]
[m3]
[N]
[Pa = N/m2 = kg/(m.s2)]
[J = Nm = kg.m2/s2]
[K]
[y(a),m,d,min,s]
[mol]
1.1.1 Das SI-System
SI = Système International d' Unités
IS = International System of Units
Basic Unit
Länge
Masse
Stromstärke
Zeit
Temperatur
Lichtstärke
Stoffmenge
Ebener Winkel
Raumwinkel
International Unit
Meter
Kilogramm
Ampere
Sekunde
Kelvin
Candela
Mol
Radiant
Steradiant
Abbreviation
m
kg
A
s
K
cd
mol
rad
sr
Reference: http://www.chemie.fu-berlin.de/chemistry/general/si.html
4
1.1.2 Naturkonstanten
Constant
Avogadro number
atomic unit
atomic unit
Planck
Planck
Abreviation
NA
u
u
h
h
Boltzman constant
speed of light
kB
c
Value
6,02214086E+23
1,66053904E‐27
9,31494095E+02
6,62607004E‐34
4,13566766E‐15
Unit
mol‐1
kg
MeV
Js
eVs
‐1
1,38064852E‐23 JK
2,99792458E+08 m/s
Reference: http://physics.nist.gov
1.1.3 Avogadrokonstante & Mol
Reference: http://physics.nist.gov
Avogadrozahl:
Anzahl von Atomen oder Molekülen in der Stoffmenge von einem Mol
CODATA-Empfehlung (2002)
NA
= 6,022 141 5(10) 1023 mol − 1
1 Mol = NA Teilchen
1 Mol = Molekulargewicht, angegeben in Gramm
1 Mol He = 4,003 g
1 Mol N2 = 14,007 x 2
= 28,014 g
1 Mol NaCl = 22,990 + 35,453 = 58,443 g
Molekülvolumen abgeschätzt von Loschmidt  Zahl der Moleküle pro Volumeneinheit berechnet
5
1.1.3.1 Umrechnungen mithilfe der
Avogadrokonstante NA
•
Universelle Gaskonstante (R)
Boltzmannkonstante (kB)
R  N A  kB
•
Faraday Konstante (F)
Elementarladung (e)
F  NA e
•
Molmasse (M)
Teilchenmasse (mM)
Teilchenmenge (m)
Molzahl (n)
M  N A  mM 
•
m
n
N  N A VM 0
L
Loschmidt Konstante
Molvolumen bei Normalbedingungen (VM0)
1.1.4 Atomare Masseneinheit u
unified atomic mass
12 g C  6,0221415(10) 1023 C-Atome
1 C  Atom 
1u 
12
g   12 u
6,022 10 23
1
g   1,660538921(73) 1027 kg
6,022 10 23
Wieviel u wiegt 1 Molekül Aspirin ?
http://physics.nist.gov/cuu/Constants/index.html
6
1.1.4.1 Übung
?
Wieviel u wiegt 1 Molekül Aspirin
Aspirin = Acetylsalicylsäure
C 9 H 8 O4
M = 180,16 g/mol
m = 180,16 u
1.1.5 Druck
p
F
Fl
Druck = Kraft / Fläche
Pascal: Pa = N/m2 = kg/m s2
1bar = 100 000 Pa ~ atmosphärischer Luftdruck
Normaldruck
Standarddruck
p = 1 atm = 101,325 kPa = 1013,25 mbar
p = 1 atm = 101,325 kPa = 1013,25 mbar
References: http://www.ebgymhollabrunn.ac.at/ipin/ph-druck.htm
http://cicum92.cup.uni-muenchen.de/puchinger/glossar/glossarB2.html
7
1.1.6 Abgeleitete Größen
Geschwindigkeit v
v
l
t
Strahlungsdosis D
l
t
= Weg
= Zeit
D
E
m
E = Energie
m = Masse
[m]
[s]
[J]
[kg]

J 
Sv


kg 

m
 s 
Reference: http://www.chemie.fu-berlin.de/chemistry/general/si.html
1.1.7 Geometriebetrachtungen
Wie berechnet man
– Kreisumfang
Ukreis
– Kreisfläche
Fkreis
– Kugeloberfläche Fkugel
– Kugelvolumen
Vkugel
U kreis  2    r
?
Fkreis    r 2
Fkugel  4    r 2
Vkugel 
4
  r 3
3
  r2 h
– Zylindervolumen Vzylinder
Vzylinder
– Quadervolumen Vquader
Vquader  a  b  c
8
1.1.8 Sinusschwingung
Sinus und Kosinus sind elementare
mathematische Funktionen
– die eine Schwingung beschreiben
können: y=sin(x)
y =cos(x)
– die die Seitenlängenverhältnisse
im Dreieck beschreiben können
Gegenkathete
Hypothenuse
Ankathete
cos( x) 
Hypothenuse
sin( x) 
Graphics: http://de.wikipedia.org
1.1.9 Der Raumwinkel
Sx
Ω = Raumwinkel
S = auf eine Kugel projizierte Fläche
r = Radius der Kugel

S
r2
Anwendungen: Lichtkegel in der Beleuchtungstechnik, Strahlungskegel, etc..
Graphics: http://de.wikipedia.org
9
1.1.9.1 Die Einheit des
Raumwinkels
Raumwinkel: Verhältnis zweier Flächen  SI  1 m²/m²;
SI-Name:
Steradiant
Einheit-Zeichen
sr
1 sr = 1 m²/m² = 1
das Einheit-Zeichen sr kann auch weggelassen werden (nicht
jedoch bei Anwendungsfeldern, bei denen intensiv mit
Raumwinkeln gerechnet wird, z.B. in der Lichttechnik).
Die SI-Einheiten für Lichtstärke und Lichtstrom unterscheiden sich
nur durch Steradiant.
Übungsaufgabe
?
Wie groß ist der Raumwinkel der vollen
Kugeloberfläche ?
 = S / r2 = 4.r2/r2 = 4. Sr = 12,57 sr
10
1.1.10 Polarkoordinaten der
Ebene
Kartesische Koordinaten: Angabe von x und y
Polarkoordinaten (Kreiskoordinaten):
Angabe von Koordinatenursprung r und Strahlrichtung  (Polarwinkel)
Graphics: http://de.wikipedia.org
1.1.10.1
Polarkoordinatenumrechnung
Polarkoordinate  karthesische Koordinaten:
x = r cos (  )
y = r sin ( )
Kartesische Koordinaten  Polarkoordinaten:
r  x2  y2
x
für y  0
r
x
   arccos  für y  0
r
  arccos 
11
1.1.11 Polarkoordinaten des
Raumes
Polarkoordinaten (Kugelkoordinaten):
Angabe von Koordinatenursprung r und Strahlrichtungen 
Graphics: http://de.wikipedia.org
1.2 Vorsilben
Vorsilbe
Femto‐
Pico‐
Nano‐
Mikro‐
Milli‐
Kilo
Mega
Giga
Tera
Peta
Abkürzung
f
p
n
µ
m
k
M
G
T
T
Zehnerpotenz
10 E‐15
10 E‐12
10 E‐09
10 E‐06
10 E‐03
10 E+03
10 E+06
10 E+09
10 E+12
10 E+15
Dezimalzahl
0.000 000 000 000 001
0.000 000 000 001
0.000 000 001
0.000 001
0.001
1000
1000000
1000000000
1000000000000
1000000000000000
Reference: http://physics.nist.gov
12
1.3 Griechische Buchstaben
























