2. Elementare Stöchiometrie I Definition und Gesetze, Molbegriff, Konzentrationseinheiten

Transkript

1 Inhalt: 1. Regeln und Normen Modul: Allgemeine Chemie 2. Elementare Stöchiometrie I Definition und Gesetze, Molbegriff, Konzentrationseinheiten 3.Bausteine der Materie Atomkern: Elementarteilchen, Kernkräfte, Kernenergie, Kernmodelle Stabilität, Radioaktivität, Kernfusion, Kernspaltung Atomhülle: Atomspektren, Bohr sches Atommodell, quantenmechanisches Atommodell, Welle Teilchen Dualismus, Quantenzahlen, Schrödingergleichung, Atomorbitale 4. Das Periodensystem der Elemente Aufbauprinzip, periodische Eigenschaften, (Atomradius, Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität, Elementeinteilung)

2 3. Bausteine der Materie Atomkern Atomhülle Elementarteilchen, Kernkräfte, Kernenergie, Kernmodelle Stabilität, Radioaktivität, Kernfusion, Kernspaltung Atomspektren, Bohr sches Atommodell, Quantenmechanisches Atommodell, Welle Teilchen Dualismus, Quantenzahlen, Schrödingergleichung, Atomorbitale

3 3. Bausteine der Materie Historisches I.Newton, um 1700 Sonnenlicht kann durch ein Prisma zerlegt werden R. Bunsen, 1860 Jedes chemische Element besitzt charakteristisches Emissionsspektrum; Linienspektren Spektralanalyse Emissionsspektrum von Wasserstoff besteht aus mehreren Gruppen von Spektrallinien

4 3. Bausteine der Materie Niels Bohr Nobelpreis für Physik 1922 Bohrsches Atommodell 1913: - Entwickelt für das H - Atom Elektronen haben ganz bestimmte Energien; diese entsprechen Kreisbahnen um den Atomkern mit festgelegten Radien (diskrete Energieniveaus) Mathematische Form: mvr = n h 2π

5 h 2π 3. Bausteine der Materie: Atomhülle Bahndrehimpuls mvr ist ganzzahliges Vielfaches der Grundeinheit des Bahndrehimpulses, mit als Grundeinheit des Bahndrehimpulses; n: Quantenzahl (1, 2, 3,, ganze Zahlen) Die Energiezustände des Elektrons sind durch die Quantenzahl n festgelegt. Energieniveaus im Wasserstoffatom E n = E 1 /n 2

6 Licht einer bestimmten Wellenlänge wird als Photon aufgenommen oder abgegeben

7 Elektronenübergänge von höheren auf niedrigere Energieniveaus Erzeugen das Emissionsspektrum des Wasserstoffatoms

8 Spektrum elektromagnetischer Wellen

9 Bohr sches Atommodell korrekte Beschreibung des H - Atoms Grenzen des Bohr schen Atommodells - Spektren von Atomen mit mehreren Elektronen haben mehr Linien als das einfache Modell es voraussagt - Keine Erklärung für die Aufspaltung der Spektrallinien im Magnetfeld (Zeeman-Effekt) Quantenmechanisches Atommodell

10 Welle Teilchen Dualismus L. De Broglie, 1924 Jedes bewegte Teilchen besitzt Welleneigenschaften λ = h = p h mv λ: Wellenlänge; p: Impuls W. Heisenberg, 1927 Unschärferelation Δp Δx h 4π Es ist unmöglich, Ort und Geschwindigkeit des Elektrons gleichzeitig exakt festzulegen Elektronen können Welleneigenschaften zeigen und sich wie kleine Partikel verhalten

11 Teilchen Überlagerung von Wellen Superposition

12

13 E. Schrödinger, 1926 (Nobelpreis für Physik, 1933) ĤΨ = EΨ Differentialgleichung zur Beschreibung des Verhaltens von Elektronen im Umfeld eines Atomkerns

