Atomaufbau. Elektronen e (-) Atomhülle

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1 Atomaufbau Institut für Elementarteilchen Nukleonen Protonen p (+) Neutronen n (o) Elektronen e (-) Atomkern Atomhülle Atom WIBA-NET 2005 Prof. Setzer 1

2 Elementarteilchen Institut für Name Symbol Masse Elementarladung Proton p 1, kg 1, C 1, u Neutron n 1, kg 0 1, u Elektron e 9, kg 5, u 1, C Die atomare Masseneinheit (u) ist definiert als 1/12 der Masse des Kohlenstoffatoms 12 C, 1 u = 1,6606*10-27 kg Die Elementarladung e ist die kleinste beobachtete Ladungseinheit Prof. Setzer 2

3 Elektronenhülle Institut für Der Radius des Kerns ist ca bis m. Der Radius eines Atoms ist ca m - Elektronenhülle. Die Zahl derelektronen ist gleich der der Protonen. Sie bestimmt die chemischen Eigenschaften. Zwischen Kern und Elektronen besteht eine Coulomb-Anziehung. Bohrsches Postulat: Nur bestimmte Bahnen sind erlaubt Prof. Setzer 3

4 Institut für 2005 Prof. Setzer 4

5 Atom - Charakteristika Institut für Masse eines Atoms ist ca. die Summe der Nukleonen. Der Radius des Kerns ist ca bis m Der Radius eines Atoms ist ca m Bezeichnung eines Nuklids: Beispiele: Nukleonenzahl Elementsymbol Pr otonenzahl 12 C, 13 C, 14 C, 16 O, 17 O Atome mit gleicher Protonen- d.h. Kernladungszahl und unterschiedlicher Nukleonenzahl heißen Isotope 2005 Prof. Setzer 5

6 Elektronenbahnen Institut für Kriterien für Elektronenbahnen: Die Bindungsenergie ist bestimmt durch die Quantenzahl n: Bei einem Energieniveau sind nur bestimmte Bahnen mit gegebenem Drehimpuls erlaubt, Drehimpulsquantenzahl: l Bei gegebenem Drehimpuls sind nur bestimmte Ausrichtungen im Raum erlaubt. Magnetquantenzahl: m Jede Bahn kann 2 Elektronen aufnehmen Spinquantenzahl: s E = const. 1 ; n n = 123,,... n l 2 n 1 l ml + l s =± Prof. Setzer 6

7 Hauptquantenzahl n, gibt das Energieniveau an Institut für n Schale Energie 1 K E 1 Grundzustand 3 M 1/9 E 1 Angeregte 2 L ¼E 1 4 N 1/16 E 1 Zustände 5 O 1/25 E Prof. Setzer 7

8 Nebenquantenzahl l, gibt den Drehimpuls an Institut für Beispiel: n=1 l=0; n=2 l=0,1 Schale K L M N n l 0 0; 1 0; 1; 2 0; 1; 2; 3 Bezeichnung s s; p s; p; d s; p; d; f 2005 Prof. Setzer 8

9 Nebenquantenzahl m, gibt die Ausrichtung an Institut für l m l l m Anzahl der Zustände 2l s p d f 2005 Prof. Setzer 9

10 Orbitale Institut für 2005 Prof. Setzer 10

11 Auffüllen der Schalen eines Atoms Institut für Schale s p d f K 1s L 2s 2p M 3s 3p 3d N 4s 4p 4d 4f O 5s 5p 5d 5f P 6s 6p 6d Q 7s 7p 2005 Prof. Setzer 11

12 Periodensystem der Elemente Institut für 2005 Prof. Setzer 12

13 Periodensystem der Elemente Institut für 2005 Prof. Setzer 13

14 Edelgase, haben abgeschlossene s,p Schalen Institut für 2005 Prof. Setzer 14

15 Elementgruppe: Edelgase Institut für Name Symbol Schale Helium He 1s 2 Neon Ne [He]2s 2 2p 6 Argon Ar [Ne] 3s 2 3p 6 Krypton Kr [Ar] 3d 10 4s 2 4p 6 Xenon Xe [Kr] 4d 10 5s 2 5p Prof. Setzer 15

