1 Atombau und Periodensystem. 1.1 Struktur der Elektronenhülle. Quantentheorie (Max Planck, 1900)

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1 1 Atombau und Periodensystem 1.1 Struktur der Elektronenhülle Quantentheorie (Max Planck, 1900) Die Emission oder Absorption von elektromagnetischer Strahlung durch Materie ist nur in Form von Energieportionen möglich. Die einzelne Energieportion heißt Quant. Der Träger dieser Energieportion ist das Photon. lat. quantum: wie viel E =h ν mit c = λ ν c E = h λ E Energiebetrag eines Quants (Photons) (J) h Planck-Konstante (6, J s) ν Frequenz (Hz, s -1 ) c Ausbreitungsgeschwindigkeit 2, m/s λ Wellenlänge (m)

2 Spektrum der elektromagnetischen Strahlung E ~ ν und E ~ 1 λ λ/nm Sichtbares Licht kosmische γ-strahlen Röntgenstrahlen UV Infrarotstrahlen Mikrowellen Radiowellen lg λ/m 1 pm 1 nm 1 µm 1 mm 1 m He 1 1 p Radioaktivität C B A Wärmestrahler Mobilfunk Röntgenröhre Sonne CD Radar Rundfunk Photonenstrahlung

3 Arten von Spektren Emissionsspektren Absorptionsspektrum Glühende feste und flüssige Körper sowie Gase unter hohem Druck liefern ein kontinuierliches Spektrum, dass alle Wellenlängen enthält. Glühende Gase und Dämpfe bei niedrigem Druck und niedriger Dichte emittieren ein Linienspektrum. Viele benachbarte Linien führen zu einem Bandenspektrum. Ein Absorptionsspektrum entsteht, wenn weißes Licht (kontinuierliches Spektrum) durch die Atome eines Gases teilweise absorbiert (gefiltert) wird. (Sonnenspektrum, Fraunhofersche Linien). Die erneute Emission (Reemission) der absorbierten Linien erfolgt in alle Richtungen, so dass diese Linien mit deutlich verringerter Intensität auftreten.

4 Zerlegung von Licht mit Hilfe eines Prismas Ablenkung (Brechung) langwelliges, rotes Licht am schwächsten kurzwelliges, blaues Licht am stärksten

5 Linienspektrum des atomaren Wasserstoffatoms, (Johann Jakob Balmer, 1885; Johannes Rydberg, 1888) Wasserstoff-Lampe H 2 2 H* H* H + h ν Emission 380 nm 750 nm UV- VIS- IR-Bereich UV-Licht violett 486 blau 656 rot Linien im IR-Bereich λ/nm

6 Bohrsches Atommodell Auf der Grundlage des Linienspektrums des H- Atoms und der Quanten-Theorie schuf Niels Bohr 1913 sein berühmtes Atom-Modell des Wasserstoff-Atoms (Schalenmodell). Das Elektron des H-Atoms kann sich nur auf bestimmten, konzentrisch um den Atomkern angeordneten Kreisbahnen aufhalten (stationärer Zustand). Auf jeder Bahn hat das Elektron eine bestimmte Energie (Energieniveau). Je weiter seine Bahn vom Atomkern entfernt ist, umso höher ist die Energie des Elektrons (Überwindung der Anziehungskraft des Kerns). Auf der energieärmsten, innersten Bahn befindet sich das Elektron im Grundzustand. Durch Zufuhr von Energie kann das Elektron auf eine höher liegende Bahn springen (angeregter Zustand). Der Übergang des Elektrons von einem angeregten Zustand E n auf eine weiter innen liegende Bahn E m ist mit der Freisetzung eines Lichtquants (Photon) der Energie E verbunden. E n E m = E = h ν

7 Elektronenbahnen im Wasserstoffatom (r ~ n 2 ) n = 4 r n = 0, m n 2 n = 3 N n = 2 n = 1 K L M angeregter Zustand Grundzustand: n = 1 r 1 = 0, m Bohrscher Radius 0 r 1 r 3 = 9 r 1 r 4 = 16 r 1 r 2 = 4 r 1

8 Energie des Elektrons auf den Elektronenbahnen bzw. 1 Energieniveaus im Wasserstoffatom (E n ~ - n 2) n = n = 5 n = 4 n = 3 Bracket-Serie (IR) Paschen-Serie (IR) n = 2 Balmer-Serie λ/nm violett blau rot Sichtbarer Spektralbereich n = 1 Lyman-Serie (UV) E n = - 2, J 2 n E n,a E n,i = E = h ν

