AtombauAufbau der Elektronenhülle
Atombau – Aufbau der Elektronenhülle 1 Das BOHRsche Atommodell2 Wellen, Quanten und Orbitale: Beschreibung von Elektronen3 Anwendung4 Zusammenfassung
1 Das BOHRsche Atommodell
1. Geben Sie die Formeln von Eisenoxid an. 2. Zeichnen Sie das Atommodell von Eisen. 3. Begründen Sie mit diesem Modell die zuvor gefundenen Formeln.
1 Das BOHRsche Atommodell
Das BOHRsche Atommodell von Eisen.
1 Das BOHRsche Atommodell
Definition ElektronenschaleElektronen mit annähernd gleicher Energie werden einem Energieniveau zugeordnet. Diese Energiezustände werden als Elektronenschalen bezeichnet.
1
2
34E
2 Elektronen
2 Elektronen14 Elektronen
8 Elektronen
1 Das BOHRsche Atommodell
1. Wie viele Elektronen sind auf den Schalen bzw. wie viele Elektronen „passen“ auf die Schalen?
2. Wie kann man Elektronen beschreiben?
2 Beschreibung von Elektronen
Schrödingers Katze: In einer Kiste befinden sich eine Katze, ein radioaktives Präparat, ein Detektor für die beim Zerfall erzeugte Strahlung und eine tödliche Menge Gift.
2Beschreibung von Elektronen
2Beschreibung von ElektronenWerner Heisenberg1932 Nobelpreis Physik
HEISENBERGsche UnschärferelationEs ist unmöglich, den Impuls und den Aufenthaltsort eines Elektrons gleichzeitig zu bestimmen.
Ein Elektron ist an einem bestimmten Ort des Atoms nur mit einer gewissen Wahrscheinlichkeit anzutreffen. (Elektronenwolke)
2Beschreibung von ElektronenErwin Schrödinger1933 Nobelpreis Physik
Die SCHRÖDINGER-Gleichung
Ψ2 gibt die absolute Wahrscheinlichkeit an, ein Elektron an der Stelle x,y,z zu finden.
2Beschreibung von Elektronen
Quantenzahlen- 4 Quantenzahlen zur Beschreibung eines Elektronenzustandes
In einem Atom kann es nicht zwei oder mehrere Elektronen geben, deren Zustände durch den gleichen Satz an vier Quantenzahlen charakterisiert sind. (PAULI-Verbot)
Wolfgang Pauli1945 Nobelpreis Physik
2Beschreibung von Elektronen
1) Hauptquantenzahl n- Ordnet Elektronen einer Elektronenschale zu- n≥1, natürliche Zahl- Mit steigendem n, steigt die Energie und der Atomradius- n entspricht der Periodenzahl (bei Hauptgruppenelementen)
Höchstmögliche Anzahl an Elektronen je Elektronenschale:
Z=2*n²
2Beschreibung von Elektronen
1) Hauptquantenzahl n
Ergänzen Sie folgendes Schema:
Z=2*n²
1
2
3
4
E
567
Z=2*1²=2
Z=2*2²=8
Z=
Z=
Z=Z=Z=
Z(3)=18Z(4)=32Z(5)=50Z(6)=72Z(7)=98
Hat jedes Elektron einer Schale dieselbe Energie?
2Beschreibung von Elektronen
2) Nebenquantenzahl l- Gibt die feinen Energieunterschiede der Elektronen einer Schale an- 0 ≤ l ≤ n-1, l ist eine natürliche Zahl- Ordnet jedes Elektron einem Unterniveau zu
Wert von l Bezeichnung0 s-Unterniveau1 p-Unterniveau2 d-Unterniveau3 f-Unterniveau
Höchstmögliche Anzahl an Elektronen je Elektronenschale:
Z=4l+2
2Beschreibung von Elektronen
2) Nebenquantenzahl l Schale Zahl der e- Unterniveau Zahl der e-
1 2 (0) s Z=4*0+2=22 8 (0) s Z=2
(1) p Z=4*1+2=63 18 (0) s Z=2
(1) p Z=6(2) d Z=
4 32 (0) s Z=(1) p Z=(2) d Z=(3) f Z=
Z=4l+2
Ergänzen Sie folgende Übersicht:
2Beschreibung von Elektronen
2) Nebenquantenzahl ln e- l e-
1 2 s 2
2 8 s 2
p 6
3 18 s 2
p 6
d 10
4 32 s 2
p 6
d 10
f 14 1
2
3
E
2
2
26
610
1s
2s
2p3s3p3d
1s22s22p63s23p63d10
2Beschreibung von Elektronen
Zeichnen Sie das Energieniveauschema von Aluminium!
