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Atombau und Periodensystem
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Aber das ist doch schon die vereinfachte Version für die Allgemeinheit !
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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
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Aufbau der Atome
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Aufbau der Atome
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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
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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
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Aufbau der Atome
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Aufbau der Atome
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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
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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)
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Elementbegriff
Ordnungszahl = Kernladungszahl = Protonenanzahl
Element OrdnungszahlMassenzahl = Protonenanzahl +
NeutronenanzahlNotation:
OrdnungszahlMassenzahl Elementsymbol
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Nuklide - Isotope
Nuklid: Atomsorte mit eindeutiger OZ und MZ
Nuklide mit gleicher OZ gleiches Element
Nuklide mit gleicher OZ ISOTOPE
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Nukleonenzahl
Häufigkeit
Rel. Atommasse(gewichtet nach dem natürlichen Nuklidgemisch)
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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
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Massenspektrometer
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Massenspektrum
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Elektronenhülle
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Flammenfärbung
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Aufspaltung von Licht
Kontinuierliches Spektrumbei weißem Licht
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Linienspektren
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Modelle der Elektronenhülle
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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
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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).
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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
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Modelle der Elektronenhülle
Grenzen des Atommodells von Bohr:
1) Kreisende Elektronen müssten an Energie verlieren 2) Heisenbergsche Unschärferelation 3) Welle – Teilchen – Dualismus
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Modelle der Elektronenhülle
1927 Werner Heisenberg
Unschärferelation: der Ort x und der Impuls p eines Teilchens nicht gleichzeitig beliebig genau bestimmt werden können
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Modelle der Elektronenhülle
Elementarteilchen können als Teilchen (Korpuskel) oder als Welle wirken
Welle – Teilchen - Dualismus
Schrödinger „berechnet“ Räume für Elektronen
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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).
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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
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Das Orbitalmodell – von E. Schrödinger
Atomorbitale AO: Aufenthaltsorte für jeweils maximal zwei Elektronen einer Sphäre.
Arten der Orbitale:
s p df
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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
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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
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Modelle der Elektronenhülle
Das Schachbrett
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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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Modelle der Elektronenhülle