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Transkript

1 Das Atom Elektron Proton Neutron Youtube: Atom: Clash of Titans Science Documentary Reel Truth Science

2 Eigenschaften von Elementarteilchen Elementarteilchen Masse (absolut) [kg] Ladung [C] [e] Radius [m] Dichte [g cm -3 ] Elektron < sehr hoch Proton Neutron Protonen und Neutronen sind ungefähr 1830 mal schwerer als Elektronen. Freie Neutronen besitzen eine Halbwertszeit von etwa 13 min. 2

3 Das Rutherford - Experiment 3

4 Elementarteilchen als Bestandteil von Atomen 1833 M. Faraday 1886 E. Goldstein 1897 J. J. Thomson Sir W. Crooks 1911 R. A. Millikan 1913 H. G. J. Moseley 1932 Sir J. Chadwick Atome tragen diskrete Mengen elektrischer Ladung Entdeckung von Protonen als positive Kanalstrahlen Entdeckung von Elektronen als negative Kanalstrahlen Bestimmung der Elementarladung Jedes Element unterscheidet sich vom vorherigen Element im PSE durch ein zusätzliches Proton Entdeckung von Neutronen als neutrale Bestandteile der Atome Elektrolysen Studierten die Vorgänge in Gasentladungsröhren Öltröpfchenversuch Versuche mit Röntgenröhren Beschuss von Be mit -Teilchen 4

5 Kathodenstrahlexperiment Elektronen werden durch eine Kathode beschleunigt und durch ein angelegtes elektr. Feld abgelenkt. Dadurch kann man das Verhältnis aus Ladung und Masse bestimmen. 23

6 Aufbau der Elektronenhülle? 6

7 tb Hz n n m en- ee eo hn enl tl l t l r ce l eo oe es hli r l sh agh v aw w e mr tnrr fr i h a ra ro o s st Söt nk dc os- Rs U i a e K M R W Å Fe mt o mt ep mt e M mt e M m Mt e K mt e Atomemission und Spektrallinien Natrium Wasserstoff 7

8 Elektromagnetische Wellen cm rotes Licht Schwingungen pro Sekunde. Frequenz cm Wellenlänge = cm s-1 = Geschwindigkeit = c c 4

9 tb Hz n n m en- ee eo hn enl tl l t l r ce l eo oe es hli r l sh agh v aw w e mr tnrr fr i h a ra ro o s st Söt nk dc os- Rs U i a e K M R W Å Fe mt o mt ep mt e M mt e M m Mt e K mt e Das elektromagnetische Spektrum 5

10 Kosmische Stra Wec -Strahlen Ultra Mikr strahlen Radi Infra Rönt viole hlen hsels owel gen- rot trom len tt tb FemtomteP mtemmte Mm Mte ÅHz Kmte Die Quantelung der Energie - Die Plancksche Gleichung Energie (z.b. Licht) wird nicht kontinuierlich, sondern in winzigen Energieportionen, den Quanten (lat. quant = Menge), übertragen. E = h h ist eine Naturkonstante und wird nach Planck als Plancksches Wirkungsquantum bezeichnet. Es besitzt den Wert h = Js. Max Karl Ernst Ludwig Planck (geb. in Kiel, in Göttingen begraben) 6

11 tb Hz n n m en- ee eo hn enl tl l t l r ce l eo oe es hli r l sh agh v aw w e mr tnrr fr i h a ra ro o s st Söt nk dc os- Rs U i a e K M R W Å Fe mt o mt ep mt e M mt e M m Mt e K mt e Niels Bohr Das Bohrsche Atommodell (1911) 11

12 Kosmische Stra Wec -Strahlen Ultra Mikr strahlen Radi Infra Rönt viole hlen hsels owel gen- rot trom len tt tb Hz Å FemtomtePmteMmteMm MteKmte Das Bohrsche Atommodell - Die Postulate Elektronen bewegen sich im Atom nur auf wenigen erlaubten Kreisbahnen. Diese Kreisbahnen entsprechen bestimmten Energiezuständen der Elektronen. Ein Elektron auf einer erlaubten Kreisbahn strahlt nicht. Elektronische Übergänge finden nur zwischen den unterschiedlichen Kreisbahnen durch Aufnahme oder Abgabe von Energiequanten h statt (Frequenzbedingung) E = E 2 E 1 = h 12