1s22s22p63s23p1
Wie kann man Nebengruppenelemente darstellen?- Nebengruppen füllen die d-Unterniveaus auf- Unterniveaus können sich überlappen, Bsp.: 4s23d10
- Tafelwerk Seite 126
2Beschreibung von Elektronen
Ergänzen Sie folgende Tabelle:
Element EnergieniveauschemaPalladium (Pd)
[Xe]4f145d106s2
Titan (Ti)
2Beschreibung von Elektronen
Element EnergieniveauschemaPalladium (Pd) [Kr]4d10
Quecksilber (Hg) [Xe]4f145d106s2
Titan (Ti) [Ar]3d24s2
2Beschreibung von Elektronen
Wie kann man sich Unterniveaus vorstellen?
AtomorbitaleAtomorbitale beschreiben den Raum um einen Atomkern, in dem die Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons mit bestimmten Energiegehalt am höchsten ist.
s-Orbital p-Orbital d-Orbital
2Beschreibung von Elektronen
Atomorbitale- Jedes Orbital kann mit zwei Elektronen besetzt werden
Wo genau befinden sich die Elektronen?Zur Beschreibung sind die beiden fehlenden Quantenzahlen nötig.
s-Orbital p-Orbital d-Orbital
2Beschreibung von Elektronen
3) Magnetquantenzahl m- Gibt die räumliche Orientierung des Orbitals an- l ≤ m ≤ l; m ist eine ganze Zahl
Beispiel p-Orbital: l=1m=-1 (x-Achse); m=0 (z-Achse), m=1 (y-Achse)
Es gibt also drei Orbitale: px, py, pz
2Beschreibung von Elektronen
Beispiel p-Orbital: l=1m=-1 (x-Achse); m=0 (z-Achse), m=1 (y-Achse)
Es gibt also drei Orbitale: px, py, pz
2Beschreibung von Elektronen
Geben sie alle möglichen Magnetquantenzahlen für d-Orbitale an.
d l=2 m=-2, m=-1, m=0, m=1, m=2 fünf Orbitale
2Beschreibung von Elektronen
4) Spinquantenzahl s- Beschreibt den Eigendrehimpuls des Elektrons (Elektronenspin)- s=±1/2Beispiel:
m=-1s=+1/2
m=-1s=-1/2
2Beschreibung von Elektronen
Zeichnen von Elektronenkonfigurationen
1
2
3E
1s
2s
2p3s3p3d
2Beschreibung von Elektronen
Zeichnen von Elektronenkonfigurationen1. Aufbauprinzip:Reihenfolge der Besetzung entspricht Reihenfolge der Energiewerte
2. HUNDsche Regel:Es werden zunächst alle Orbitale eines Unterniveaus mit parallelem Spin besetzt, bevor die Orbitale mit antiparallelem Spin besetzt werden.
Friedrich Hund
2Beschreibung von Elektronen
Zeichnen von Elektronenkonfigurationen
1
2
3E
1s
2s
2p3s3p3d
H He
Li Be
B C N O F NeNa Mg
2Beschreibung von Elektronen
Zeichnen von Elektronenkonfigurationen
Zeichnen Sie die Elektronenkonfigurationen von Schwefel, Eisen und Calcium.
2Beschreibung von Elektronen
Zeichnen von Elektronenkonfigurationen
1
2
3E
1s
2s
2p3s3p
3d
Al Si P S Cl Ar4s K Ca
Sc Ti V Cr Mn Fe
3 Anwendung
Können diese theoretischen Überlegungen auch praktisch belegt werden?1) Spektroskopie2) Reaktionsverhalten und Wertigkeit
3 Anwendung
1) SpektroskopieEnergiezufuhr hebt die Elektronen von einem tieferen auf ein höheres EnergieniveauBeim Zurückfallen wird Strahlung mit bestimmter Wellenlänge emittiertdiskrete Linien anstatt eines Kontinuumscharakteristisches Spektrum für jedes ElementUV/Vis-Spektroskopie
3 Anwendung
1) Spektroskopie
Dies belegt jedoch nur die Existenz der Energieniveaus und der Hauptquantenzahl n
3 Anwendung
2) Reaktionsverhalten und WertigkeitBesonders stabil ist eine Elektronenkonfiguration dann, wenn:- Alle energieähnlichen Orbitale halb besetzt sind- Orbitale mit der höchsten Energie voll besetzt sind
3 Anwendung
2) Reaktionsverhalten und Wertigkeit
1
2
3E
1s
2s
2p3s3p
3d4s
Fe
3d4s
3 Anwendung
2) Reaktionsverhalten und Wertigkeit
Fe (I)3d4s
Fe (II)3d4s
Fe (III)3d4s
Fe2O
FeO
Fe2O3
Beispiele
3 Anwendung
2) Reaktionsverhalten und WertigkeitErklären Sie die Stabilität folgender Ionen: Mn2+, Mn7+, Ag+
3d4s
3d4s
4d5s
Mn2+
Mn7+
Ag+
4 Zusammenfassung
- 4 Quantenzahlen beschreiben Elektronen vollständig: Haupt-, Neben-, Magnet- und Spinquantenzahl
PAULI-Verbot- Orbitale geben Aufenthaltswahrscheinlichkeiten von Elektronen um
den Atomkern anAufbauprinzip und HUNDsche Regel