=
=
=
=
=
=
=
=
=
=
=
=












Alpha
Beta
Gamma
Delta
Epsilon
Zeta
Eta
Theta
Jota
Kappa
Lambda
My












=
=
=
=
=
=
=
=
=
=
=
=
Ny
Xi
Omikron
Pi
Rho
Sigma
Tau
Ypsilon
Phi
Chi
Psi
Omega
1.4 Differenzen und Summen
•
Differenz
Differenzenquotient
Steigung einer Geraden
•
•
Differential
•
Differentialquotient
Steigung einer Kurventangenten
Unendliche kleine Größe
dy
dE  lim E
y' 
E  0
dx
•
Summe
Addition kleiner Größen
•
Endzustand – Ausgangszustand
y y2  y1
S

E  E2  E1
x x2  x1
n
  x1  x2  x3  ...xn   xi
i 1
•
Integral
•
Addition unendlich kleiner Größen
n
n
 dx  lim  x
i 1
x  0
i 1
i
13
1.5 Geraden und Ebenen
Graphics: http://de.wikipedia.org
Gerade: wird durch mindestens 2 Punkte P,Q, beschrieben:
Y = ax + b
a = Steigung
b = Schnittpunkt mit Y-Achse
Ebene: wird durch mindestens 3 Punkte beschrieben
Z = ax + by + c
2 Was ist Materie ?
Was ist Materie ?
Was ist ein Stoff ?
Materieaggregationen
14
2.1 Masse-Energie
Das Weltall besteht aus Materie und strahlender Energie.
Materie ist jegliche Art von Masse -Energie,
die sich langsamer als Licht fortbewegt,
strahlende Energie dagegen, ist jegliche Art von Masse-Energie,
die sich mit Lichtgeschwindigkeit bewegt
Linus Pauling
E = m.c2
2.4 Atome, Elemente, Verbindungen
Atome
Unter Atomen versteht man die kleinsten Bestandteile der der
chemischen Elemente, die dessen Eigenschaften aufweisen
Chemisches Element
Unter einem chemischen Element versteht man einen Stoff,
der sich chemisch nicht mehr weiter in andere Stoffe zerlegen
lässt.
Chemische Verbindung
Unter einer chemischen Verbindung versteht man einen Stoff,
der aus Atomen mehrerer verschiedener Elemente besteht
und einheitliche physikalisch-chemische Eigenschaften wie
z.B. Schmelz- und Siedepunkt aufweist.
15
3.3 Das RUTHERFORDsche
Atommodell
Atomkernmodell: winziger Kern = Massepunkt
Planetenmodell: Elektronen bewegen sich auf Kreisbahnen um den Kern
Kreisbahn entsteht durch Gleichgewicht von Coulomb- und Zentrifugalkraft
Negative Ladung
Positive Ladung
Widerspruch zu den Gesetzen der Elektrodynamik !
 instabile Elektronenbahnen
3.3.1 Das RUTHERFORD-Experiment

Goldfolie
Film
Streuung von Alphateilchen an Goldfolie erklärbar
Berechnung einfacher Atomspektren möglich
16
3.4 Das BOHRsche Atommodell
 = 10-7 - 10-10 m
Kern:
Protonen
Neutronen
(+)
(n)
Elektronenhülle:
Elektronen
(-)
Postuliert stabile Elektronenkreisbahnen !
3.4.1 Stabile Elektronenbahnen
1. BOHRsche Quantenbedingung:
stabile Bahnen wenn das Produkt aus Kreisumfang und Elektronenimpuls ein
Vielfaches des PLANCKschen Wirkungsquantums h ist
(2    rn )  (me  vn )  l  h
l = 0,1,2,3…, r = Bahnradius, me = Elektronenmasse, ve = Geschwindigkeit
2. BOHRsche Frequenzbedingung:
Durch Energiezufuhr ist ein Übergang zwischen den Bahnen möglich, wenn
absorbierte Energie genau der Energiedifferenz E zwischen den Bahnen
entspricht:
E  h   E2  E1
E1 = Energie Schale 1, E2 = Energie Schale 2,  = Frequenz
17
3.4.1.1 PLANCKsches
Wirkungsquantum
• Definition der Energie E:
E  h
c

h  6,626 068 76 10 34 Js
c = Lichtgeschwindigkeit,  = Wellenlänge
• h hat die Dimension einer Wirkung !
3.4.2 Elektronen Schalen
2n2 Elektronen pro Schale
E
n = 4 N-Schale
n = 3 M-Schale
n = 2 L-Schale
n = 1 K-Schale
1 Z  e 2 me  Z 2  e 4
En   

2 rn
2  n2  2
En
n
Z
e
rn
me
=
=
=
=
=
=
 =
Schalenenergie
Schalennummer
Ordnungszahl
Elementarladung
Orbitalradius
Elektronenmasse
h / 2
18
3.4.2.1 Angeregte Zustände
Grundzustand = energetisch niedrigste Elektronenkonfiguration
Angeregte Zustände = Elektronenkonfigurationen wo nach Energiezufuhr
höhere Energieniveaus besetzt werden
(z.B. durch Photonenabsorption oder durch unelastische Stösse)
Der Zerfall in der Grundzustand erfolgt entweder induziert oder spontan und
wird entweder begleitet von Strahlungsemission (Photonenaussendung)
oder strahlungslos durch Aussenden weniger fest gebundener Elektronen
(Auger-Elektronen)
Beispiel: die Flammenfärbung von Alkali- und Erdalkalimetallen durch
Stoßanregung zwischen Atomen und Molekülen in der heißen Flamme
3.4.3 Die Wasserstoffspektrallinien
Spektrum des Wasserstoffatoms
P
O
N
M
L
PFUND
BRACKETT
PASCHEN
BALMER
K
LYMAN
Spektralserien
19
3.4.4 Das Wasserstoffspektrum
Graphik: http://www.physics.utoledo.edu/
3.4.4.1 Flammenfärbung
• Anregung von Elektronen auf ein höheres Energieniveau
• Flamme eines (Bunsen)Brenners bei > 1000°C
• Instabiler angeregter Elektronenzustand  Zurückfallen in das
Ausgangsniveau  Aussenden einer elementspezifischen Energie
mit Wellenlänge im sichtbaren Bereich
Graphik: http://de.seilnacht.com
20
3.4.4.2 Elementanalyse
Flammenfärbung verschiedener Metalle:
Kupferacetat
Eisen
Kaliumiodid
Strontiumnitrat
Magnesium
Natriumchlorid
Graphik: http://www.experimentalchemie.de/
3.4.5 Das Bohr/Sommerfeldsche
Atommodell
Erweiterung des Atommodells
durch Sommerfeld:
Die Bahnen müssen nicht kreisförmig sein !
Haselnuss
100 m
1 cm
21
3.5 Wellenmechanisches
Atommodell
Elektronen = stehende Welle
Wellenfunktion eines Elektrons
 (r,E)
Aufenthaltsbereich eines Elektrons
2(r,E)
SCHRÖDINGER-Gleichung
H = E
Energiezustände eines Elektrons
E
Kernabstand
r
3.5.1 Stehende Welle
U  n

