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Der atomare Aufbau der Materie
6. Jhd. v. Chr.:
Thales von Milet
Wasser = Urgrund aller Dinge
5. Jhd. v. Chr.:
Demokrit
Atombegriff
5. Jhd. v. Chr.:
Empedokles
vier Elemente: Erde, Wasser, Feuer, Luft
(unterstützt von Platon, Aristoteles)
Blockierung der Forschung, Mittelalterliche Alchemie
1808: Dalton (3 Postulate)
I)
Chemische Elemente bestehen aus extrem kleinen Teilchen (Atome). Alle Atome eines
Elements sind untereinander gleich - Atome verschiedener Elemente sind verschieden.
II)
Bei chemischen Reaktionen werden Atome miteinander verbunden oder voneinander
getrennt. Dabei werden sie nie zerstört oder neu gebildet. Kein Atom ein Elements wird
in das eines anderen verwandelt.
III) Eine chemische Verbindung resultiert aus der Verknüpfung der Atome von zwei oder
mehr Elementen. Eine gegebene Verbindung enthält immer die gleichen Atomsorten,
die in einem festen Mengenverhältnis miteinander verknüpft sind.
Atommodelle
1905: Ernest Rutherford (Streuversuch von α-Strahlen an Goldfolie)
Das Atom ist leer !
Atomkern: enthält Masse, Radius ca. 10-15 m
Elektronenhülle: Volumen,
Radius ca. 10-10 m
Atommodelle
Problem: Linienspektren von Elementen
Spektrum des Wasserstoffs:
Atommodelle
1913: Niels Bohr
1. Bohr'sches Postulat:
Elektronen bewegen sich auf konzentrischen Kreisbahnen um den Atomkern, auf denen
keine Energie abgestrahlt wird (stationäre Zustände)
für diese gilt:
m·v·r = n·(h/2π); n = 1,2,3 ...
(h
= 6.626.10-34 Js,Planck'sches Wirkungsquantum)
2. Bohr'sches Postulat:
Der Übergang zwischen zwei stationären Zuständen erfolgt unter Aussenden eines
Lichtquants.
Für dessen Energie gilt:
oder:
E = En2 – En1
h·ν = R·(1/n22 - 1/n22)
Atommodelle
Erklärung der Linienspektren
des Wasserstoffs
Aber: weiter unerklärt bleiben
Linienintensitäten
Feinaufspaltung
Mehrelektronensysteme
Chemische Bindungen
Quantenmechnische Beschreibung
1924: de Broglie (Welle-Teilchen Dualismus)
λ = h/p
(de Broglie – Wellenlänge)
n·λ = 2·π·r = u
(de Broglie - Bahnen)
1927: Heisenberg (Unschärferelation)
(siehe auch: http://theory.gsi.de/~vanhees/faq/quant/node12.html oder
http://www.roro-seiten.de/physik/quanten/quantenobjekte/heisenbergsche_unscharferelation.html
∆x·∆p ≤ h/4π
(∆x = 10-12 m, v(Bohr) = 2.2·106 m/s ⇒ ∆Ekin = 104 eV, EI(H) = 13.4 eV
∆ v(Bohr) = 2.2·104 m/s
⇒ ∆x ≥ 2.6·10-9 m, r(H) = 10-10 m)
Bahnbegriff muss verworfen werden
1926: Schrödinger (Wellenfunktion Ψ)
Elektronenbahnen werden durch Wellenfunktionen Ψn,l,m,s ersetzt.
Elektronenwellenfunktionen stellen Lösungen von HΨ = EΨ dar (Schrödingergleichung).
Das Quadrat der Wellenfunktion Ψ2 ergibt die Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons.
Der dreidimensionale Aufenthaltsraum eines Elektrons wird als Orbital bezeichnet.
Pauliprinzip (Ausschlussprinzip)
Zwei Fermionen dürfen nicht den gleichen Quantenzustand besetzen.
)
Atommodelle
Folgerungen des Quantenmechanischen Atommodells
Die räumliche Ausrichtung der Orbitale wird durch die 4 Quantenzahlen bestimmt.
Haupt-
Neben-
magn.
Spin-
n (1,2,3...)
l (0 ... n-1)
m (l ... l-1)
s (±½)
1
0
1s
0
1
+½,-½
2
2
2
0
1
2s
2p
0
-1,0,+1
1
3
+½,-½
+½,-½
2
6
8
0
1
2
3s
3p
3d
0
-1,0,+1
-2,-1,0,+1+2
1
3
5
+½,-½
+½,-½
+½,-½
2
6
10
0
1
2
4s
4p
4d
0
-1,0,+1
-2,-1,0,+1+2
1
3
5
+½,-½
+½,-½
+½,-½
2
6
10
2
4d
+3-2,-1,0,+1+2,+3
7
+½,-½
14
3
4
Orbital
Orbitahlzahl
18
32
max. Elektronen
Das Periodensystem
"Gelegentlich bin ich gefragt worden, wie man so sicher sein kann,
daß es nicht irgendwo im Weltall weitere Elemente gibt, die anders
sind, als die im Periodensystem vorkommenden. Ich habe darauf zu
antworten versucht, indem ich sagte, dass dies etwa der Frage
entspricht, woher man weiß, dass nicht irgendwo im Universum noch
eine ganze Zahl zwischen 4 und 5 existiert. Leider gibt es jedoch
Leute, die auch dies für eine gute Frage halten."
(Georg Wald, 1964)
Entwicklung des Periodensystems
1829 J. W. Döbereiner: Triaden
Li
Na
K
Ca
Sr
Ba
S
Se
Te
Cl
Br
I
Ordnungsprinzip: Chemisches Verhalten und Elementarmassen
1865 J. A. R. Newland: Oktavengesetz
H
F
Cl
Li Be B C
Na Mg Al Si
K Ca Cr Ti
N
P
Mn
O
S
Fe
1869 Mendelejeff/Meyer: Periodensystem
Periodengesetz: Die Eigenschaften von chemischen Elementen ändern sich nicht
willkürlich, sondern systematisch mit der relativen Atommasse.
Entwicklung des Periodensystems
Entwicklung des Periodensystems
Weitere wichtige Erkenntnisse:
ab 1894
J. W. Raleigh, W. Ramsay, M. W. Travers:
Entdeckung der Edelgase und Einordnung in das Periodensystem als 8.
Hauptgruppe
1913
J. Moseley:
Entdeckung der Kernladungszahl als ordnendes Prinzip
1913
N. Bohr:
Vorhersage von 14 Lanthanoiden
1944
G. T. Seaborg:
Vorhersage und korrekte Einordnung der 14 Actinoiden
Das Periodensystem heute
Ordnungsprinzip: Kernladungszahl und Elektronenkonfiguration
Die Elektronenkonfiguration der Elemente
•
Besetzung der Orbitale in energetischer Reihenfolge
•
Beachtung des Pauli-Prinzips
•
Berücksichtigung der Hundschen Regel:
Der resultierende Spin des Grundzustandes eines Atoms nimmt den größtmöglichen
Wert an, der noch mit dem Pauli'schen Ausschließungsprinzip verträglich ist