3. Der Aufbau der ATOME. WIW - HTL St. Pölten

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1 3. Der Aufbau der ATOME Buch Seite 15-16

2 Atomtheorien Geschichtlicher Überblick 460 v.chr: Demokrit - kleinste, unteilbare Materieteilchen atomos 1805 John Dalton ( ) : Atome sind unteilbar! bei chemischen Reaktionen werden Atome verbunden oder getrennt Verbindung (mind. 2 Atomsorten in einem festen Mengenverhältnis) 1817/29 W. Döbereiner Elementgruppen (Triaden) 1869 L. Meyer und D. Mendelejew das Periodensystem 1900 Quantentheorie von M. Planck 1911 Atommodell von E. Rutherford 1913 Niels Bohr: Bohrsches Atommodell 1918 W. Aston beweist die Existenz von Isotopen 1924 W. Pauli formuliert das Pauli-Verbot 1926 Entwicklung der Schrödinger-Formel der Wellenmechanik 1927 W. Heisenberg: Unschärferelation Atomorbital-Theorie von Mulliken, Hund: Molekülorbitale

3 Bausteine der Atome Atome aus noch kleineren Einheiten zusammengesetzt Protonen im Kern: Kernladungszahl / Ordnungszahl, freie Protonen Säure! Neutronen im Kern: Grund für Isotope, freie Neutronen bei Radioaktivität ität Elektronen, die den Kern umkreisen Name Abkürzung Masse in kg Masse in u Elementarladungen e 1e = 1,6022*10-19 C Proton p +, H + 1, , e Neutron n 1, , Elektron e - 9, , e m Proton m Neutron = 2000 m Elektron ~ 1 u Definition: 1u (unit) = 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms aus 6 Protonen, 6 Neutronen und 6 Elektronen (12C); 1 u = 1, kg

4 100 pm 0,01 pm

5 Radioaktivität 1895 Röntgen Röntgenstrahlen 1896 Henry Becquerel Radioaktivität Marie und Pierre Curie Pechblende (UO 2 ) Polonium, Radium (10-5 %)

6 Wirkung radioaktiver Strahlung Strahlenschäden durch hohe empfangene Strahlenmengen: physikalische Prozessen: Ionisation und Anregung chemische Reaktionen stören Lebensvorgänge Gefährliche Stahlung: γ von außen, α von innen! α-strahlung: Heliumkerne ß-Strahlung: Elektronen + 2 ca. 10 % einige cm Papier - 1 ca. 90% Einige m Glasplatte Symbol Elektrische Licht- Reichweite Strahlung Art der Ladung geschwindig- in Luft abgeschirmt Strahlung keit durch γ-strahlung: Elektro- magnetische Wellen % einige 100 m Blei

7 Natürliche Radioaktivität: α,β,γ

8 Radioaktivität: α-zerfall Abstrahlung von He-Kernen: 4 2He 2+ Abgabe von 2 Protonen und 2 Neutronen des strahlenden Nuklids Abnahme der Neutronenzahl um 2 Abnahme der Protonenzahl um 2 Massenzahl minus 4, Kernladung minus 2! Beispiele: U Th + 4 2He 2+ (Halbwertzeit 1, s) Po Pb + 4 2He 2+ (stabil)

9 Radioaktivität: β-zerfall β - Emission: i Elektronenabgabe b aus Kern!!! Umwandlung eines Neutrons in ein Proton und ein Elektron Abnahme der Neutronenzahl um 1 Zunahme der Protonenzahl um 1 Massenzahl bleibt unverändert, Kernladung um 1 erhöht! Th Pa + e - (Halbwertzeit 2, s) 14 6C 14 7N+ 7 e - (Halbwertzeit 1, s) Zerfallsreaktion zur C-14 - Altersbestimmung

