Der Aufbau der Atome und das Periodensystem

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1 Der Aufbau der Atome und das Periodensystem Licht l*n = c Lichtgeschwindigkeit (c = 3.00*10 8 ms -1 ) Wellenlänge Frequenz (1Hz = 1 s -1 ) Wellenlänge, l Elektrisches Feld

2 Farbe, Frequenz und Wellenlänge elektromagnetischer Strahlung Elektromagnetische Strahlung Röntgen- und g-strahlung Ultraviolett Sichtbares Licht Violett Blau Grün Gelb Orange Rot Infrarot Microwellen und Radiowellen Frequenz, Hz Wellenlänge, nm *10 6

3 Quantenmechanik: Elektromagnetische Strahlung wird in Form diskreter Energiepakete emittiert Lichtquanten oder Photonen E = h*n h = 6.63*10-34 Js / photon Planck-Konstante

4 Die Struktur des Wasserstoffatoms Ê 1 n = R Á H 2 n - 1 ˆ 2 Ë 1 n 2 Vollständiges Spektrum von H Die Frequenzen aller Linien des Spektrums folgen der Formel R H = 3.29*10 15 Hz (Rydbergkonstante) n i : ganze Zahlen und n 2 = n 1 +1, n 1 +2,...

5 Jedes Photon wird von einem Atom emittiert und nimmt einen Teil dessen Energie mit. Energieabnahme des Atoms: DE n = DE/h Das Bohr sche Atommodell Das Elektron des H-Atoms bewegt sich auf wohldefinierten Kreisbahnen um den Kern! Nur bestimmte Bahnen sind erlaubt E = -h R H n 2 with n =1,2,3... Die Energie ist am niedrigsten für n = 1 Grundzustand! Die Spektrallinien sind eine Folge von Uebergängen zwischen verschiedenen Bahnen!

6 Die erlaubten Energiezustände nach Bohr Problem: alle Versuche das Modell auf kompliziertere Atome zu übertragen scheitern!

7 Teilchen und Wellen Die de Broglie Beziehung Die Welle-Teilchen Dualität bzw. die Kombination von Wellenund Teilchencharakter sollte für alle Materie gelten! Jedes Teilchen hat Welleneigenschaften und seine Wellenlänge hängt von seiner Masse nach der de Broglie Beziehung ab: l = h Masse Geschwindigkeit Beispiele: Tennisball (100 g), der sich mit 65 km/h bewegt: l m Elektron, das sich mit 2000 km/s bewegt: l 3.6*10-10 m = 3.6 Å

8 Die Unschärferelation (Heisenberg) Dx ( m Dv) h 4p Kennt man die Position eines Teilchens der Masse m mit einer Genauigkeit Dx, so muss die Unsicherheit über seine Geschwindigkeit mindesten Dv betragen! Folgen für das Bohr sche Modell: Elektronen können sich nicht an einen wohldefinierten Ort auf einer Umlaufbahn befinden und sich mit wohldefinierter Geschwindigkeit bewegen!

9 Die Wellenfunktion eines Elektrons In der Quantenmechanik spricht man von der Wahrscheinlichkeit, dass sich ein Teilchen an einem bestimmten Ort aufhält Mathematischer Ausdruck, der die Wahrscheinlichkeit des Aufenthalts eines Elektrons widergibt: Wellenfunktion y oder Atomorbital (Die Wahrscheinlichkeit ein Elektron an einem bestimmten Ort zu finden ist proportional zu y 2 (Ladungsdichte) an diesem Ort)

10 Das Elektron im Kasten (1D) Behandlung als hin- und zurücklaufende Welle stehende Wellen vgl. schwingende Saite Wellenfunktion: Y n ( x ) = Ê ˆ Ê npx ˆ Á Ë L sin Á mit n = 1, 2, 3,... Ë L L nl Nur stehende Wellen mit sind möglich! 2 = L erlaubte Energiewerte E n = n 2 h 2 mit n = 1, 2, 3,... 8mL 2 In 2D: stehende Wellen eines Trommelfells!

11 Die Atomorbitale des Wasserstoffs Schrödinger: jedes Atomorbital wird durch 3 Quantenzahlen Charakterisiert (= Zahl, die den Zustand eines Elektrons bezeichnet und den Zahlenwert einer Eigenschaft festlegt) Die Hauptquantenzahl n (n = 1, 2, 3,...) Charakterisiert die Energie eines Elektrons Alle Orbitale mit gleichem n gehören zur gleichen Schale Bestimmt den mittleren Abstand vom Kern (Zunahme mit n!) Die Drehimpulsquantenzahl l (l = 0, 1, 2,...n-1) Gruppiert die Orbitale einer Schale in verschiedene Unterschalen l = s p d f g...

