+1,60 . 10
Werbung
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, Luft vier 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 unteilbaren kleinen Kugeln = Atome 2. Ein Element besteht aus gleich großen gleich schweren Atomen 3. 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 Masse Ladung Teilchen Größe Hülle 99,95% = 0,05% = 1,672*10-27kg 9,1*10-31 kg positiv negativ Protonen + NeutronenElektronen 10 -14m 10 -10m Elementarteilchen Name Symbol Masse (kg) Masse Ladung Proton p+ 1,673.10-27 ~1u +1,60.10-19 C Neutron n0 1,675.10-27 ~1u Elektron e- 9,107.10-31 ~ 1/2000 u 0C -1,60.10-19 C 1 u (Unit, atomic mass unit) = 1,66.10-27 kg C = Coulomb, jene Elektrizitätsmenge die von Strom von 1 A in 1s transportiert wird (C = A.s) Elementbegriff Ordnungszahl = Kernladungszahl = Protonenanzahl Element Ordnungszahl Massenzahl = Protonenanzahl + Neutronenanzahl Notation: Massenzahl Ordnungszahl Elementsymbol Nuklide - Isotope Nuklid: Atomsorte mit eindeutiger OZ und MZ Nuklide mit gleicher OZ gleiches Element Nuklide mit gleicher OZ ISOTOPE Rel. Atommasse (gewichtet nach dem natürlichen Nuklidgemisch) Nukleonenzahl Häufigkeit Rel. Atommasse Nuklid 12 6 Nuklidmasse Häufigkeit 12,0000 98,89 % C 13 6 C Atommasse 12.0,9889+ 13,0034.0,0111= 13,0034 1,11 % 12,011 Massenspektrometer Massenspektrum Elektronenhülle Flammenfärbung Aufspaltung von Licht Kontinuierliches Spektrum bei weißem Licht Linienspektren Modelle der Elektronenhülle Modelle der Elektronenhülle 1913 formulierte Niels Bohr folgende Postulate: • Elektronen umkreisen den Kern auf Bahnen = Schalen • Jede Schale entspricht einen bestimmten (diskreten) Energienivau Niels Bohr: 1885-1962 • 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 Welle – Teilchen - Dualismus Elementarteilchen können als Teilchen (Korpuskel) oder als Welle wirken 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 Elektronenhülle Orbitale, 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,f beschreibt die Form des Orbitals und damit auch die Energie 3, 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 -1/2 beschreibt die Eigenrotation der Elektronen Das Orbitalmodell – von E. Schrödinger Atomorbitale AO: Aufenthaltsorte für jeweils maximal zwei Elektronen einer Sphäre. Arten der Orbitale: s p d f 1.4 Modelle der Elektronenhülle Bezeichnung des Atomorbitals erfolgt durch die Sphärenzahl (Hauptquantenzahl) und die Orbitalform (Nebenquantenzahl): 1s: kleinstes AO, kugelförmig 2s: größer als 1s, kugelförmig 2p: in der 2. Sphäre, hantelförmig, es gibt immer drei energiegleiche 2p-Atomorbitale 3d: in der 3. Sphäre, „blumenartig“, es gibt immer fünf energiegleiche 3d-Atomorbitale Energieabfolge der AO 4f 6s 5p 4d Ener 5s g i e 4p 4. Schale 3d 4s 3p 3. Schale 3s 2p 2. Schale 1. Schale 2s 1s 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
