Periodensystem der Elemente (PSE) Z = Ordnungszahl, von 1 bis 112 (hier) woher kommen Zeilen und Spalten?
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- August Raske
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1 H 3 Li K V Co Ta Pt Pb Sc Mn Cu As N Re Hg Po* Cs Be Ca Cr Ni Ge C W Au Bi Ti Fe Hf Ir Zn Se O Os Tl At* Rn* Ga B Br F Kr Ne He Ba Mg Sr Mo Pd Sn Si Sg* Eka-Au 112 Eka-Hg Zr Ru Rf* Mt* Cd Te S Hs* In Al I Cl Xe Ar Ra* Na Rb Nb Rh Db* Eka-Pt Y Tc* Ag Sb P Bh* Fr* La Pr Pm* Eu Tb Ho Tm Lu Ce Nd Sm Gd Dy Er Yb Th* U* Pu* Cm* Cf* Fm* No* Ac* Pa* Np* Am* Bk* Es* Md* Lr* Periodensystem der Elemente (PSE) Z = Ordnungszahl, von 1 bis 112 (hier) woher kommen Zeilen und Spalten?
2 Atombau - Basics
3 Aufbau der Elektronenhülle?
4 Elektromagnetische Wellen cm rotes Licht Schwingungen pro Sekunde Frequenz ν cm Wellenlänge λ = = = cm s-1 Geschwindigkeit c c =ν λ ~ ν = 1 λ
5 sic htbareslicht log Kos Str γ-st mische rahlen Rön str Ultr tgen- ahlen aviolet Inf rarot Mikr owelen Rad iowelen Wech selstrom log Fe mtometerpik 10 Mik ometer rometer 10 Mil Mimeter eterkilom eter Das elektromagnetische Spektrum
6 sic htbares Licht log K γ osmisc Strahle -Strahl he en U Röntge strahle ltravio n- let Infraro t M ikrowe len R adiowe len We chsels trom log Fe mtometerpik Mik ometer rometer Mil Mimeter eterkilom eter Die Quantelung der Energie - Die Plancksche Gleichung Energie (z.b. Licht) wird nicht kontinuierlich sondern in winzigen Energieportionen, den Quanten (lat. quant = Menge), übertragen. E = h ν h ist eine Naturkonstante und wird nach Planck als Plancksches Wirkungsquantum bezeichnet. Es besitzt den Wert h = Js. Max Karl Ernst Ludwig Planck (geb in Kiel!!!)
7 sic htbares Licht log K γ osmisc Strahle -Strahl he en U Röntge strahle ltravio n- let Infraro t M ikrowe len R adiowe len We chsels trom log Fe mtometerpik Mik ometer rometer Mil Mimeter eterkilom eter Atomemission und Spektrallinien Natrium Wasserstoff
8 sic htbares Licht log K γ osmisc Strahle -Strahl he en U Röntge strahle ltravio n- let Infraro t M ikrowe len R adiowe len We chsels trom log Fe mtometerpik Mik ometer rometer Mil Mimeter eterkilom eter Das Bohrsche Atommodell (1911) Niels Bohr
9 K γ osmisc Strahle -Strahl he en U Röntge strahle ltravio n- let sic Infraro t htbares Licht log 321 M ikrowe len R adiowe len We chsels trom log Fe mtometerpik Mik ometer rometer Mil Mimeter eterkilom eter Das Bohrsche Atommodell - Die Postulate Elektronen bewegen sich im Atom nur auf wenigen erlaubten Kreisbahnen. Diese Kreisbahnen entsprechen bestimmten Energiezuständen der Elektronen. Ein Elektron auf einer erlaubten Kreisbahn strahlt nicht. Elektronische Übergänge finden nur zwischen den unterschiedlichen Kreisbahnen durch Aufnahme oder Abgabe von Energiequanten h ν statt (Frequenzbedingung) E = E 2 E 1 = h ν
10 Das Bohrsche Atommodell
11 Das Bohrsche Atommodell
12 Das Bohrsche Atommodell
