Atombau und Periodensystem

Präsentation zum Thema: "Atombau und Periodensystem"—  Präsentation transkript:

1 Atombau und Periodensystem

2 Aber das ist doch schon die vereinfachte Version für die Allgemeinheit !

3 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, Luft vier Grundwerte: Kälte, Nässe, Hitze, Trockenheit

4 Aufbau der Atome

5 Aufbau der Atome

6 Aufbau der Atome John Dalton 1766-1844:
stellte 1808 die Atomhypothese auf: Die Materie besteht aus unteilbaren kleinen Kugeln = Atome Ein Element besteht aus gleich großen gleich schweren Atomen Chemische Reaktionen sind nur ein umordnen von Atomen

7 Aufbau der Atome J.J.Berzelius 1779-1848: Ernest Rutherford 1871-1937:
entwirft 1813 die heutige chemische Schreibweise Ernest Rutherford : stellt 1911 sein Kern-Hülle Modell vor

8 Aufbau der Atome

9 Aufbau der Atome

10 Aufbau der Atome Atomkern Hülle Masse 99,95% = 0,05% =
1,672*10-27kg 9,1*10-31 kg Ladung positiv negativ Teilchen Protonen + Neutronen Elektronen Größe m m

11 Elementarteilchen 1 u (Unit, atomic mass unit) = 1,66.10-27 kg Proton
Name Symbol Masse (kg) Masse Ladung Proton p+ 1, ~ 1 u +1, C Neutron n0 1, 0 C Elektron e- 9, ~ 1/2000 u -1, C 1 u (Unit, atomic mass unit) = 1, kg C = Coulomb, jene Elektrizitätsmenge die von Strom von 1 A in 1s transportiert wird (C = A.s)

12 Element  Ordnungszahl
Elementbegriff Ordnungszahl = Kernladungszahl = Protonenanzahl Element  Ordnungszahl Massenzahl = Protonenanzahl + Neutronenanzahl Notation:

13 Nuklide - Isotope Nuklid: Atomsorte mit eindeutiger OZ und MZ
Nuklide mit gleicher OZ  gleiches Element Nuklide mit gleicher OZ  ISOTOPE

14 (gewichtet nach dem natürlichen Nuklidgemisch)
Rel. Atommasse (gewichtet nach dem natürlichen Nuklidgemisch) Nukleonenzahl Häufigkeit

15 Rel. Atommasse Nuklid Nuklidmasse Häufigkeit Atommasse 12,0000 98,89 %
13,0034 1,11 % 12.0,9889+ 13,0034.0,0111= 12,011

16 Massenspektrometer

17 Massenspektrum

18 Elektronenhülle

19 Flammenfärbung

20 Aufspaltung von Licht Kontinuierliches Spektrum bei weißem Licht

21 Linienspektren

22 Modelle der Elektronenhülle

23 Modelle der Elektronenhülle
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 Niels Bohr:  DAS SCHALENMODELL entwickelte sich weiter zum SPHÄRENMODELL

24 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).

25 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

26 Modelle der Elektronenhülle
Grenzen des Atommodells von Bohr: 1) Kreisende Elektronen müssten an Energie verlieren 2) Heisenbergsche Unschärferelation 3) Welle – Teilchen – Dualismus

27 Modelle der Elektronenhülle
1927 Werner Heisenberg Unschärferelation: der Ort x und der Impuls p eines Teilchens nicht gleichzeitig beliebig genau bestimmt werden können

28 Modelle der Elektronenhülle
Welle – Teilchen - Dualismus Elementarteilchen können als Teilchen (Korpuskel) oder als Welle wirken Schrödinger „berechnet“ Räume für Elektronen

29 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 ( , Nobelpreis f. Physik 1945).

30 Modelle der Elektronenhülle
Orbitale, 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,f beschreibt die Form des Orbitals und damit auch die Energie 3, Magnetquantenzahl (m): -l 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 -1/2 beschreibt die Eigenrotation der Elektronen

31 Das Orbitalmodell – von E. Schrödinger
Atomorbitale AO: Aufenthaltsorte für jeweils maximal zwei Elektronen einer Sphäre. Arten der Orbitale: s p d f

32 1.4 Modelle der Elektronenhülle
Bezeichnung des Atomorbitals erfolgt durch die Sphärenzahl (Hauptquantenzahl) und die Orbitalform (Nebenquantenzahl): 1s: kleinstes AO, kugelförmig 2s: größer als 1s, kugelförmig 2p: in der 2. Sphäre, hantelförmig, es gibt immer drei energiegleiche 2p-Atomorbitale 3d: in der 3. Sphäre, „blumenartig“, es gibt immer fünf energiegleiche 3d-Atomorbitale

33 Energieabfolge der AO 4f 6s 5p 4d 5s Energie 4p 3d 4. Schale 4s 3p

34 Modelle der Elektronenhülle
Das Schachbrett

35 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

36 Modelle der Elektronenhülle