12 Die magnetische Quantenzahl m l (m l = l, l-1,...-l+1, -l Gibt das jeweilige Orbital in einer Unterschale an Beispiel: l = 1: m l = 1, 0, -1 oder p x, p y, p z Die Spinquantenzahl m s (m s = + 1 / 2, - 1 / 2 ) Eine genauere Analyse des Wasserstoffspektrums zeigt, dass die Spektrallinien nicht genau die Frequenzen aufweisen, die durch die Berechnung Schrödingers vorhergesagt werden Elektronen verhalten sich in gewisser Hinsicht wie Kugeln, die um ihre eigene Achse rotieren Spin Der Spin kann im oder gegen den Uhrzeigersinn sein

13 Quantenzahl Symbol Werte Bedeutung Haupt- Neben- Magnetische - Spin- n l m l m s 1, 2, 3,... 0, 1,..., n-1 l, l-1,..., -l + 1 / 2, - 1 / 2 Bezeichnet Schale, gibt Energie an Bezeichnet Unterschale Bezeichnet Orbitale der Unterschale Gibt den Spinzustand an Schale l = Unterschale s Unterschale p Unterschale d m l = s p d

14 Die s Orbitale sphärisch Wahrscheinlichkeit Elektronenwolke Radius Grenzflächendiagramm:

15 p z z Die p Orbitale hantelförmig Knoten y Entfernung vom Kern x y y 2 Knotenebene Entfernung vom Kern Wahrscheinlichkeit = 0 am Kern

16

17 Die d Orbitale d z 2

18

19 Die f-orbitale

20 Die Struktur von Mehrelektronen-Atomen Die effektive Kernladung Aufgrund von Elektron-Elektron Abstossung hat eine p-unterschale eine höhere Energie als eine s-unterschale der gleichen Schale Jedes Elektron wird durch die anderen Elektronen des Atoms von der Anziehung durch den Kern abgeschirmt effektive Kernladung ist niedriger als die tatsächliche!

21 Relative Energien der Schalen, Unterschalen und Orbitale in einem Mehrelektronenatom Energie 4s 3s s p d 3p 3d 2s 2p 1s

22 Pauli: Ausschlussprinzip Auf einem Orbital haben höchstens zwei Elektronenplatz; die Spins dieser beiden Elektronen müssen gepaart sein. Verschiedene Elektronen eines Atoms unterscheiden sich in mindestens einer Quantenzahl

23 Die Elektronenkonfiguration He 1s 2 Geschlossene Schale = Schale, die die maximale Anzahl an Elektronen enthält, die durch das Pauli sche Ausschlussprinzip zugelassen sind. Li 1s 2 2s 2 Rumpfelektronen (wesentlich stärker gebunden)

24 Das Aufbauprinzip Elektronenkonfiguration, die zur niedrigsten Gesamtenergie des Atoms führt! Reihenfolge, in der die Atomorbitale entsprechend dem Aufbauprinzip gefüllt werden.

25 Zuordnung der Konfiguration eines Elements mit der Ordnungszahl z: 1. z Elektronen werden eines nach dem anderen entsprechend der Reihenfolge des Schemas in die Orbitale eingefüllt (nicht mehr als 2 pro Orbital) 2. Falls mehr als ein Orbital in einer Unterschale verfügbar ist, werden die Elektronen zunächst mit parallelem Spin in verschiedene Orbitale der Unterschale gefüllt (Hund sche Regel) Hilfreiches Modell: Atom besteht aus Edelgaskern, der von den Valenzelektronen (äusserste Schale) umgeben ist. Li [He]2s 1 N [He]2s 2 2p 3 Si [Ne]3s 2 3p 2 Zahl der Valenzelektronen = Gruppennummer

26 B 1s 2 2s 2 2p x 1 N 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 F 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 1 Das Aufbauprinzip führt periodisch zu analogen Elektronenkonfigurationen und damit zu ähnlichen chemischen Eigenschaften

27 Das Füllen der d-orbitale Aufgrund gegenseitiger Durchdringung und Abschirmung haben die 4s Orbitale niedrigere Energie als die 3d Orbitale: Sc [Ar]3d 1 4s 2 Ti [Ar]3d 2 4s 2 Cr [Ar]3d 5 4s 1 Cu [Ar]3d 10 4s 1 Ausnahme: halbvolle oder volle Unterschalen haben niedrigere Energie!