13 Das Bohrsche Atommodell 13

14 Das Bohrsche Atommodell 14

15 Das Bohrsche Atommodell 15

16 Stabile Atome - Ein Paradoxon der klassischen Physik + + Strahlungskatastrophe Werden Ladungen in elektrischen Feldern beschleunigt entsteht elektromagnetische Strahlung (Maxwellsches Durchflutungsgesetz ). kreisendes Elektron verliert Energie in Form von Strahlung Atom kollabiert Erklärung mit Hilfe der Quantenmechanik 14

17 Materiewellen (de Broglie-Gleichung) Wellen-Teilchen Dualismus Wenn sich elektromagnetische Wellen bei bestimmten Experimenten wie ein Teilchenstrom verhalten, so sollten umgekehrt Materieteilchen unter bestimmten Bedingungen auch einen Wellencharakter zeigen. h m v h p Wellenlänge und Impuls können ineinander umgerechnet werden 15 Louis Victor Pierre Raymond Prinz von de Broglie

18 Heisenbergsche Unschärferelation & Schrödingergleichung dass zwei komplementäre Eigenschaften eines Teilchens nicht gleichzeitig beliebig genau bestimmbar sind. Das bekannteste Beispiel für ein Paar solcher Eigenschaften sind Ort und Impuls. Δx. Δp > h/ 4π

19 Aufbau der Elektronenhülle: Was sind Orbitale? Orbitale sind Bereiche, in denen ein Elektron eine bestimmte Aufenthaltswahrscheinlichkeit besitzt. Orbitale stellen erlaubte Energiezustände der Elektronen dar. Die räumliche Ausdehnung und Gestalt der Orbitale ergibt sich aus den Lösungsfunktionen der Schrödingergleichung Quantenmechanik. Lösungsfunktionen enthalten zwei Anteile: Radialfunktion (räumliche Ausdehnung) Winkelfunktion (Gestalt) 16

20 Wie werden Orbitale dargestellt? Winkelfunktion 1s-Orbital z + 90% der Elektronendichte x y 2s-Orbital 90% z + 50% x y 17

21 Orbitale - Wahrscheinlichkeitsdichte 18

22 Atomorbitale und Quantenzahlen Die Quantenzahlen legen Größe, Gestalt und räumliche Orientierung der Atomorbitale, sowie die Energie der in den jeweiligen Orbitalen anzutreffenden Elektronen fest. 1) Hauptquantenzahl n n =1, 2, 3,... Bestimmt die mittlere Entfernung des Elektrons zum Kern und somit auch dessen Energie. Die Energie der Elektronen nimmt mit steigender Hauptquantenzahl zu. 2) Bahndrehimpulsquantenzahl l l = 0, 1,..., n-1 Bestimmt die Gestalt der Orbitale. 3) magnetische Quantenzahl m l Bestimmt die Orientierung der Orbitale im Raum. Es gibt 2l+1 Anordnungsmöglichkeiten. m l =-l, -l+1,..., +l 19

23 Quantenzahlen n Schale l Orbitalname m l Anzahl 1 K 0 1s L 0 2s p -1, 0, M 0 3s p -1, 0, d -2, -1, 0, 1, N 0 4s p -1, 0, d -2, -1, 0, 1, f -3, -2, -1, 0, 1, 2,

24 Energie Orbitalenergieniveau-Schema eines Einelektronensystems, H-Atom 3s 3p 3d 2s 2p 1s 24

25 Gestalt von s-orbitalen (l = 0) z z x y x y s n = 1 l = 0 m = 0 s n = 2 l = 0 m = 0 25

26 Gestalt von p-orbitalen (l = 1) p x p y p z n = 2 n = 2 n = 2 l = 1 l = 1 l = 1 m = +1 m = -1 m = 0 26

27 Gestalt von d-orbitalen (l = 2) z z d x 2-y2 d z 2 n = 3 n = 3 l = 2 m = -2 x y x y l = 2 m = 0 z z z x y y y d xy n = 3 l = 2 m = +2 d xz n = 3 l = 2 m = +1 d yz n = 3 l = 2 m = -1 27

28 Der Stern-Gerlach Versuch 28

29 m s = +½ Der Elektronenspin z z m s = -½ Orientierung des mag. Moments des Elektrons im Orbital 29