2
n  1,2,3,4,...
U
n

= Kreisumfang
= Schwingungsordnung
= Wellenlänge
Graphics: http://uni-ka.lanable.de/html/exphys1/exse18.htm
22
3.5.2 Natur von Wellen & Teilchen
Wellennatur
Teilchennatur
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Wellenlänge, Amplitude
Wellenfunktion Orbitale 2
Stehende Wellen / Wellenoptik
Interferenzen
Ausbreitungsgeschwindigkeit
Energie: E = h.
Unschärfe
Ort, Masse, Impuls
Bewegungsgleichungen
Geometrische Optik (Newton)
Ionisationsvermögen
Geschwindigkeit
Energie: E = ½ m.v2
Keine Unschärfe
3.5.2.1 Wiederholung: Energie
• Schwingungsenergie
h = Plancksches Wirkungsquantum
 = Schwingungsfrequenz
c = Lichtgeschwindigkeit
 = Wellenlänge
• Bewegungsenergie
m = Masse
v = Geschwindigkeit
• Wärmeenergie
kB = Boltzmannkonstante
T = absolute Temperatur
E  h   h 
E
1 2
mv
2
E
3
k BT
2
c

Welche anderen Energiebegriffe gibt es noch ?
23
3.5.3 Messgrößen
Klassische Mechanik:
(makroskopische Teilchen)
Ort & Impuls sind prinzipiell exakt messbar
Quantenmechanik:
(mikroskopische Teilchen)
Verteilung von Orts & Impulsaussagen hängen beide von der
Wellenfunktion ab  Standardabweichungen der Messungen
sind voneinander abhängig
3.5.4 Die Unschärferelation
Quantenmechanische Aussagen sind Wahrscheinlichkeitsaussagen !
• Bei quantenmechanischen Teilchen ist es unmöglich Ort x und
Impuls p gleichzeitig beliebig genau zu messen
x  p 

2
• Bei quantenmechanischen Teilchen ist es unmöglich den
Zeitpunkt t eines Vorganges und die dabei übertragene Energie
E gleichzeitig beliebig genau zu messen
t  E 

2
 Je genauer eine dieser Größen bestimmt wird, desto ungenauer
erscheint die andere !
24
3.5.5 DE BROGLIE-Wellenlänge
• DE BROGLIE: auch massereiche Teilchen haben Wellencharakter
– 1923 "Dualität von Welle und Korpuskel"
– 1927 Bestätigung durch Doppelspaltexperiment von Clinton
Davisson und Lester Germer
• Hat das Teilchen einen Impuls p, so ist seine Wellenlänge λ :

h
p
p
h 
c

c

c = Lichtgeschwindigkeit (299 792 458 ms-1)
h = PLANCKsches Wirkungsquantum (6,626 068 96 . 10-34 Js)
 = Frequenz der Lichtwelle
Datenquelle: NIST (Mohr) 2010
3.5.6 Das Doppelspaltexperiment
Intensitätsverteilung:
viele Elektronen passieren den
Spalt passiert haben und
Mittelung über die dadurch
entstehenden Lichtblitze
 statistische
Betrachtungsweise
http://www.mathematik.tu-darmstadt.de/~ziegler/qm.html#wofuer
Graphics: http://www.iap.uni-bonn.de/P2K/schroedinger/two-slit2.html
25
3.5.6.1 Schrödingers Katze(n)
Lebt Schrödingers Katze noch? Keine Ahnung, schau halt nach!
In einer statistischen Gesamtheit von Schrödingerkatzen leben nach
der Zeit t noch 100*exp(-t*ln(2)/T) Prozent, wobei T=Halbwertszeit
des Radioisotops
3.5.6.2 SCHRÖDINGERs Katze
Graphics: http://de.wikipedia.org
26
3.5.7 Wellenmechanikprinzipien
Quantenmechanik = statistische Theorie
• Welle – Teilchen Dualismus

h
p
• Wellenmechanik: Teilchen  Wellenfunktion 
1.
2.


komplexwertig
keine Messgröße
2 (Betragsquadrat) Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Teilchens
(r,t)  SCHRÖDINGER-Gleichung
Wahrscheinlichkeitsaussagen !
3.5.7.1 Interferenzen
Graphik: http://de.wikipedia.org/
27
3.5.7.2 Makroskopische Gegenstände
Wellencharakter der Teilchen zeigt sich nicht bei makroskopischen
Gegenständen (Körpern), was zwei prinzipielle Ursachen hat:
– bei langsamer Bewegung haben Körper aufgrund großer Masse
eine Wellenlänge, die erheblich kleiner ist als ihre Abmessungen
 separate Beschreibung der Bestandteile.
– In makroskopischen Gegenständen laufen permanent
thermodynamisch irreversible Prozesse ab 
Photonenaustausch, Wärmestrahlung  Dekohärenz des
Systems  nicht interferenzfähige Zustände  klassisches
Teilchen
http://de.wikipedia.org
3.5.8 Die Wellenfunktion von
Elektronen
Allgemeine Wellenfunktion für monochromatische Welle in r-Richtung
 (r , t )  c  ei (t  kr )
Realer Anteil der Wellenfunktion
 (r , t )  c  cos(  t  k  r )
Zustandsfunktion
28
3.5.8.1 Zustandsfunktionen
Quantenmechanische Zustände
 rt
 rt
C CrCt
Linearkombination der Zustände (Überlagerung)
a rb rc Cr
Aufenthaltswahrscheinlichkeit
A2.sin2t 
68
67
66
65
64
63
62
61
60
59
58
57
56
55
54
53
52
51
50
49
48
47
4645
44
7
89
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
3.5.8.2 Wellenmechanik in der Chemie
• Zustandsüberlagerung (Interferenz) mit gegenseitiger
Beeinflussung  Linearkombinationen von Wellenfunktionen
 chemische Bindungen
• Zustandsüberlagerung (Superposition) ohne gegenseitige
Beeinflussung  Linearkombinationen von Wellenfunktionen
 Molekülgeometrie
Beispiel: Welche Form hat das Wassermolekül ?
29
3.5.9 SCHRÖDINGER Gleichung
•
•
Grundgleichung der nichtrelativistischen Quantenmechanik
zeitliche Entwicklung des Zustands eines Quantensystems
i
(r,t)
m
V(r,t)