28 Eine Uebersicht der periodischen Eigenschaften Blöcke, Perioden und Gruppen p Block d Block s Block f Block Hauptgruppe, Nebengruppe, Seltene Erden, Periode = Hauptquantenzahl, repräsentative Elemente (Periode 2 und 3)

29 Die Periodizität physikalischer Eigenschaften Atomradien (pm) Atomradius

30 Li 157 Be 112 B 88 C 77 N 74 O 66 F 64 Na 191 K 235 Rb 250 Cs 272 Mg 160 Ca 197 Sr 215 Ba 224 Al 143 Ga 153 In 167 Tl 171 Si 118 Ge 122 Sn 158 Pb 175 P 110 As 121 Sb 141 Bi 182 S 104 Se 117 Te 137 Po 167 Cl 99 Br 114 I 133 At? Atomradien (pm) Zunahme Abnahme

31 Ionenradius Ionenradius Anteil am Abstand zwischen benachbarten Ionen in einem ionischen Festkörper

32 Ionenradius Abnahme Abnahme Li + 58 Be B N O F Zunahme Na K Rb Mg Ca Sr Al Ga In P As S Se Te Cl Br I Zunahme Cs Ba Tl Vergleiche die Grösse der Ionen mit den zugehörigen Neutralatomen!

33 Ionisierungsenergie = minimale Energie zur Entfernung eines Elektrons aus dem Grundzustand eines Atoms in der Gasphase E(g) E + (g) + e - (g) Benötigte Energie: I 1 Die zweite Ionisierungsenergie eines Elements ist immer höher als seine erste!! Warum?

34 Li Be B N O F Na K Rb Cs Mg Ca Sr Ba Al Ga 577 In 556 Tl 812 P 1060 As 966 S 1000 Se 941 Te 870 Cl 1260 Br 1140 I 1010 C Si 786 Ge 762 Sn 707 Pb 920 At 920 Po 812 Sb 833 Bi 1040 He Ne Ar 1520 Kr 1350 Xe 1170 Ra 1040 H 1310 Zunahme Zunahme

35

36 Elektronenaffinität = Energie, die frei wird, wenn ein Elektron zu einem Atom oder Ion eines Elements in der Gasphase zugegeben wird. E(g) + e - (g) E - (g) DH gain Allgemein: Elektronenaffinität wird nach oben rechts im PSE zunehmend exothermer! Warum nimmt die Elektronenaffinität von Kohlenstoff zu Stickstoff ab?

37 Li -60 Be +48 B -27 N +7 O F -328 Na -53 K -48 Rb -47 Cs -46 Mg +39 Ca +29 Sr +29 Ba +29 Al -43 Ga -29 In -29 Tl -19 P -72 As -78 S Se -195 Te -190 Cl -349 Br -325 I -295 C -122 Si -134 Ge -116 Sn -116 Pb -35 At -270 Po -174 Sb -103 Bi -91 He +48 Ne +116 Ar +96 Kr +96 Xe +77 Ra +68 H -73

38 Elektronegativität Die Elektronegativität c eines Elements ist ein Mass für seine Anziehungskraft gegenüber Verbindung ist! c I + E ea H 2.2 Li 1.0 Be 1.6 B 2.0 C 2.6 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Na 0.93 Mg 1.3 Al 1.6 Si 1.9 P 2.2 S 2.6 Cl 3.2 K 0.82 Ca 1.0 Ga 1.8 Ge 2.0 As 2.2 Se 2.6 Br 3.0 Rb 0.82 Sr 0.95 In 1.8 Sn 2.0 Sb 2.4 Te 2.1 I 2.7 Cs 0.79 Ba 0.89 Tl 2.0 Pb 2.3 Bi 2.0 Po 2.0 At 2.2

39 Trends der chemischen Eigenschaften Die s-blockelemente niedrige Ionisierungsenergie Metalle basische Oxide alle Verbindungen sind ionisch Bildung von Kationen Diagonale Beziehungen: Aehnlichkeiten der Eigenschaften diagonaler Nachbarn Li 1.0 Be 1.6 B 2.0 C 2.6 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Na 0.93 Mg 1.3 Al 1.6 Si 1.9 P 2.2 S 2.6 Cl 3.2

40 Beispiele 6Li + N 2 2Li 3 N 3Mg + N 2 Mg 3 N 2 Be + 2H + Be 2+ + H 2 2Al + 6H + 2Al H 2 amphoter Be + 2 OH - + 2H 2 O Be(OH) H 2 2Al + 2OH H 2 O 2Al(OH) H 2

41 Die p-blockelemente höhere Ionisierungsenergien weniger reaktiv als s-blockelemente rechte Seite des p-blocks: hohe Elektronenaffinität Nichtmetalle, die Anionen bilden Die d-blockelemente alle d-blockelemente sind Metalle (nach links : niedrige Ionisierungsenergien: hohe Reaktivität! nach rechts: höhere Ionisierungsenergien: inert) alle d-blockelemente bilden verschiedene Kationen mit unterschiedlichen Oxidationszahlen

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