Aufbau der Elektronenhülle

Präsentation zum Thema: "Aufbau der Elektronenhülle"—  Präsentation transkript:

1 Aufbau der Elektronenhülle
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
Geben Sie die Formeln von Eisenoxid an. Zeichnen Sie das Atommodell von Eisen. 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 4 14 Elektronen 3 8 Elektronen 2 2 Elektronen 1

6 1 Das BOHRsche Atommodell
Wie viele Elektronen sind auf den Schalen bzw. wie viele Elektronen „passen“ auf die Schalen? 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 2Beschreibung von Elektronen
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 Ψ2 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
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
Z= Hauptquantenzahl n Ergänzen Sie folgendes Schema: 7 Z=2*n² Z= 6 Z= 5 Z= 4 Z(3)=18 Z(4)=32 Z(5)=50 Z(6)=72 Z(7)=98 Z= 3 Z=2*2²=8 2 Hat jedes Elektron einer Schale dieselbe Energie? Z=2*1²=2 1

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

15 2Beschreibung von Elektronen
2) Nebenquantenzahl l Z=4l+2 Schale Zahl der e- Unterniveau 1 2 (0) s Z=4*0+2=2 8 Z=2 (1) p Z=4*1+2=6 3 18 Z=6 (2) d Z= 4 32 (3) f Ergänzen Sie folgende Übersicht:

16 2Beschreibung von Elektronen
1s22s22p63s23p63d10 2) Nebenquantenzahl l n e- l 1 2 s 8 p 6 3 18 d 10 4 32 f 14 10 3d 3 6 3p 2 3s 6 2p 2 2 2s 1 2 1s

17 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

18 2Beschreibung von Elektronen
Ergänzen Sie folgende Tabelle: Element Energieniveauschema Palladium (Pd) [Xe]4f145d106s2 Titan (Ti)

19 2Beschreibung von Elektronen
Element Energieniveauschema Palladium (Pd) [Kr]4d10 Quecksilber (Hg) [Xe]4f145d106s2 Titan (Ti) [Ar]3d24s2

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-Orbital p-Orbital d-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-Orbital p-Orbital d-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: px, py, pz

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: px, py, pz

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 3d 3 3p 3s 2p 2 2s 1 1s

27 2Beschreibung von Elektronen
Zeichnen von Elektronenkonfigurationen Aufbauprinzip: Reihenfolge der Besetzung entspricht Reihenfolge der Energiewerte 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 3d 3 3p 3s Na Mg 2p B C N O F Ne 2 2s Li Be 1 1s H He

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

30 2Beschreibung von Elektronen
Zeichnen von Elektronenkonfigurationen Sc Ti V Cr Mn Fe 3d E K Ca 4s 3 Al Si P S Cl Ar 3p 3s 2p 2 2s 1 1s

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

32 3 Anwendung 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 Spektroskopie
Dies belegt jedoch nur die Existenz der Energieniveaus und der Hauptquantenzahl n

34 3 Anwendung 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 Fe Reaktionsverhalten und Wertigkeit 3d E 4s 3 3p 3s 2p 3d
1 1s

36 3 Anwendung Fe (I) Fe (II) Fe (III) Reaktionsverhalten und Wertigkeit
Beispiele 3d Fe (I) Fe2O 4s 3d Fe (II) FeO 4s 3d Fe (III) Fe2O3 4s

37 3 Anwendung Reaktionsverhalten und Wertigkeit
Erklären Sie die Stabilität folgender Ionen: Mn2+, Mn7+, Ag+ 3d Mn2+ 4s 3d Mn7+ 4s 4d Ag+ 5s

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