16 Alkalimetalle (Gruppe Ia) haben ein zusätzliches s Elektron Institut für 2005 Prof. Setzer 16

17 Alkalimetalle (Gruppe Ia) haben ein zusätzliches s Elektron Institut für Name Symbol Schale Lithium Li [He]2s 1 Natrium Na [Ne] 3s 1 Kalium K [Ar] 4s 1 Rubidium Rb [Kr] 5s 1 Cäsium Cs [Xe] 6s Prof. Setzer 17

18 Den Halogenen (Gruppe VIIa) fehlt ein Elektron in der p Schale Institut für 2005 Prof. Setzer 18

19 Den Halogenen (Gruppe VIIa) fehlt ein Elektron zur vollen Schale Institut für Name Symbol Schale Fluor F [He]2s 2 2p 5 Chlor Cl [Ne] 3s 2 3p 5 Brom Br [Ar] 3d 10 4s 2 4p 5 Iod I [Kr] 4d 10 5s 2 5p Prof. Setzer 19

20 Den Chalkogenen (Gruppe VIa) fehlen 2 Elektronen in der p Schale Institut für 2005 Prof. Setzer 20

21 Gruppierung im Periodensystem Institut für Die Alkalimetalle (Gruppe Ia) haben 1 zusätzliches (s) Elektronen. Die Erdalkalimetalle (Gruppe IIa) haben 2 zusätzliche (s) Elektronen. Den Chalkogenen (VIa) fehlen 2 (p) Elektronen. Den Halogenen (VIIa) fehlt 1 (p) Elektron Die d-orbitale bilden die sog. Übergangselemente. (Metalle) 2005 Prof. Setzer 21

22 Bindung - ionisch Institut für Es gibt Konfigurationen der Elektronenhülle, die besonders stabil sind d.h. ein energetisches Minimum haben. (8er Schale, Helium 2er Schale) Li Li + Beachte: Jede Bahn kann 2 Elektronen aufnehmen. Um sie zu erzeugen, werden Elektronen ausgetauscht F F 2005 Prof. Setzer 22

23 NaCl-Kristall (Kochsalz) Institut für 2005 Prof. Setzer 23

24 Kristallgitter Institut für 2005 Prof. Setzer 24

25 Ionische Bindung 2 Institut für In der ionischen Bindung wird ein Atom ionisiert, indem es ein Elektron abgibt und eines ionisiert indem es ein Elektron aufnimmt. X + Ionisierungsenergie I X + + e - Y + e - Y + + Elektronenaffinität + Elektrische potentielle Energie bei Abstand r = Ionische Bindung 2005 Prof. Setzer 25

26 Charakteristika der Stoffe mit ionischer Bindung Institut für 1. Die unterschiedlich geladenen Ionen müssen die nächsten Nachbarn sein. D.h. die Ionen wechseln sich ab. 2. Die Packungsdichte hängt vom Verhältnis der Ionenradien ab. 3. Die Bindung ist nicht gerichtet zwischen zwei Atomen sondern durch abwechselnde Ladungen gegeben. Ein Ion ist von mehreren anders geladenen Ionen umgeben. 4. Die Struktur ist in der Regel geordnet d.h. kristallin. 5. Die Schmelzpunkte sind hoch. 6. Die plastische Verformbarkeit ist minimal. 7. Die elektrische Leitfähigkeit ist gering Prof. Setzer 26

27 Beispiele für Stoffe mit ionischer Bindung Institut für Gebrannter Kalk: CaO Kalk: CaCO 3 Kochsalz: NaCl Quarz: SiO 2 Zement Ziegel Die sog. Keramischen Werkstoffe bestehen aus Ionenkristallen Prof. Setzer 27