14 Wellenfunktionen ψ als Lösungen der Schrödingergleichung Orbitale Charakterisierung der Orbitale: durch 3 ganze Zahlen Quantenzahlen Quantenzahlen: n: Hauptquantenzahl, (positiv, ganzzahlig: 1, 2, ) l m l Nebenquantenzahl (0 l n-1) magnetische Quantenzahl (Magnetquantenzahl); (-l +l) Beispiel: n=1, l=0, m l =0

15 Quantenzahlkombinationen für n=1 und n=2

16 Quantenzahlkombinationen für n=3

17 Hauptquantenzahl n: bestimmt die möglichen Energieniveaus des Elektrons Schalen K Schale: n = 1 L Schale: n = 2 M Schale: n = 3 N Schale: n = 4 usw. beschreibt die Größe des Orbitals Nebenquantenzahl: Form des Orbitals (0 l n-1) (Bahndrehimpulsquantenzahl) l = 0 (s Zustand, s: sharp) l = 1 (p Zustand, p: principal) l = 2 (d Zustand, d: diffuse) l = 3 (f Zustand, f: fundamental)

18 Magnetquantenzahl m l : beschreibt Orientierung des Orbitals im Raum ml von l bis +l Zahl gibt an, wieviele s, p, d, oder f-zustände existieren Zusätzlich: Spinquantenzahl: m s Eigendrehimpuls der Teilchen (hier Elektronen) Rotation um die eigene Achse m s = +1/2, und ms = -1/2 2 mögliche Orientierungen im Magnetfeld

19 Quantenzustände des Wasserstoffatoms bis n = 4

20 Form der Atomorbitale s-orbitale kugelsymmetrische Elektronendichteverteilung 1s 2s

21 Knotenfläche: Fläche, auf der die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron anzutreffen, gleich null ist n 1 Knotenflächen existieren Radialverteilung 2 2 4πr ϕ Elektronendichte 2 ϕ

22 Verteilung der Elektronendichte als Funktion des Abstands zum Atomkern

23 Verteilung der Elektronendichte als Funktion des Abstands zum Atomkern Für Elektronen im 2s und 2p Orbital des Wasserstoffatoms

24 3d - Orbitale 3. Bausteine der Materie: Atomhülle

25 Besetzung der Orbitale mit Elektronen: Elektronenkonfiguration Regeln: 1. Die Orbitale eines Atoms im Grundzustand werden in der Reihenfolge ihrer Energien mit Elektronen besetzt. 2. Jedes Orbital kann max. 2 Elektronen mit entgegengesetztem Spin aufnehmen Pauli Prinzip Zwei Elektronen eines Atoms dürfen nicht in allen 4 Quantenzahlen übereinstimmen

26 Zahl der Elektronen, die von den Schalen eines Atoms aufgenommen werden können Schale n Unterschale Zahl der Orbitale Zahl der Elektronen K 1 1s 1 2 L 2 2s 1 2 2p 3 6 M 3 3s 1 2 3p 3 6 3d 5 10 N 4 4s 1 2 4p 3 6 4d f

27 Besetzung der Orbitale mit Elektronen H-Atom He 1s 2 1s 1 2s 1 p-elektronen im C-Atom

28 Hundsche Regel Entartete (energetisch gleichwertige) Orbitale gleichen Typs werden so besetzt, dass sich die maximale Anzahl ungepaarter Elektronen gleichen Spins ergibt. (größte Spinmultiplizität) Stabile Elektronenkonfiguration: Edelgaskonfiguration He: 1s 2 Ne: 1s 2 2s 2 2p 6 Ar: [Ne] 3s 2 3p 6 Besetzung der jew. P-Schale abgeschlossen

29 Periodensystem der Elemente (PSE)

30 Periodensystem der Elemente (PSE) a) Elementsymbole mit ansteigender Kernladungszahl nebeneinander b) Neue Zeile bei jeder neuen Hauptquantenzahl c) Gruppen (Spalten) und Perioden (Reihen) Elemente einer Gruppe haben die gleiche Zahl von Valenzelektronen Elemente einer Periode haben die gleiche Hauptquantenzahl Sc Zn: Auffüllung der 3d Orbitale mit Elektronen d Block Elemente (Nebengruppenelemente)

31 Periodensystem der Elemente (PSE)

32 Relative Energien der Atomorbitale