•
2

 (r , t )  
  2  (r , t )  V (r , t )   (r , t )
t
2m
= Wellenfunktion z.B. des Elektrons
= Masse z.B. des Elektrons
= Potentielle Energie z.B. des Elektrons
= Nabla-Operator
Lösung der zeitunabhängigen SCHRÖDINGERgleichung:
Berechnung der Energiezustände E
3.5.10 Elektronen als stehende
Wellen
Stehende Wellen
• sind Wellen, bei denen die räumliche Lage der Schwingungsbzw. Wellenbäuche und –knoten sich zeitlich nicht ändert;
• sind Wellen, die keine Energie transportieren
Für die Strecke U , auf der die Schwingung stattfindet, muss gelten,
dass sie ein Vielfaches n der Wellenlänge  ist.
U  n

2
n  1,2,3,4,...
U
n

d
= Streckenlänge
= Schwingungsordnung
= Wellenlänge
U
Graphik: http://unika.lanable.de/html/exphys1/
exse18.htm
30
3.5.10.1 Stehende Wellen (a)
d
U  n

U
d
n = 1 Grundschwingung
2
n  1,2,3,4,...
n = 2 1. Oberschwingung
d
d
n = 3 2. Oberschwingung
n = 4 3. Oberschwingung
3.5.10.2 Stehende Wellen (b)
d
d
n = 1 Grundschwingung
d
n = 2 1. Oberschwingung
d
n = 3 2. Oberschwingung
n = 4 3. Oberschwingung
Balkendiagrammdarstellung
31
3.5.10.3 Stehende Wellen (c)
325,00
40,00
320,00
45,00
315,00
50,00
310,00
55,00
305,00
60,00
300,00
65,00
295,00
70,00
290,00
75,00
285,00
80,00
280,00
85,00
275,00
90,00
270,00
95,00
265,00
100,00
260,00
105,00
255,00
110,00
250,00
115,00
245,00
120,00
240,00
125,00
235,00
130,00
230,00
135,00
225,00
140,00
220,00
145,00
215,00
150,00
210,00
155,00
205,00
160,00
200,00
165,00
195,00
170,00
190,00
185,00 180,00
175,00
n = 1 Grundschwingung
,
,
335,00
30,00
330,00
35,00
325,00
40,00
320,00
45,00
315,00
50,00
310,00
55,00
305,00
60,00
300,00
65,00
295,00
70,00
290,00
75,00
285,00
80,00
280,00
85,00
275,00
90,00
270,00
95,00
265,00
100,00
260,00
105,00
255,00
110,00
250,00
115,00
245,00
120,00
240,00
125,00
235,00
130,00
230,00
135,00
225,00
140,00
220,00
145,00
215,00
150,00
210,00
155,00
205,00
160,00
200,00
165,00
195,00
170,00
190,00
185,00 180,00
175,00
n = 3 2. Oberschwingung
360,00 5,00
355,00
10,00
350,00
15,00
345,00
20,00
340,00
25,00
335,00
30,00
330,00
35,00
325,00
40,00
320,00
45,00
315,00
50,00
310,00
55,00
305,00
60,00
300,00
65,00
295,00
70,00
290,00
75,00
285,00
80,00
280,00
85,00
275,00
90,00
270,00
95,00
265,00
100,00
260,00
105,00
255,00
110,00
250,00
115,00
245,00
120,00
240,00
125,00
235,00
130,00
230,00
135,00
225,00
140,00
220,00
145,00
215,00
150,00
210,00
155,00
205,00
160,00
200,00
165,00
195,00
170,00
190,00
185,00 180,00
175,00
n = 2 1. Oberschwingung
360,00 5,00
355,00
10,00
350,00
15,00
345,00
20,00
340,00
25,00
335,00
30,00
330,00
35,00
325,00
40,00
320,00
45,00
315,00
50,00
310,00
55,00
305,00
60,00
300,00
65,00
295,00
70,00
290,00
75,00
285,00
80,00
280,00
85,00
275,00
90,00
270,00
95,00
265,00
100,00
260,00
105,00
255,00
110,00
250,00
115,00
245,00
120,00
240,00
125,00
235,00
130,00
230,00
135,00
225,00
140,00
220,00
145,00
215,00
150,00
210,00
155,00
205,00
160,00
200,00
165,00
195,00
170,00
190,00
185,00 180,00
175,00
n = 4 3. Oberschwingung
Polarkoordinatendarstellung
3.5.10.4 Orbitale: sin2x
d
d
0,00
360,00 5,00
355,00
10,00
350,00
15,00
345,00
20,00
340,00
25,00
335,00
30,00
330,00
35,00
325,00
40,00
320,00
45,00
315,00
50,00
310,00
55,00
305,00
60,00
300,00
65,00
295,00
70,00
290,00
75,00
285,00
80,00
280,00
85,00
275,00
90,00
270,00
95,00
265,00
100,00
260,00
105,00
255,00
110,00
250,00
115,00
245,00
120,00
240,00
125,00
235,00
130,00
230,00
135,00
225,00
140,00
220,00
145,00
215,00
150,00
210,00
155,00
205,00
160,00
200,00
165,00
195,00
170,00
190,00
175,00
185,00 180,00
n=1
1
73 2345
72
71
70
69
67
68
67
89
66
65
10
64
11
63
12
62
13
61
14
60
15
59
16
58
17
57
18
56
19
55
20
54
21
53
22
52
23
51
24
50
25
49
26
48
27
47
28
46
29
45
30
44
31
43
32
42
33
41
34
40
35
39
36
38 37
n=2
32
3.5.11 Quantenmechanik
Quantenmechanik = statistische Theorie
Klassische Mechanik: kontinuierliche Grössen
Quantenmechanik: diskontinuierliche Grössen
• „Quantisierung“:  Quantenzahlen erforderlich
• Quantenzahlen sind einfache Zahlen, die den Zustand eines
quantenphysikalischen Systems beschreiben
• Durch einen vollständigen Satz von Quantenzahlen ist der
Zustand des Systems eindeutig festgelegt
• Beschreibt das Verhalten einer statistischen Gesamtheit
• Kann Vernichtung oder Erzeugung von Teilchen nicht
beschreiben
3.5.12 Die Hauptquantenzahl n
Die Hauptquantenzahl n beschreibt die Schale,
zu der der Zustand eines Elektrons gehört,
Bohr/Sommerfeldsche Theorie:
 n beschreibt Bahngröße
Schrödingersche Theorie:
 n beschreibt Orbitalgröße
33
3.5.13 Der Drehimpuls des
Elektrons
• Ein Elektron mit der Masse m und
der Ladung e, das sich mit der

Geschwindigkeit v auf einem Kreis

mit dem Radius r bewegt hat ein

magnetisches Dipolmoment
 und

einen Drehimpuls L von:
  
Lrp


p  mv

L

r
m,-e
Bahndrehimpuls

v


Linearer Impuls
l = 0,1,2,3,…
(2    r )  (m  v)  l  h
 
L ,
gekoppelt
3.5.14 Drehimpulsquantenzahl l
Der Drehimpuls ist ein ganzzahliges Vielfaches von ħ
 quantisierte Grösse
2   r  m  v  l  h
L  l 
h