28 Bindung - metallisch Institut für Um die optimale Konfiguration zu erzeugen, werden Elektronen in äußeren Atomschalen vom gesamten Atomensemble gleichzeitig genutzt. Beachte: Diese Bindung ist nur mit den schwächer gebundenen äußeren Elektronen möglich Prof. Setzer 28

29 Ladungsband Institut für 2005 Prof. Setzer 29

30 Metallische Bindung 2 Institut für Atome mit außen liegenden (s) Elektronen können so dicht gepackt werden, dass die äußeren Elektronen, zwischen allen beteiligten Atomen geteilt werden. Es bildet sich das Elektronengas. Das Elektronengas verbindet die (positiv geladenen) Restatome Prof. Setzer 30

31 Charakteristika der Stoffe mit metallischer Bindung Institut für Die Elektronen sind frei beweglich: Elektrische Leitfähigkeit Wärmeleitfähigkeit Glanz (Reflexion des Lichts) Die Atome sind dicht gepackt. Hohe Reindichte. Das Material ist verformbar. Geordnete Struktur, d.h. Kristalle Die Metalle bilden aufgrund der metallischen Bindung eine Werkstoffgruppe Prof. Setzer 31

32 Bindung - kovalent Institut für Um die optimale Konfiguration zu erzeugen, werden Elektronen in mehreren Atomschalen von 2 Atomen gleichzeitig genutzt. Die Orientierung der jeweiligen Bindungspartner ist festgelegt Prof. Setzer 32

33 Kohlenstoff Elektronenbahnen - Methan Institut für sp 2 Hybrid Methan 2005 Prof. Setzer 33

34 Kovalente Bindung (homeopolare Bindung, Atombindung) Institut für Die kovalente Bindung tritt dann auf, wenn Nichtmetallatome miteinander eine chemische Bindung eingehen. Beispiel: H 2, O 2, Cl 2, H 2 O, NH 3, CO 2, SO 2 Bei einer kovalenten Bindung erfolgt der Zusammenhalt dadurch, dass ein Elektronenpaar beiden Atomen gemeinsam angehört Prof. Setzer 34

35 Charakteristika der Stoffe mit kovalenter Bindung Institut für Die Bindung ist aufgrund der vorgegebenen Elektronenbahnen ausgerichtet. Die Bindungspartner sind definiert. (Begrenzt) Wesentlich für eine Vernetzung ist, ob ein Atom 1, 2, oder mehrere Bindungspartner haben kann (Keine, lineare Ketten, räumliches Netzwerk) Gegebenenfalls sind sekundäre Bindungen erforderlich. Sekundäre Bindungen können wesentlich sein Prof. Setzer 35

36 Charakteristika der Stoffe mit kovalenter Bindung Institut für Der Aggregatzustand hängt davon ab, wie viele Bindungspartner vernetzt sind. Die Leitfähigkeit ist in der Regel gering. Die Verformbarkeit hängt häufig von den sekundären Bindungen ab. Die atomare Bindung ist vor allem bei organischen Werkstoffen wesentlich (Kohlenstoffchemie) Die meisten Gase haben Atombindung. (Wesentliche Ausnahme Edelgase) 2005 Prof. Setzer 36

37 Sekundäre Bindung Institut für Van der Waals Bindung: Bindung durch Dipol-Dipol Anziehung. Wasserstoffbrückenbindung: Bindung durch kurzzeitigen Austausch eines Protons (Wasserstoffkerns) Die sekundären Bindungen sind wesentlich schwächer als die primären Niedriger Schmelzpunkt. Niedriger E-Modul Geringe Festigkeit 2005 Prof. Setzer 37

38 Bindung und Werkstoffe Institut für Primäre Bindung Ionische Bindung Atom-, kovalente Bindung Metallische Bindung Keramische Werkstoffe (Gesteine, Beton, Glas) Organische Werkstoffe (Bitumen, Kunststoffe) Metalle Sekundäre Bindung 2005 Prof. Setzer 38

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