10 γ-strahlen: Radioaktivität: γ-zerfall Röntgen 1895: neue Strahlenart t entdeckt Eigenschaften: unsichtbar! keine Beeinflussung durch elektrische und magnetische Felder! Erzeugung von Fluoreszenstrahlung Schwärzung von Photoplatten Ionisation von Gasen hohe Durchdringungsfähigkeit energiereiche, hochfrequente (sehr kurzer Wellenlängen) elektromagnetische ti Wellen aus der Elektronenhülle durch Energieänderung der Elektronen Neutronenstrahlen: sind energiereiche Neutronen

11 Atomkern Nuklid A Z X Atomart aus Protonen, Neutronen und Elektronen Chemisches Element X Nuklide mit gleicher Protonenzahl (Isotope nicht genau angegeben!) Ordnungszahl Z A Z X KERNLADUNGSZAHL: Anzahl der Protonen im Atomkern Massenzahl A A Z X Atommasse = Summe der Kernteilchen (Protonen + Neutronen) Isotope Cl 37 17Cl Elemente mit unterschiedlicher Massezahl A Isobare 40 Ar, 40 K Nuklide mit gleicher Massezahl A, unterschiedlicher Ordnungszahl Z verschiedener Elemente, Trennung! Atom durch Ordnungszahl und Massenzahl: 1 1 H 8 16 O 7 14 N 6 12 C 6 13 C 6 14 C

12 gleiche Ordnungszahl, verschiedene Massenzahl. Sie haben gleiche chemische Eigenschaften aber unterschiedliche physikalische Eigenschaften. Reinelemente (z. B. Fluor, Iod) -lsotopengemische Methoden zur Trennung: Destillation, Zentrifugieren,. Kupfer: Cu-63: 69,17% und Cu-65: 30,83%

13 Isotope - Radioaktivität OZ Symb. Element MZ Masse [u] Häufigkeit t 50 α/β/γ 1 1 H + Proton 1 1, H 2 H 3 T Wasserstoff Deuterium Tritium , , , ,985 0, ,26 a 2 4 He 2+ -Teilchen 4 4, He 4 He 5 He Helium , , , , , s He 7 He 6 7 6, ,81 s e - n, e - e Li Lithium 5 5, ca s p, 6 Li 7 Li 8 Li , , , ,42 92, ,85 s - - e - 9 Li 9 9, ,17 s e -

14 Radioaktivität: Halbwertszeit Nuklid Uran-238 Kalium-40 Kohlenstoff-14 Halbwertszeit 4,5*10 9 Jahre 1,3* 10 9 Jahre Jahre Radium Jahre Strontium-90 Tritium Cobalt-60 Polonium-210 lod-131 Polonium Jahre 12,3 Jahre 5,3 Jahre 138 Tage 8 Tage 1,6 *10-7 Sekunden Zerfallsreihe: N (t) = N kt 0 e -k t Halbwertszeit: N = 1/2 N 0 daher: nach 10 Halbwertszeiten ca. 1 Promille! Je kürzer die Halbwertszeit, desto mehr Strahlung wird abgegeben: Aktivität = Zerfallsakte pro Sekunde (Einheit: 1 Bq - Becquerel = 1/s)

15 Radioaktive Elemente OZ Name OZ Name OZ Name 43 Technetium 91 Protactinium 101 Mendelevium 61 Promethium 92 Uran 102 Nobelium 84 Polonium 93 Neptunium 103 Lawrencium 85 Astat 94 Plutonium 104 Rutherfordium 86 Radon 95 Americium 105 Dubnium 87 Francium 96 Curium 106 Seaborgium 88 Radium 97 Berkelium 107 Bohrium 89 Actinium 98 Californium 108 Hassium 90 Thorium 99 Einsteinium 109 Meiternium 100 Fermium 110 Darmstadtium Elementnamen nach IUPAC 1997: bis 109 festgelegt! Blaue Elemente ab Americium nur künstlich herzustellen! Rote Elemente ab Polonium radioaktive Elemente: schwere Kerne enthalten mehr Protonen, die sich gegenseitig abstoßen!