2
l  0,1,2,3,...(n  1)
Bohr/Sommerfeldsche Theorie:
l Beschreibt die Form der Elektronenbahn
Schrödingersche Theorie:
l Beschreibt die Form des Orbitals (s,p,d,f,…)
34
3.5.15 Magnetquantenzahl m
Bohr/Sommerfeldsche Theorie:
m beschreibt die Orientierung der Bahn im Raum
Schrödingersche Theorie:
m beschreibt die Orientierung des Orbitals im Raum
Beispiel:
Orbital in X-Richtung
Orbital in Y-Richtung
Orbital in Z-Richtung
3.5.16 Spinquantenzahl s
Bohr/Sommerfeldsche Theorie:
Elektronendrehung um eigene Achse  Eigendrehimpuls = Spin
Schrödingersche Theorie:
Elektronendrehung um eigene Achse  Eigendrehimpuls = Spin

S
Der Betrag des Spins kann die Werte annehmen:
S  s
Für das Elektron kann der Betrag des Spins nur sein:
s  1 2
35
3.5.17 „Elektronenschalen“
• Alle Zustände mit demselben Wert für n bilden eine Schale,
– es gibt 2n2 Zustände in einer Hauptschale;
• Die Hauptschalen mit n>1 bestehen aus unter Schalen,
– es gibt n+1 Unterschalen in einer Hauptschale
• Alle Zustände mit den selben Werten für n und l bilden eine
Unterschale, alle Zustände dieser Unterschale haben dieselbe
Energie
– es gibt 2(2l +1) Zustände in einer Unterschale.
3.5.17.1 Elektronenquantenzahlen
Quantenzahl
Symbol
erlaubte Werte
Bedeutung
Hauptquantenzahl
n
1,2,3,4,5,...
Kernabstand, Energie
Nebenquantenzahl
l
0,1,2, ... (n-1)
Bahndrehimpuls
Magnetquantenzahl m
0,1,2, ... , l
Drehimpulsorientierung
Spinquantenzahl
½
Eigendrehimpuls
s
der Bahndrehimpuls gibt den Orbitaltyp (s,p,d,f..) an;
die Drehimpulsorientierung gibt die Orbitallage .(bei p: x,y,z, etc) an
36
3.5.18 Atomorbitale
• Atomorbitale AO sind 3-dimensionale stehende Materiewellen,
die den Aufenthaltsbereich (keine klar definierte Bahn !) der
Elektronen darstellen. Das energieärmste Orbital entspricht dem
Grundzustand (Grundschwingung), energiereichere Orbitale
entsprechen angeregten Zuständen (Oberschwingungen)
z
z
x
x
y
y
p-AO: Drehimpuls l = 1
s-AO: Drehimpuls l = 0
3.5.18.1 Atomorbitale
s
px
l=0
m=0
l =1
m=1
dz 2
dx2-y2
dxy
py
pz
m=0
m=-1
dyz
dxz
37
3.5.18.2 Elektronenkonfigurationen I
Element
n
l
m
s
H
1
0
s1
0
+1/2
He
1
0
s2
0
+1/2,-1/2
1
2
0
0
s2
s1
0
0
+1/2,-1/2
+1/2
Be
1
2
0
0
s2
s2
0
0
+1/2,-1/2
+1/2,-1/2
B
1
2
0
0
1
s2
s2
p1
0
0
0
px 1
+1/2,-1/2
+1/2,-1/2
+1/2
0
0
1
s2
0
0
0
1
px 1
py1
+1/2,-1/2
+1/2,-1/2
+1/2
+1/2
Li
C
1
2
s2
p2
3.5.18.3 Elektronenkonfigurationen II
Element
n
l
N
1
2
0
0
1
O
1
2
0
0
1
s2
s2
p3
s2
s2
p4
m
s
0
0
0
1
-1
+1/2,-1/2
+1/2,-1/2
+1/2
+1/2
+1/2
0
0
0
1
-1
px1
py1
pz1
px2
py1
pz1
+1/2,-1/2
+1/2,-1/2
+1/2,-1/2
+1/2
+1/2
38
3.5.18.4 Elektronenkonfigurationen III
Element
n
F
l
1
2
2
Ne
s2
0
0
1
1
2
2
s2
p5
s2
0
0
1
s2
p6
m
s
0
0
0
1
-1
+1/2,-1/2
+1/2,-1/2
+1/2,-1/2
+1/2,-1/2
+1/2
px2
py2
pz1
0
0
0
1
-1
+1/2,-1/2
+1/2,-1/2
+1/2,-1/2
+1/2,-1/2
+1/2,-1/2
px2
py2
pz2
3.5.19 Die Struktur der
Elektronenschalen
Hauptschalen n bestehen aus Unterschalen l
Die Besetzung erfolgt nach strengen Regeln. Pro Schale 2n2 Elektronen
m=
0
1
0
-1
2
1
0
-1 -2
3
2
1
0 -1 -2 -3
n=4
n=3
n=2
n=1
l=
s
p
d
f
0
1
2
3
39
3.5.20 Die Besetzung von
Elektronenschalen
Schreibweise:
nlx
n
l
= Schalennummer
= Unterschale s,p,d,f..
x
= Zahl e- pro Orbital
Besetzungszahl, kein Exponennt !
H
He
Li
Be
B
C
N
1 s1
1 s2
1 s2
1 s2
1 s2
1 s2
1 s2
2 s1
2 s2
2 s2
2 s2
2 s2
Valenzelektronen
2p1
2p2
2p3
3.5.20.1 Das Pauli – Prinzip
• In einem Atom können keine zwei Elektronen in allen vier
Quantenzahlen (Hauptquantenzahl, Drehimpulsquantenzahl,
Magnetquantenzahl und Spinquantenzahl), die zu seiner
Zustandsbeschreibung im Atommodell notwendig sind,
übereinstimmen.
• Als Folge des Pauliprinzips werden die Orbitale immer mit
Elektronenpaaren besetzt, die entgegengesetzten Spin
aufweisen.
40
3.5.20.2 Die HUNDsche Regel
• Energiegleiche Orbitale einer Unterschale werden zunächst
einfach besetzt
3.5.20.3 Elektronenkonfiguration
von N
PAULI Prinzip - HUNDsche Regel
E
n=3
n=2
n=1
s
p
Elektron mit positiver Spinrichtung
d
Elektron mit negativer Spinrichtung
41
3.5.20.4 Elektronenkonfiguration von
Na
23
11
Schreibweisen
Na
1s2 2s2 2p6 3s1
n=4
n=3
n=2
n=1
3.5.20.5 Das Energieprinzip
Grundzustand: werden stets
zunächst
energieärmste Orbitale
Orbitalenergien
näherungsweise
Elektroneneinbauschema
42
3.5.20.6 Elektronenkonfiguration
von K
Energieprinzip
E
n=4
n=3
4s
n=2
n=1
s
p
d
Elektron mit positiver Spinrichtung
Elektron mit negativer Spinrichtung
Welches Element ist das ?
[Ar] 3d10 4s2 4p6 = ?
?
n=4
n=3
n=2
n=1
s
p
d
f
43
4 Das Periodensystem der
chemischen Elemente
Atome sind die -einst als unteilbar geglaubten- kleinsten
Bestandteile der der chemischen Elemente, die dessen
Eigenschaften aufweisen
Entwicklung
1829 DÖBEREINER ordnet Elemente nach Eigenschaften
1864 MEYER führt Tabellensystem ein
1869 MENDELEJEFF erstellt Urform des heutigen PS
Voraussagen über fehlende Elemente möglich
118 chemische Elemente konnte man identifizieren. Oberhalb
der Ordnungszahl 82 sind sie alle radioaktiv !
4.1 Systematik der
Elektronenkonfiguration
Elektronenkonfiguration
Anzahl der Bindungselektronen ablesbar
Wertigkeit in Molekülen erkennbar
Eigenschaften vorhersagbar
44
4.2 Perioden und Gruppen
Perioden
Hauptgruppen
I
II
III
IIII
V
VI
VII
VIII
1
2
1H
3Li
4Be
5B
6C
7N
8O
9F
2He
10Ne
3
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
4
19K
20Ca
31Ga
32Ge
33As
34Se
35Br
36Kr
5
37Rb
38Sr
49In
50Sn
51Sb
52Te
53I
54Xe
6
55Cs
56Ba
81Tl
82Pb
83Bi
84Po
85At
86Rn
7
87Fr
88Ra
113
114
115
116
117
118
4.2.1 Hauptgruppenelemente (s,p)
I
II
III
IIII
Alkalimetalle
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
sehr reaktive Metalle
Erdalkalimetalle
Be, Mg, Ca, Ba, Sr, Ra
weniger reaktive Metalle
Erdmetalle
B, Al, Ga, In, Tl
Leichtmetalle
Kohlenstoffgruppe
C, Si, Ge, Sn, Pb
zunehmend metallisch
V
VI
VII
VIII
Stickstoffgruppe
N, P, As, Sb, Bi
zunehmend metallisch
Chalkogene
O, S, Se, Te, Po
Erzbildner
Halogene
F, Cl, Br, I, At
Salzbildner
Edelgase
He, Ne, Ar, Kr,Xe, Rn
innerte Gase
45
4.2.2 Nebengruppenelemente (s,d)
Scandium-Gruppe IIIb Sc s2d1
Sc
1s2 2s2 p6
3s2 p6 d1
4s2
Y
1s2 2s2 p6
3s2 p6 d10
4s2 p6 d1
La
1s2 2s2 p6
3s2 p6 d10
4s2 p6 d10
Ac
1s2 2s2 p6
3s2 p6 d10
4s2 p6 d10 f14
5s2
5s2 p6 d1
6s2
5s2 p6 d10
6s2 p6 d1
7s2
Valenzelektronen: s, d
4.2.3 Lanthanoide und Actinoide
(s,d,f)
57La
[Xe]
5d1
6s2
58Ce
[Xe]
4f2
6s2
59Pr
[Xe]
4f3
6s2
60Nd
[Xe]
4f4
6s2
89Ac
[Rn] 6d1
7s2
90Th
[Rn] 6d2
7s2
91Pa
[Rn] 5f2
6d1 7s2
92U
[Rn] 5f3
6d1 7s2
Valenzelektronen: s, d, f
46
4.2.3.1 Webelements (1)
http://www.webelements.com
4.2.3.2 Webelements (2)
http://www.webelements.com
47
4.2.3.3 IUPAC Periodensystem
http://www.iupac.org/fileadmin/user_upload/news/IUPAC_Periodic_Table-1May13.pdf
4.3 Die periodischen
Eigenschaften der Elemente
•
•
•
•
Atomdurchmesser
Ionisierungsenergie
Elektronenaffinität
Elektronegativität
• Gasförmige Elemente
• Flüssige Elemente
• Feste Elemente
• Radioaktive Elemente
• Metallcharakter
• Halbleitereigenschaften
48
4.3.1 Atomdurchmesser
I
II
III
IIII
V
VI
VII
VIII
1
2
1H
2He
3Li
4Be
5B
6C
7N
8O
9F
10Ne
3
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
4
19K
20Ca
31Ga
32Ge
33As
34Se
35Br
36Kr
5
37Rb
38Sr
49In
50Sn
51Sb
52Te
53I
54Xe
6
55Cs
56Ba
81Tl
82Pb
83Bi
84Po
85At
86Rn
7
87Fr
88Ra
113
114
115
116
117
118
4.3.2 Ionisierungsenergie
Na
EI
EI
Na+ + eKation
.
-19
= Ionisierungsenergie = 8,3 10 J (pro Atom)
wächst mit Z
sinkt, wenn rAtom wächst
nimmt ab wie folgt: s>p>d>f

Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die benötigt wird, um ein Atom oder Molekül
zu ionisieren, d. h. um ein Elektron vom Atom oder Molekül zu trennen
49
4.3.2.1 Ionisierungsenergie Diagramm
http://www.chemgapedia.de
4.3.2.2 Ionisierungsenergie im PS
I
II
III
IIII
V
VI
VII
VIII
1
2
1H
2He
3Li
4Be
5B
6C
7N
8O
9F
10Ne
3
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
4
19K
20Ca
31Ga
32Ge
33As
34Se
35Br
36Kr
5
37Rb
38Sr
49In
50Sn
51Sb
52Te
53I
54Xe
6
55Cs
56Ba
81Tl
82Pb
83Bi
84Po
85At
86Rn
7
87Fr
88Ra
113
114
115
116
117
118
50
4.3.2.3 Höhere Ionisierungsenergien
Ionisierungsenergien der Elemente Z = 1, ..12
Z
Element
Ionisierungsenergie in eV zur Abtrennung des x-ten
Elektrons
1
2
3
4
5
6
7
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
13,6
24,6
5,4
9,3
8,3
11,3
14,5
13,6
17,4
21,6
5,1
7,6
54,4
75,6
18,2
25,1
24,4
29,6
35,2
35,0
41,0
47,3
15,0
122,4
153,9
37,9
47,9
47,4
54,9
62,6
64,0
71,6
80,1
217,7
259,3
64,5
77,5
77,4
87,2
97,1
98,9
109,3
340,1
391,9
97,9
113,9
114,2
126,4
138,6
141,2
489,8
551,9
138,1
157,1
157,9
172,4
186,7
666,8
739,1
185,1
207,0
208,4
225,3
4.3.3 Elektronenaffinität
EE
Cl.
+
e-

Cl-
H
F
Cl
Br
I
(kJ / mol)
- 72
-333
-364
-342
-295
Anion
EE = Elektronenaffinität = - 6,0 . 10-19 J (pro Atom)
bei Halogenen besonders groß !
Die Energiedifferenz zwischen dem Grundzustand eines neutralen Atoms
und dem Grundzustand des zugehörigen Anions wird als Elektronenaffinität
bezeichnet
51
4.3.4 Elektronegativität - Bedeutung
Maßzahl:
Atom 1
EN
Bindungselektronen
Atom 2
Anziehungskraft auf Bindungselektronen
bei F am größten, bei Fr am kleinsten !
H
Fr
F
Cl
Br
I
EN
2,1
0,7
4,0
3,0
2,8
2,4
4.3.4.1 Elektronegativität - Berechnung
Maßzahl:
EN
Berechnung nach Mulliken, 1966
X + eX