9 Lampen Temperaturstrahler Gasentladungslampen Glühlampen Halogenlampen Hochdruckgasentladungslampen Niederdruckgasentladungslampen Die Funktionsweise von Lampen soll mit Hilfe unterschiedlicher Energieinhalte von Elektronen auf Basis des Bohrschen Modells beschrieben werden. Metalldampflampe Halogen-Metalldampflampe Neonlampe Metalldampflampe Leuchtstofflampe

10 Temperaturstrahler (thermische Lampen) In thermischen Lampen wird der Leiter (Glühwendel) durch Stromfluss erhitzt, indem die Metallatome durch Stöße der Elektronen in Schwingungen versetzt werden. - stark erhitzte Glühwendel aus Wolfram in kryptongefülltem Glaskörper - Stoßionisation der Atomrümpfe - Einfangen von energiereichen, freien Elektronen unter Energieabgabe (Strahlung) - kontinuierliches Spektrum aufgrund unterschiedlicher kinetischer Energie der freien Elektronen - je höher die Temperatur, umso höher die Bewegungsenergie der freien Elektronen, desto mehr Ionisation, desto energiereicher die emittierte Strahlung (höhere Intensität des Maximums bei kürzerer Wellenlänge) Temperatur e C Schutzgas N 2 /Ar, Kr oder Xe

11 Temperaturstrahler E = h ν + + Wellenlängenverteilung des Lichts glühender Körper in Abhängigkeit der Temperatur Relative Intensität hohe Temperatur "weißglühend" niedrige Temperatur "rotglühend" λ in nm

12 Gasentladungslampen Das Prinzip der elektronischen Anregung von Gasen und der Emission von Linienspektren liegt den Gasentladungslampen zugrunde. - Stromfluss zwischen zwei Elektroden (Wolfram) durch Gase hindurch (Gasentladung) - Anregung der Elektronen von Gasatomen (oder Gasionen) in gasdichten Glaskolben durch Stöße - Emission von Linienspektren durch Übergang in energieärmere Zustände - Je nach Lampentyp Verwendung verschiedener Gase (Zünd- und Leuchtgas) - Unterscheidung von Niederdruck- und Hochdrucklampen (Linienverbreiterung) E = h ν + +

13 Neonlampe - nicht zu verwechseln mit Leuchtstofflampen - Anregung von Neonatomen (u. a. Edelgasen) durch Elektronen - Anwendung z. B. für Leuchtschrift (Reklame) Prinzipieller Aufbau Glasröhre Ne Elektrode Hochspannung V Metalldampflampe - Quecksilber- / Natriumdampfniederdrucklampe - Anregung von Hg- bzw. Na-Dampf durch Gasentladung, Emission von UV-Licht (185, 254, 366 nm) bzw. gelbem Licht (589, 590 nm) - Einsatz von Natriumdampfniederdrucklampen an Fußgängerüberwegen

14 Leuchtstofflampe - Quecksilber-Niederdruckgasentladungslampe, Innenseite des Glaskolbens mit Leuchtstoff beschichtet (Magnesium-Wolframat, Zinksilicat, Cadmiumborat u. a.) - Elektroden als Glühwendel - Vorschaltgerät zum Zünden und zur Strombegrenzung - Leuchtstoff wird durch UV-Linien des Hg- Dampfes (185, 254, 366 nm) angeregt - Heizvorgang (0,5-2 s) / Zünden und Brennen Glühwendel Leuchtstoff Hg-Dampf Glasröhre Starter Vorschaltdrossel 230 V

15 Glühwendel Leuchtstoff Glasröhre Starter Vorschaltdrossel 230 V - Zünden mit ca V, Brennspannung bei ca. 100 V bis zur maximalen Helligkeit

16 Wellenmechanisches Atommodell Mit der Schrödinger-Gleichung können die Wellenfunktionen von Elektronen in Atomen berechnet werden. Zu jeder Wellenfunktion gehört ein definierter Energiezustand und eine Aussage über die Verteilung der Ladungsdichte (Ladungswolke). Ausdehnung (Energie), Gestalt und räumliche Orientierung der Ladungswolke eines Elektrons wird als Orbital bezeichnet. Orbitale werden durch die Quantenzahlen n, m und l beschrieben. Bohrsches Atommodell Wellenmechanisches Atommodell