30 Orbitalmodell der Atome 1) Hauptquantenzahl n n =1, 2, 3,... mittlere Ausdehnung und Energie 2) Bahndrehimpulsquantenzahl l l = 0, 1,..., n-1 Gestalt der Orbitale. 3) magnetische Quantenzahl m l m l =-l, -l+1,..., +l Orientierung der Orbitale im Raum. (2l+1-Werte) 4) Spinquantenzahl m s m s = -1/2, +1/2 Orientierung des mag. Moments des Elektrons im Orbital. Ein Zustand für ein Elektron wird durch alle 4 QZ festgelegt. Ein Orbital ist durch n, l und m l bestimmt. 30

31 Energie Energieniveauschema eines Mehrelektronensystems 7s 6s 5s 7p 6p 5p 6d 5d 4d 5f 4f 4s 4p 3d 3p 3s 2p 2s 1s 28

32 Merkschema zu Energieniveaus 32

33 Das Pauli-Prinzip (1925) Alle Elektronen eines Atoms müssen sich in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden Wolfgang Pauli 33

34 Elektronenkonfiguration von Mehrelektronensystemen Elektronenkonfiguration H He 1s 1 1s 1 1s2 1s2 Elektronenpaar Hauptquantenzahl Maximale Elektronenzahl Jede Elektronenschale kann 2 n 2 Elektronen aufnehmen Li 1s2 2s1 31

35 Elektronenkonfiguration von Mehrelektronensystemen Be 1s2 2s2 B 1s2 2s2 2p1 C? 1s2 2s2 2p2? 1s2 2s2 32

36 Die Hundsche Regel (Regel der höchsten Multiplizität) Alle entarteten Orbitale (also Orbitale mit gleicher Energie) werden zunächst einfach mit Elektronen gleichgerichteten Spins besetzt. Friedrich Hund 33

37 Elektronenkonfiguration in Mehrelektronensystemen N O F Ne 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2 2s 2 2p 4 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 Eine vollständig mit Elektronen besetzte Elektronenschale ist energetisch besonders stabil. Helium und Neon sind daher reaktionsträge Edelgase. 37

38 Elektronenkonfiguration in Mehrelektronensystemen Valenzelektronenkonfiguration Na 1s2 2s2 2p6 3s1 [Ne] [Ne]3s1 Vollständig mit Elektronen besetzte Elektronenschalen können für eine kürzere Schreibweise durch das in eckige Klammer gesetzte Elementsymbol des entsprechenden Edelgases dargestellt werden. 38

39 Valenzelektronen Für die chemischen Reaktivität eines Elements sind besonders die Elektronen auf Energieniveaus oberhalb der letzten voll besetzten Elektronenschalen verantwortlich. Sie werden Valenzelektronen genannt 39

40 Elektronenkonfiguration in Mehrelektronensystemen 40

41 Das Periodensystem der Elemente 41

42 Das Periodensystem der Elemente s-orbitale 1 s1 s2 1 H 2 He p-orbitale p1 p2 p3 p4 p5 p Li Be Na Mg K Ca 21 Sc Rb Sr Y Cs Ba Fr Ra d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 57 La 89 Ac 58 Ce 90 Th 59 Pr 91 Pa 60 Nd 92 U 61 Pm 93 Np 62 Sm 94 Pu f-orbitale f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 63 Eu Gd 96 Am Cm 65 Tb 97 Bk 66 Dy 98 Cf 67 Ho 99 Es 68 Er 100 Fm 69 Tm 101 Md 70 Yb 102 No 71 Lu 103 Lr 22 Ti 40 Zr 72 Hf 104 Rf 23 V 73 Ta 105 Db 24 Cr Nb Mo d-orbitale 74 W 106 Sg 25 Mn 43 Tc 75 Re 107 Bh 26 Fe 44 Ru 76 Os 108 Hs 27 Co 45 Rh 77 Ir 109 Mt 28 Ni 46 Pd 78 Pt 110 Eka- Pt 29 Cu 47 Ag 79 Au 111 Eka- Au 30 Zn 48 Cd 80 Hg 112 Eka- Hg B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Ga Ge As Se Br Kr In Sn Sb Te I Xe Tl Pb Bi Po At Rn s-block f-block d-block p-block 42

43 Wichtige Begriffe: Rutherfordsches Atommodell Bohrsches Atommodell (Postulate) Quantelung der Energie, Welle-Teilchen-Dualismus Orbitale, Quantenzahlen, Orbitalenergieniveauschema Aufbauprinzip, Pauli-Prinzip, Hundsche Regel Elektronenkonfiguration Valenzelektronenkonfiguration s- / p- / d- /f- Block im PSE 43