16 Kernenergie - Atomkraft Wärmeenergie aus Masseverlusten in Atomen! Kernspaltung von Uran-235 in Kraftwerken: U U n 36Kr + 56Ba n+δ Δ W Restrisiko für Unfälle: Moderation durch H 2 O, D 2 O, C Wiederaufbereitung der Brennstäbe Endlagerung strahlender Abfälle: lange Halbwertszeit vieler Nuklide Kernkettenreaktionen in Atombomben: Kernreaktoren liefert Material für Atomwaffen Spontane Spaltungen: U Te Zr n

17

18 Kernfusion Verschmelzung leichter Atomkerne Sonne wird durch Kernfusion geheizt: 4 1 1H 4 2He + 2 e + + Δ W (26,1 MeV) Positronen (e + ): positiv geladene Elementarteilchen Kernfusion in Wasserstoffbombe 1991 kontrollierte Kernfusion: D + T 2 1 H + 3 1H 4 2He + 1 0n + Δ E (17,6 MeV) Plasma durch ein Magnetfeld eingeschlossen. 2 Sekunden, Temperatur ca. 170 Millionen C mehr Energie aufgewendet, als gewonnen

19 Radioaktive Isotope als Marker Quelle: The New York Times

20 3. Der Aufbau der ATOME Das Kern-Hülle-Modell des Atoms Buch Seite 16-17

21 Atommodell nach Rutherford 1911 Strahl aus α-teilchen fast geradlinig durch 0,004 mm Gold-Folie Atomkern im Mittelpunkt des Atoms: fast die gesamte Atommasse die ganze positive Ladung Atomkern ist sehr klein, m Elektronen nehmen fast das ganze Volumen des Atoms ein außerhalb des Atomkerns und umkreisen ihn in schneller Bewegung Großteil des Volumens eines Atoms ist leerer Raum: α-teilchen ungehindert durch Metallfolie!!! Atomdurchmesser: m, mal größer als Kern!

22 Bohrsches Atommodell 1913 Atommodell in Analogie zum Planetensystem Elektronen bewegen sich ohne Energieverlust auf konzentrischen Kreisbahnen um den Atomkern (Planeten- oder Schalenmodell) Jede Schale hat konstanten Energieinhalt (= Elektronenhüllen) Differenz des Energieinhaltes wird aufgenommen oder abgegeben, wenn ein Elektron von einer auf die andere Schale springt ("Quantelung" der Energie) Elektronenschalen mit K, L, M, N,... bezeichnet oder durch Hauptquantenzahl n mit n = 1, 2, 3,... n = 1 entspricht der K - Schale n = 2 entspricht der L - Schale n = 3 entspricht der M - Schale usw.

23 Bohrsches Atommodell 1913 Elektronenschalen mit steigender Hauptquantenzahl n entsprechend der Kernladungszahl Z mit Elektronen besetzt: K-Schale (n = 1) maximal 2 Elektronen L-Schale (n = 2) maximal 8 Elektronen M-Schale (n = 3) maximal 18 Elektronen N-Schale (n = 4) maximal 32 Elektronen Maximale Elektronenzahl pro Schale = 2 n 2 geringste Energie in K-Schale Grundzustand: d Elektron auf innerster, freier Bahn (geringste Energie) Energiezufuhr: Elektron wechselt auf eine weiter außen liegende Bahn Anregung eines Elektrons Rückkehr in Grundzustand: definierter Energiebetrag als Lichtenergie freigesetzt: Lichtquant

24 Wellenmechanisches Atommodell Elektron (Materie) mit Impuls p = m*v wird Materiewelle mit der Wellenlänge l = h/p zugeordnet stehende Elektronenwelle nur für bestimmte Schwingungszustände bzw. nur für bestimmten Energiestufen (bisher Bahnen ) möglich.

25 Wellenmechanisches Atommodell Schrödinger- Gleichung 1926: Wellenfunktion des Elektrons mit Energie und Raumkoordinaten Wahrscheinlichkeitsaussagen über Ort des Elektrons Elektron des Wasserstoffs: kugelförmiges Gebilde Elektronenkugel nicht gleichmäßig g mit Masse und Ladung erfüllt nicht scharf begrenzt Elektronen- oder Ladungswolke ist innen besonders dicht nach außen hin dünner, bis schließlich nicht mehr da!