17 Charakterisierung eines Elektrons durch die Quantenzahlen n, l, m, s (Mortimer, Müller, 2003) Hauptquantenzahl Bezeichnet die Schale n = 1, 2, 3, (mittlerer Abstand vom Kern) und bestimmt somit die Größe (Ausdehnung) des Orbitals Entspricht der Zahl n im Bohrschen-Atommodell Nebenquantenzahl Bezeichnet die Unterschale l = 0, 1, 2,, n-1 und beschreibt die Gestalt des Orbitals 0 = s 1 = p 2 = d 3 = f Magnetquantenzahl Beschreibt Anzahl und Orienm = -l, -(l-1), tierung der Orbitale +(l-1), +l Spinquantenzahl Beschreibt Spin (Drehung) des s = +½, -½ Elektrons

18 E Energiezustände der Elektronen 4 N 3 M 2 L 3 4f -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 2 4d -2, -1, 0, 1, p -1, 0, s d -2, -1, 0, 1, p -1, 0, s p -1, 0, s K 0 1s ½ -½ +½ -½ +½ -½ +½ -½ +½ -½ +½ -½ +½ -½ +½ -½ +½ -½ +½ -½ n l = 0 n-1 m = -l +l 2 l + 1 s 2 n 2 Schale Gestalt Orbitale Anzahl/Orientierung Orbitale Energiezustände

19 Verteilung der Elektronen Wohnheim

20 Energieniveaus des Elektrons der ersten vier Schalen für das Wasserstoffatom E n = 4 spdf n = 3 spd n = 2 sp n = 1 s

21 Energieniveaus der Elektronen der ersten vier Schalen für Mehrelektronensysteme E 7 x 4f 4d n = 4 n = 3 n = 2 l = 2 l = 1 l = 0 l = 1 l = 0 4p 3d m = s m = -1 0 m = 1 m = 0 m = -1 m = 0 2s 3p 3s 0 m = 1 2p Gestalt und Ausdehnung der Ladungswolke n = 1 l = 0 m = 0 1s

22 Aufbau von Mehrelektronensystemen Pauli-Prinzip (Wolfgang Pauli, 1925) Keine zwei Elektronen in einem Atom dürfen in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen. Zwei Elektronen mit gleicher Wellenfunktion (n, l, m sind gleich) müssen sich im Wert von s unterscheiden. Sie "besetzen" das gleiche Orbital. Hundsche Regel (Friedrich Hund, 1927) Elektronen verteilen sich auf energiegleiche (entartete) Orbitale so, dass eine maximale Zahl von ungepaarten Elektronen mit parallelem Spin resultiert. Aufbauprinzip Für eine gegebene Hauptquantenzahl n steigen die Energien in der Reihenfolge s < p < d < f. Jedes neu hinzutretende Elektron "besetzt" das energetisch am tiefsten liegende, verfügbare Orbital.

23 E Elektronenkonfiguration der Elemente im Grundzustand 3 7 N und 17 Cl (Ionen 7 N und 17 Cl ) Energieniveauschema n = 4 n = 3 4s 3p 3d 3s n = 2 2p 2s n = 1 1s Konfigurationsbezeichnung N 1s 2 2s 2 2p 3 7 : Paulingsche Kästchenschreibweise 1s 2s 3p

24 E n = 4 n = 3 4s 3p 3d 3s n = 2 2p 2s n = 1 1s 17 Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 bzw. [Ne] 3s 2 3p 5 1s 2s 2p 3s 3p

25 E Elektronenkonfiguration der Elemente im Grundzustand Ca und 26 Fe (Ionen 20 Ca, Fe, Ca ) n = 4 n = 3 4s 3p 3d 3s n = 2 2p 2s n = 1 1s 20 Ca: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 bzw. [Ar] 4s 2 1s 2s 2p 3s 3p 4s

26 E n = 4 n = 3 4s 3p 3d 3s n = 2 2p 2s n = 1 1s 26 Fe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 bzw. [Ar] 3d 6 4s 2 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s

27 Elektronenkonfiguration von 3d-Übergangsmetallionen Elektronenkonfiguration von Fe 26 Elektronenkonfiguration von Fe, Fe zuerst Abgabe von 4s-Elektronen (Umkehrung der Lage besetzter 4s-und 3d-Orbitale)