EN ~
XX+ + e-
EE
EI
1
EE  EI 
2
52
4.3.4.2 Elektronegativität im PS
I
II
III
IIII
V
VI
VII
VIII
1
2
1H
3Li
4Be
5B
6C
7N
8O
9F
2He
10Ne
3
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
4
19K
20Ca
31Ga
32Ge
33As
34Se
35Br
36Kr
5
37Rb
38Sr
49In
50Sn
51Sb
52Te
53I
54Xe
6
55Cs
56Ba
81Tl
82Pb
83Bi
84Po
85At
86Rn
7
87Fr
88Ra
113
114
115
116
117
118
4.3.4.3 Elektronegativität Diagramm
F
4,5
Cl
4
Br
I
Elektronegativit
3,5
3
2,5
2
1,5
1
0,5
0
1
21
41
61
81
101
Ordnungszahl
53
4.3.4.4 Die Elektronegativitätsskala
H
2,1
Li
1,0
Na
0,9
Be
1,5
Mg
1,2
K Ca
0,8 1,0
Rb Sr
0,8 1,0
Al
1,5
Sc
1,3
B
2,0
Si
1,8
C
2,5
P
2,1
Ti Ge As
1,6 1,7 2,0
Y Zr Sn Sb Te
1,3 1,6 1,7 1,8 2,1
N
3,0
S
2,5
Se
2,4
O
3,5
F
4,0
Cl
3,0
Br
2,8
I
2,4
Cs Ba
0,7 0,9
1
EN
2
3
4
4.3.5 Metallische Eigenschaften
plastisch
verformbar
elektrische
Leiter
Leitfähigkeit sinkt
mit steigender
Temperatur
relativ
große
Atomradien
Atomgitter
geringe
Ionisierungsenergie
Wärmeleiter
Supraleiter
ca. 30 metallische
Elemente
Metallglanz
54
4.3.5.1 Metallcharakter im PS
Metallcharakter
I
Nichtmetallcharakter
II
III
IIII
V
VI
VII
VIII
1
2
1H
3Li
4Be
5B
6C
7N
8O
9F
10Ne
3
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
4
19K
20Ca
31Ga
32Ge
33As
34Se
35Br
36Kr
5
37Rb
38Sr
49In
50Sn
51Sb
52Te
53I
54Xe
6
55Cs
56Ba
81Tl
82Pb
83Bi
84Po
85At
86Rn
7
87Fr
88Ra
113
114
115
116
117
118
Metalle
2He
Halbmetalle
Nichtmetalle
4.4 Atomgitter
• Atomgitter
55
4.5.1 Metallklassifizierungen
Dichte
Leichtmetalle
< 4 - 5 g/cm3
e.g. Al, Mg
Schwermetalle
> 4 - 5 g/cm3
e.g. Pb, Cd
Elektrochemische Spannungsreihe
K, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Pb, Cu, Ag, Au
kathodisch 
anodisch
Weniger edel
Korrodierende Metalle
Edelmetalle
Nicht korrodierende
Metalle
4.5.2 Die elektrochemische
Spannungsreihe
Potenzial gegenüber Standardwasserstoffelektrode *
Li( s )  Li(aq )  e 
K(s)  K

( aq )
e
2
( aq )
E 0  2,92 V

H 2  2 H 2O  2 H 3O(aq )  2e 
E 0  0,00 V
E  2,87 V
Sn(2aq )  Sn(4aq )  2e 
Na ( s )  Na(aq )  e 
E  2,71 V
Cu( s )  Cu(2aq )  2e 
E 0  0,34 V
Al( s )  Al(3aq )  3e 
E  1,68 V
2 I (aq )  I 2 ( aq )  2e 
E 0  0,54 V
Ca( s )  Ca
 2e
2
( aq )
Mn( s )  Mn
2
( aq )
Zn( s )  Zn
2
( aq )
0
 2e
 2e
 S ( s )  2e
0
0

E  1,19 V
0

E  0,76 V
0

2
( aq )
Fe
3
( aq )
 Fe
Ag ( s )  Ag

( aq )

( aq )
e

e
E 0  0,15 V
E 0  0,77 V

E 0  0,80 V
 Br2 ( aq )  2e

E 0  1,07 V
E 0  0,48 V
2 Br
Fe( s )  Fe(2aq )  2e 
E  0,41 V
6 H 2O  O2 ( g )  4 H 3O(aq )  4e  E 0  1,23 V
Cd ( s )  Cd (2aq )  2e 
E 0  0,40 V
2Cl(aq )  Cl2 ( aq )  2e 
S
2
( aq )
Sn( s )  Sn
 2e
2
( aq )
Pb( s )  Pb
*
E 0  3,04 V


E  0,14 V

E  0,13 V
 2e

( aq )
H 2  2 H 2O  2 H 3O
0
0
0

Au( s )  Au

( aq )
2F
3
( aq )
E 0  1,50 V

E 0  2,87 V
 3e
 F2 ( aq )  2e
E 0  1,36 V

 2e E  0,00 V
0
56
4.6.1 Halbmetalleigenschaften
I
1
2
3
4
5
6
7
II
III
IIII
V
VI
VII
1H
VIII
2He
3Li
4Be
5B
6C
7N
8O
9F
10Ne
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
19K
20Ca
31Ga
32Ge
33As
34Se
35Br
36Kr
37Rb
38Sr
49In
50Sn
51Sb
52Te
53I
54Xe
55Cs
87Fr
56Ba
88Ra
81Tl
82Pb
83Bi
84Po
85At
86Rn
113
114
115
116
117
118
B, Si, Ge, As, Te
mehrere Elementmodifikationen
z.B. kristallines und amorphes Si
Leitfähigkeit steigt mit der Temperatur
Halbleitereigenschaften
Elektronenleitung
Defektelektronenleitung
4.6.2 Dotiermittel
I
II
III
IIII
V
VI
VII
VIII
1
2
1H
3Li
2He
4Be
5B
6C
7N
8O
9F
10Ne
3
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
4
19K
20Ca
31Ga
32Ge
33As
34Se
35Br
36Kr
5
37Rb
38Sr
49In
50Sn
51Sb
52Te
53I
54Xe
6
55Cs
56Ba
81Tl
82Pb
83Bi
84Po
85At
86Rn
7
87Fr
88Ra
113
114
115
116
117
118
p-type Dotiermittel
Akzeptor Atome
n-type Dotiermittel
Donator Atome
57
5 Elementarteilchen
5 Das Standardmodell
58
5.1.1 Elementarteilchengruppen
Elementarteilchen
Leptonen
leichte Teilchen
Mesonen
gerade Anzahl von Quarks
Neutrinos
...
Baryonen
schwere Teilchen
Hyperonen
Elektronen
...
Bosonen
"Kraftteilchen"
Nukleonen
Photonen
Neutronen
Protonen
Quarks
Quarks
...
...
5.1.2 Leptonen - leichte Teilchen
Name
Symbol
Ruhemasse
[MeV]
Ladung
Elektron
Müon
Tau
eµ-
0,511
105,6
1784
-1 +1
-1 +1
-1 +1
e+
µ+
+
Spin
mittlere
Lebensdauer [s]
1/2
1/2
1/2
stabil
2. 10-6
3. 10-13
Elektron- Neutrino ee
?
0
0
1/2
stabil ?
Müon-Neutrino
µµ
?
0
0
1/2
stabil ?
Tau-Neutrino
 