26 1927 Werner Heisenberg: Unschärferelation (Ort ODER Impuls) 1926 Erwin Schrödinger: Gleichung der Wellenmechanik Energie des jeweiligen Zustandes Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons in diesem Zustand Impuls p = m*v entspricht einer Materiewelle mit Wellenlänge λ = h / p stehende Elektronenwellen - ganz bestimmte, diskrete Schwingungen

27 4-Quantenzahlen 1. Hauptquantenzahl n: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,? Grundenergie = Schale

28 4-Quantenzahlen 1.Hauptquantenzahl n 4 Quantenzahlen 2.Bahnquantenzahl 1.Hauptquantenzahl n: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, l:? l = 0 bis n-1 Geometrie des Aufenthaltsraums (Orbitals): l = 0 Kugelform Grundenergie = Schale l = 1 hantelförmig s - Orbital (s = sharp) p - Orbital (p = principal)

29 4-Quantenzahlen 2. Bahnquantenzahl l: l = 0 bis n-1 4 Geometrie Quantenzahlen des Aufenthaltsraums (Orbitals): 1.Hauptquantenzahl l = 0 Kugelform n: l = 1, 1 2, hantelförmig 3, 4, 5, 6, 7,? l = 2 Doppelhanteln Grundenergie = Schale s - Orbital (s = sharp) p - Orbital (p = principal) l=2 Doppelhanteln d - Orbital (d = diffuse) l = 3 Mehrfachhanteln, Ringe f - Orbital (f = fundamental)

30 4-Quantenzahlen 1.Hauptquantenzahl n: 4 Quantenzahlen 2.Bahnquantenzahl l 1.Hauptquantenzahl n: 3.magnetische Quantenzahl m: +l, 1, +(l-1) 2, 1),..., 3, 4, 0,..., 5, 6, -(l-1) 7, 1),? -l Grundenergie = Schale Orientierung im Magnetfeld (magn. Elektroneneigenschaften) s-orbitale: 1 Orbitalgeometrie (m = 0) p-orbitale: 3 Orbitalgeometrien (m = -1, 0, +1) d-orbitale: 5 Orbitalgeometrien (m =-2, -1, 0, +1, +2) f-orbitale: 7 Orbitalgeometrien (m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3)

31 4-Quantenzahlen 4 Quantenzahlen 1.Hauptquantenzahl n: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,? Grundenergie = Schale 1.Hauptquantenzahl n 2.Bahnquantenzahl l 3.magnetische Quantenzahl m 4.Spinquantenzahl s: + 1/2 (parallel) und - 1/2 (antiparallel) Drehrichtung (Spin) des Elektrons: maximal a 2 Elektronen/Orbital! e

32 4 Quantenzahlen Hauptquantenzahl n Nebenquanten zahl l Magnetische Quantenzahl m Spinquantenzahl m s +½ -½ ½ -½ +½ +½ +½ -½ -½ -½ +½ -½ +½ +½ +½ -½ -½ -½ +½ +½ +½ +½ +½ -½ -½ -½ -½ -½ Obit Orbital 1 s 2s 2p 3s 3p 3d 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 3d xy 3d xz 3d yz 3d zz 3d energie- energie- energiegleich! gleich! gleich!

33 Elektronenkonfiguration

34 Pauli-Prinzip: Besetzung der Elektronenschalen

35 Besetzung der Elektronenschalen Hundtsche Regel

36 Elektronenkonfiguration Mit 4 Quantenzahlen wird jedes einzelne Elektron eines Atoms beschrieben: Alle Elektronen bis zu diesem äußersten Elektron stellen die Elektronenkonfiguration eines Elementes dar: bis zum äußersten besetzten Orbital Hochzahl: Elektronen pro Orbital Na: 1s 2 2s 2 2p 6 (eigentlich: 2p x2 2p y2 2p z2 ) 3s 1

