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Atombau Aufbau der Elektronenhülle. Atombau – Aufbau der Elektronenhülle 1 Das BOHRsche Atommodell 2 Wellen, Quanten und Orbitale: Beschreibung von Elektronen.

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Präsentation zum Thema: "Atombau Aufbau der Elektronenhülle. Atombau – Aufbau der Elektronenhülle 1 Das BOHRsche Atommodell 2 Wellen, Quanten und Orbitale: Beschreibung von Elektronen."—  Präsentation transkript:

1 Atombau Aufbau der Elektronenhülle

2 Atombau – Aufbau der Elektronenhülle 1 Das BOHRsche Atommodell 2 Wellen, Quanten und Orbitale: Beschreibung von Elektronen 3 Anwendung 4 Zusammenfassung

3 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.

4 1 Das BOHRsche Atommodell Das BOHRsche Atommodell von Eisen.

5 1 Das BOHRsche Atommodell Definition Elektronenschale Elektronen mit annähernd gleicher Energie werden einem Energieniveau zugeordnet. Diese Energiezustände werden als Elektronenschalen bezeichnet E 2 Elektronen 14 Elektronen 8 Elektronen

6 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?

7 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.

8 2Beschreibung von Elektronen

9 Werner Heisenberg 1932 Nobelpreis Physik HEISENBERGsche Unschärferelation Es 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)

10 2Beschreibung von Elektronen Erwin Schrödinger 1933 Nobelpreis Physik Die SCHRÖDINGER-Gleichung Ψ 2 gibt die absolute Wahrscheinlichkeit an, ein Elektron an der Stelle x,y,z zu finden.

11 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 Pauli 1945 Nobelpreis Physik

12 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

13 2Beschreibung von Elektronen 1)Hauptquantenzahl n Ergänzen Sie folgendes Schema: Z=2*n² E Z=2*1²=2 Z=2*2²=8 Z= Z(3)=18 Z(4)=32 Z(5)=50 Z(6)=72 Z(7)=98 Hat jedes Elektron einer Schale dieselbe Energie?

14 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 lBezeichnung 0s-Unterniveau 1p-Unterniveau 2d-Unterniveau 3f-Unterniveau Höchstmögliche Anzahl an Elektronen je Elektronenschale: Z=4l+2

15 2Beschreibung von Elektronen 2) Nebenquantenzahl l SchaleZahl der e - UnterniveauZahl der e - 12(0) sZ=4*0+2=2 28(0) sZ=2 (1) pZ=4*1+2=6 318(0) sZ=2 (1) pZ=6 (2) dZ= 432(0) sZ= (1) pZ= (2) dZ= (3) fZ= Z=4l+2 Ergänzen Sie folgende Übersicht:

16 2Beschreibung von Elektronen 2) Nebenquantenzahl l ne-e- le-e- 12s2 28s2 p6 318s2 p6 d10 432s2 p6 d10 f E s 2s 2p 3s 3p 3d 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10

17 2Beschreibung von Elektronen Zeichnen Sie das Energieniveauschema von Aluminium! 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Wie kann man Nebengruppenelemente darstellen? -Nebengruppen füllen die d-Unterniveaus auf -Unterniveaus können sich überlappen, Bsp.: 4s 2 3d 10 -Tafelwerk Seite 126

18 2Beschreibung von Elektronen Ergänzen Sie folgende Tabelle: ElementEnergieniveauschema Palladium (Pd) [Xe]4f 14 5d 10 6s 2 Titan (Ti)

19 2Beschreibung von Elektronen ElementEnergieniveauschema Palladium (Pd)[Kr]4d 10 Quecksilber (Hg)[Xe]4f 14 5d 10 6s 2 Titan (Ti)[Ar]3d 2 4s 2

20 2Beschreibung von Elektronen Wie kann man sich Unterniveaus vorstellen? Atomorbitale Atomorbitale beschreiben den Raum um einen Atomkern, in dem die Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons mit bestimmten Energiegehalt am höchsten ist. s-Orbitalp-Orbitald-Orbital

21 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-Orbitalp-Orbitald-Orbital

22 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=1  m=-1 (x-Achse); m=0 (z-Achse), m=1 (y-Achse) Es gibt also drei Orbitale: p x, p y, p z

23 2Beschreibung von Elektronen Beispiel p-Orbital: l=1  m=-1 (x-Achse); m=0 (z-Achse), m=1 (y-Achse) Es gibt also drei Orbitale: p x, p y, p z

24 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

25 2Beschreibung von Elektronen 4) Spinquantenzahl s -Beschreibt den Eigendrehimpuls des Elektrons (Elektronenspin) -s=±1/2 Beispiel: m=-1 s=+1/2 m=-1 s=-1/2

26 2Beschreibung von Elektronen Zeichnen von Elektronenkonfigurationen E 1s 2s 2p 3s 3p 3d

27 2Beschreibung von Elektronen Zeichnen von Elektronenkonfigurationen 1.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

28 2Beschreibung von Elektronen Zeichnen von Elektronenkonfigurationen E 1s 2s 2p 3s 3p 3d HHe LiBe BCNOFNe NaMg

29 2Beschreibung von Elektronen Zeichnen von Elektronenkonfigurationen Zeichnen Sie die Elektronenkonfigurationen von Schwefel, Eisen und Calcium.

30 2Beschreibung von Elektronen Zeichnen von Elektronenkonfigurationen E 1s 2s 2p 3s 3p 3d AlSiPSClAr 4s KCa ScTiVCrMnFe

31 3 Anwendung Können diese theoretischen Überlegungen auch praktisch belegt werden? 1)Spektroskopie 2)Reaktionsverhalten und Wertigkeit

32 3 Anwendung 1)Spektroskopie Energiezufuhr hebt die Elektronen von einem tieferen auf ein höheres Energieniveau Beim Zurückfallen wird Strahlung mit bestimmter Wellenlänge emittiert  diskrete Linien anstatt eines Kontinuums  charakteristisches Spektrum für jedes Element  UV/Vis-Spektroskopie

33 3 Anwendung 1)Spektroskopie Dies belegt jedoch nur die Existenz der Energieniveaus und der Hauptquantenzahl n

34 3 Anwendung 2)Reaktionsverhalten und Wertigkeit Besonders stabil ist eine Elektronenkonfiguration dann, wenn: -Alle energieähnlichen Orbitale halb besetzt sind -Orbitale mit der höchsten Energie voll besetzt sind

35 3 Anwendung 2)Reaktionsverhalten und Wertigkeit E 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s Fe 3d 4s

36 3 Anwendung 2)Reaktionsverhalten und Wertigkeit Fe (I) 3d 4s Fe (II) 3d 4s Fe (III) 3d 4s Fe 2 O FeO Fe 2 O 3 Beispiele

37 3 Anwendung 2)Reaktionsverhalten und Wertigkeit Erklären Sie die Stabilität folgender Ionen: Mn 2+, Mn 7+, Ag + 3d 4s 3d 4s 4d 5s Mn 2+ Mn 7+ Ag +

38 4 Zusammenfassung -4 Quantenzahlen beschreiben Elektronen vollständig: Haupt-, Neben-, Magnet- und Spinquantenzahl  PAULI-Verbot -Orbitale geben Aufenthaltswahrscheinlichkeiten von Elektronen um den Atomkern an  Aufbauprinzip und HUNDsche Regel


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