Aufbau von Atomen. Atommodelle Spektrum des Wasserstoffs Quantenzahlen Orbitalbesetzung Periodensystem

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1 Aufbau von Atomen Atommodelle Spektrum des Wasserstoffs Quantenzahlen Orbitalbesetzung Periodensystem

2 Wiederholung Im Kern: Protonen + Neutronen In der Hülle: Elektronen

3 Rutherfords Streuversuch (90) Goldatome in dünner Folie Ernest Rutherford (87 937) Mehrzahl der α-teilchen passiert die Folie unbeeinflusst, wenige stark abgelenkt Atome fast leer Rutherfords Atommodell: Protonen (und Neutronen) in extrem kleinen Kern (r 0-5 m) Elektronen in der Hülle (r 0-0 m) 3

4 Rutherfords Atommodell Elektronen umkreisen den Kern auf Ellipsenbahnen wie Planeten die Sonne Mechanisch erlaubt: F Coulomb = F zentrifugal e 4πε r 0 = mv r v -e Elektrodynamisch verboten: r +ze F el Elektron (schwingender Dipol) müsste Energie verlieren und auf Spiralbahn in den Kern stürzen 4

5 Bohrs Atommodell (93) Niels Bohr (885 96) Rydberg: Das Emissionsspektrum von H besteht aus diskreten Linien. Bohrsche Postulate ) Elektronen können strahlungsfrei nur auf diskreten Bahnen bewegen, für die gilt: mvr = n h/π n =,, 3... Quantenzahl n h = 6, J s Plancksche Konstante ) Absorption bzw. Emission von Energie erfolgt immer dann, wenn ein Elektron von einem Energieniveau in ein anderes übergeht. Dabei wird ein Photon folgender Energie absorbiert bzw. emittiert: E = E E = k = hν n n Δ 5

6 . Bohrsches Postulat r h ε π me 0 = n = n 0, m. Bahn. Bahn 3. Bahn 4. Bahn E = me 4 8ε 0 h n r 0 r r =4r r 3 =9r r 4 =6r Bohr-Radius h/π h/π 3h/π 4h/π Bahndrehimpuls mvr=nh/π 3 4 Bahndrehimpulsquantenzahl 6

7 Erlaubte Energieniveaus im Wasserstoffatom E 5 = E /5 E 4 = E /6 E = - E = 0 E 3 = E /9 E = E /4 me 4 8ε 0 h -E Lyman-Serie (UV) Paschen (IR) Balmer-Serie (vis) Brackett n = n = 6 n = 5 n = 4 n = 3 n = n = E = me 4 8ε 0 h n = R λ n m R = cm Rydberg-Konstante empirisch gefunden 7

8 Elektromagnetische Strahlung Wellenzahl Energie eines Photons Planck-Einstein-Beziehung Strahlung kann nur in Form von kleinsten Energiepaketen (Lichtquanten, Photonen) aufgenommen oder abgegeben werden Strahlung besitzt Wellenund Teilchencharakter (Welle-Teilchen-Dualismus) 8

9 9 Balmer-Serie des H-Atoms im sichtbaren Bereich = n h me n h me E E ε ε = n n h me E E ε = m n R λ = = cm c h me R ε λ ν = = Δ hc h E = n n c h me ε λ

10 Die Hauptquantenzahl n s s 3s n bestimmt die Größe des Orbitals 0

11 Nebenquantenzahl l s p d l bestimmt die Form des Orbital

12 Magnetische Quantenzahl m l m l bestimmt die Orientierung der Orbitale im Raum (relativ zu einem äußeren Magnetfeld, ZEEMAN-Effekt)

13 Die Wellenfunktionen (Orbitale) ψ..wellenfuktion, H..Hamilton-Operator E..Energie Lösungen der Schrödinger-Gleichung führt zu den Orbitalen (Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen um den Atomkern) blau: negatives Vorzeichen orange: positives Vorzeichen 3

14 Die Atomorbitale des H-Atoms Orbitale 0 3 l m l Alle Orbitale derselben Unterschae von p-, d- und f- Orbitalen haben gleiche Energie. Sie sind entartet. 4

15 Spinquantenzahl m s 5

16 Atome mit mehreren Elektronen H-Atom: Energie der Orbitale hängt nur von der Hauptquantenzahl n ab Mehrelektronen-Atome: Energie der Atome hängt von Haupt- und Nebenquantenzahl ab (Bildung von Unterschalen) 6

17 Besetzung der Orbitale mit Elektronen I Aufbauprinzip (Pauli-Prinzip) Besetzung der Orbitale in energetischer Reihenfolge beginnend mit s. Jedes neu hinzugefügte Elektron besetzt das energetisch tiefste, noch verfügbare Orbital. Elektronen dürfen nie in allen 4 Quantenzahlen übereinstimmen Hund sche Regel Elektronen verteilen sich so auf energetisch gleichwertige Orbitale, dass eine maximale Anzahl von Elektronen mit ungepaarten Spins resultiert. 7

18 Elektronenkonfiguration der ersten 0 Elemente 8

19 Besetzung der Orbitale mit Elektronen II Schema zur Reihenfolge der Besetzung Relative Energien der Atomorbitale und Abfolge der Besetzung beim Aufbauprinzip K L M N O P Q 9

20 Periodensystem Ionisierungsenergie, Nichtmetallcharakter, Elektronegativität Atomradius He Alkalimetalle s s p p p 3 p 4 p 5 p 6 Erdalkalimetalle Übergangsmetalle Halbmetalle Nichtmetalle Edelgase Seltenerdmetalle d d d 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d 0 Ionisierungsenergie Elektronegativität Atomradius Metallcharakter f f 4 0

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