37 Elektronenkonfiguration im PSE das äußerste, energiehöchste des jeweiligen Elementes Atombau und Periodensystem: Elemente in gleicher Periode (Zeile) - gleiche Anzahl teilweise oder ganz mit Elektronen besetzter Hauptenergieniveaus Elemente in der gleichen Hauptgruppe (Spalte) - gleiche Anzahl Außenelektronen

38 Schreibweisen für Elektronenkonfiguration

39 Besetzung der Orbitale 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s

40 Stabile Ionen s 2 -Ionen: Ionen mit Edelgaskonfiguration (H -, Li +, Be 2+ ) s 2 p 6 -Ionen: Ionen mit Edelgaskonfiguration g (Na +, Ca 2+, F -, O 2-, ) d 10 -Ionen: Metalle bilden Ionen ohne Edelgaskonfiguration: z.b. Zn 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2/0 d 10 s 2 -Ionen: Metalle bilden Ionen ohne Edelgaskonfiguration: z.b. Sn 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 2/0

41 Ionen von Nebengruppen-Elementen s-schale als äußerste Schale: 4s / 5s / 6s / 7s Bildung von Ionen: Elektronen werden zuerst aus dieser s-schale abgegeben: El 2+ Zusätzliche Abgabe von Elektronen aus höchst besetzter d-schale: Beispiele: Fe 2+/3+ oder Co 2+/3+ oder Ni 2+/3+

42 3. Der Aufbau der ATOME Linienspektren und Spektralanalyse Buch Seite 19

43 Elektronenhülle Geschwindigkeit elektromagnetischer Wellen ist Lichtgeschwindigkeit: c = 2, m/s = λ ν λ = Wellenlänge in m ν = Frequenz in s -1 (Hz) Max Planck: h = 6, J.s (Plancksches Wirkungsquantum). E = h ν (Licht als Energie - Lichtquant)

44 Spektralfarben

45 Wasserstoffatom angeregte Elektronenzustände

46 Atomhülle / Lichtquanten nach N. Bohr Elektron kann zwischen erlaubten Bahnen (Orbitalen) springen, Energiedifferenz zwischen den Bahnen wird in Form von Licht abgegeben (oder aufgenommen) 1859 Bunsen und Kirchhoff Linienspektren Grundzustand: e - auf tiefstmöglicher Energiebahn angeregter Zustand: durch Energiezufuhr werden e - auf höhere Energieniveaus gehoben nur kurze Zeit beständig, e - fällt in Grundzustand: bei der Anregung aufgenommene (absorbierte) Energie wird als Lichtquant abgegeben (emittiert) E = h * ν (Licht bestimmter Wellenlänge oder Farbe)

47 Atomhülle / Lichtquanten nach N. Bohr Emissionsspektren entstehen, wenn angeregte Atome in den Grundzustand zurückkehren und dabei Lichtquanten einer bestimmten t Energie abgeben b Absorptionsspektren entstehen, wenn Atome aus dem eingestrahlten Licht Quanten aufnehmen, um in den angeregten g Zustand überzugehen. Licht bestimmter Farbe geschwächt, deren Energie zur Anregung geeignet ist.

48 Atomemissionen Element Wellenlänge λ [nm] ultraviolett / sichtbar / infrarot Ba 553,6 744 (Oxid) 873 (Oxid) Ca 422,7 554 (Oxid) 622 (Oxid) Co 346,6 (Gruppe) 353,0 387,4 Cr 360,5 427,5 (Gruppe) 425,55 Cs 455,5 852,1 894,3 Cu 324,8 327,4 520 (Oxid) Fe 373,7 (Gruppe) 386,0 (Gruppe) 385,6 (Gruppe) K 404,7 (D) 766,5 (D) 344,6 (D) Li 670,8 460,3 323,3 Na 330,3 (D) 589,3 (D) 818,3 (D) Rb 420,2 (D) 780,0 794,8 Sr 460,7 821 (B) 407,8 Ti 377,6 535,0 276,8

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