?
0
0
1/2
stabil ?
Leptonen + Quarks
= Grundbausteine der Materie + Antimaterie
59
5.1.3 Mesonen - Teilchen aus 2 Quarks
Name
Symbol
Pionen
135
Kaonen

 
K0K0
Kaonen
Pionen
Ruhemasse
[MeV]
Ladung
0
Quarkaufbau
Spin
mittlere
Lebensdauer [s]
uu
dd
0
8.10-17
ud
du
0
2,6 .10-8
ds d s
0
10-10 -5.10-8
us
0
1,2.10-8
140
+1 -1
498
0 0
K K
494
+1 -1
J / Psi
J/
3098
0
cc
1
1.10-20
D-Null
D
1863
0
cu
0
1.10-12
D-Plus
D
1863
1
cd
0
4.10-13
Ypsilon
Y
9460
0
bb
1
1.10-20
5.1.4 Baryonen
Name
Symbol Ruhemasse
[MeV]
Proton
p p
938,3
Neutron
n n
939,6
Lambda
 
1115
Sigma-Plus
 
1189
Sigma-Minus
 
1197
Sigma-Null
 
1192
Xi-Minus
 
1321
Xi-Null
 
1315


Omega-Minus  
1672
Charm-Lambda c c
2280
- schwere Teilchen
Ladung
+1
0
0
+1
-1
0
-1
0
-1
+1
su
-1
0
0
+1
-1
0
1
0
-1
+1
Quarkaufbau Spin mittlere
Lebensdauer [s]
u u d uud ½
stabil
d d u ddu ½
ca. 900
u d s uds ½
2,6.10-10
u u s uus ½
8.10-11
d d s dds ½
1,5.10-10
u d s uds ½
6.10-20
d s s dss ½
1,6.10-10
u s s uss ½
3.10-10
s s s sss ½
8.10-11
u d c udc ½
2.10-13
60
5.1.5 Eichbosonen
Name
Symbol
Photon
W-Teilchen
Z-Teilchen
Gluon

W  W
Z
g
Ruhemasse
[MeV]
- Austauschteilchen
Ladung

~83 000
~93 000
0
Spin
0
1
0
0
mittlere
Lebensdauer [s]
1
-1
1
1
stabil
10-25
10-25
stabil
Austauschteilchen, übertragen Kräfte
5.1.6 Quarks
- Bausteine für Elementarteilchen
Name
Symbol
up
down
strange
charm
bottom (beauty)
top (truth)
u u
d d
s s
c c
b b
t t
Ruhemasse
[MeV]
~5
~10
~100
~1500
~4700
?
Ladung
2/3
- /3
-1/3
-1/3
1/3
2/3
-2/3
1/3
-1/3
1/3
2/3
-2/3
Spin
mittlere
Lebensdauer [s]
½
½
½
½
½
½
stabil
verschieden
verschieden
verschieden
verschieden
verschieden
Elementarteilchen aus Quarktripletts : Baryonen
Elementarteilchen aus Quarkdubletts: Mesonen
61
5.1.6.1 „Visual“- Quarks
top
up
down
bottom
strange
charm
6 Anti-Materie
• Zu jedem Teilchen gibt es ein Anti-Teilchen
(gleiche Masse, aber entgegengesetzte Ladung)
• Tritt ein Teilchen mit seinem Anti-Teilchen in
Wechselwirkung, so werden beide vernichtet, es
entstehen Photonen oder Mesonen
• Das Photon ist mit seinem Anti-Teilchen identisch
62
Übungsfragen 1
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
Wie kann man Energie definieren ?
Was ist die physikalische Einheit der Energie ?
Welches Grundprinzip ist bei allen Energieumwandlungen zu berücksichtigen ?
Was versteht man unter einem Raumwinkel ?
Was versteht man unter einem Mol ?
Was ist ein u ?
Was ist das SI-System ?
Wie kann man Materie definieren ?
Welche Erkenntnis gewann man aus dem Experiment von RUTHERFORD ?
Beschreiben Sie das BOHRsche Atommodell, wo sind die Schwächen ?
Wie viele Elektronen können sich maximal in der L-Schale aufhalten ?
Erläutern Sie den Welle-Teilchen Dualismus !
Übungsfragen 2
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
Was versteht man unter der HEISENBERGschen Unschärferelation ?
Was ist eine „stehende Welle“ ?
Was versteht man unter einem Orbital ?
Was versteht man unter Quantenzahlen, welche kennen Sie und welche Bedeutung haben
diese ?
Nach welchen Prinzipien werden die Elektronenschalen besetzt (Erläuterungen) ?
Was sind die Elektronenkonfigurationen von Silizium, Zinn und Blei ?
Was sind Nukleonen, welche gibt es ?
Woraus bestehen Protonen ?
Was sind Quarks ?
Zu welchen Elementarteilchengruppen gehören Elektronen, Protonen bzw. Neutronen ?
Welche Spektrallinien (Serien) kennt man beim Wasserstoff ?
Unterscheiden sich die H-Isotope in den Spektralserien ?
63
Übungsfragen 3
25.
26.
27.
28.
29.
30.
31.
32.
33.
34.
35.
36.
Was versteht man unter der Ordnungszahl eines Atoms ?
Was versteht man unter der Massezahl eines Atoms ?
Wodurch unterscheiden sich Haupt- und Nebengruppen im PS ?
Was sind Salzbildner ?
Welche Elemente sind Erzbildner ?
In welcher Gruppe befinden sich Uran und Plutonium ?
Was ist das chemische Kurzzeichen für Eisen ?
Was versteht man unter Ionisierungsenergie ?
Was versteht man unter Elektronenaffinität ?
Was versteht man unter Elektronegativität ?
Welches Element hat die größte Elektronegativität ?
Wie viele Elemente sind bekannt ? Bis welcher Ordnungszahl existieren
stabile Isotope ?
References
1.
J. Hoinkins; E. Lindner; Chemie für Ingenieure; Verlag: Wiley-VCH Verlag
GmbH & Co. KGaA, 2007
2. P.W. Attkins; L. Jobnes; Chemie – einfach alles; Verlag: Wiley-VCH Verlag
GmbH & Co. KGaA, 2006
3. Römpp‘s Chemie Lexikon
4. DTV-Atlas zur Chemie
5. http://www.iupac.org/
6. http://www.chemgapedia.de/vsengine/
7. http://www.experimentalchemie.de/
8. http://daten.didaktikchemie.unibayreuth.de/experimente/0_schulversuche_inhalt.htm
9. http://daten.didaktikchemie.unibayreuth.de/umat/gleichgewicht/gleichgewicht.htm
10. http://akratochwill.homepage.t-online.de/b1b/b66_11.htm
64
Pause
Ende
65
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2015
;-)
66