13 Exkurs: Röntgenstrahlen in der Medizin
14 Stabile Atome - Ein Paradoxon der klassischen Physik + + Erklärung mit Hilfe der Quantenmechanik Strahlungskatastrophe Werden Ladungen in elektrischen Feldern beschleunigt entsteht elektromagnetische Strahlung (Maxwellsches Durchflutungsgesetz ). kreisendes Elektron verliert Energie in Form von Strahlung Atom kollabiert
15 Materiewellen (de Broglie-Gleichung) Wellen-Teilchen Dualismus Wenn sich elektromagnetische Wellen bei bestimmten Experimenten wie ein Teilchenstrom verhalten, so sollten umgekehrt Materieteilchen unter bestimmten Bedingungen auch einen Wellencharakter zeigen. λ = h m v p = h λ Wellenlänge und Impuls können ineinander umgerechnet werden Louis Victor Pierre Raymond Prinz von de Broglie
16 Aufbau der Elektronenhülle: was sind Orbitale? Orbitale sind Bereiche, in denen ein Elektron eine bestimmte Aufenthaltswahrscheinlichkeit besitzt. Orbitale stellen erlaubte Energiezustände der Elektronen dar. Die räumliche Ausdehnung und Gestalt der Orbitale ergibt sich aus den Lösungsfunktionen der Schrödingergleichung Quantenmechanik. Lösungsfunktionen enthalten zwei Anteile: Radialfunktion (räumliche Ausdehnung) Winkelfunktion (Gestalt)
17 Wie werden Orbitale dargestellt? Winkelfunktion 1s-Orbital z 90% der Elektronendichte x + y 2s-Orbital 90% z 50% x + y
18 Orbitale - Wahrscheinlichkeitsdichte
19 Atomorbitale und Quantenzahlen Die Quantenzahlen legen Größe, Gestalt und räumliche Orientierung der Atomorbitale, sowie die Energie der in den jeweiligen Orbitalen anzutreffenden Elektronen fest. 1) Hauptquantenzahl n n =1, 2, 3,... Bestimmt die mittlere Entfernung des Elektrons zum Kern und somit auch dessen Energie. Die Energie der Elektronen nimmt mit steigender Hauptquantenzahl zu. 2) Bahndrehimpulsquantenzahl l l = 0, 1,..., n-1 Bestimmt die Gestalt der Orbitale. 3) magnetische Quantenzahl m l m l =-l, -l+1,..., +l Bestimmt die Orientierung der Orbitale im Raum. Es gibt 2l+1 Anordnungsmöglichkeiten.
20 Quantenzahlen n Schale l Orbitalname m l Anzahl 1 K 0 1s L 0 2s p -1, 0, M 0 3s p -1, 0, d -2, -1, 0, 1, N 0 4s p -1, 0, d -2, -1, 0, 1, f -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 7
21 Orbitalenergieniveau-Schema eines Einelektronensystems, H-Atom 3s 3p 3d Energie 2s 2p 1s
22 Gestalt von s-orbitalen (l = 0) z z x y x y s n = 1 l = 0 m = 0 s n = 2 l = 0 m = 0
23 Gestalt von p-orbitalen (l = 1) p x p y p z n = 2 n = 2 n = 2 l = 1 l = 1 l = 1 m = ±1 m = ±1 m = 0
24 Gestalt von d-orbitalen (l = 2) z z d x 2 -y 2 d z 2 n = 3 n = 3 l = 2 m = ±2 x y x y l = 2 m = 0 z z z x y x y x y d xy n = 3 l = 2 m = ±2 d xz n = 3 l = 2 m = ±1 d yz n = 3 l = 2 m = ±1
25 Der Stern-Gerlach Versuch
26 m = +½ s Der Elektronenspin z z α m = -½ s β Orientierung des mag. Moments des Elektrons im Orbital
27 Orbitalmodell der Atome 1) Hauptquantenzahl n n =1, 2, 3,... mittlere Ausdehnung und Energie 2) Bahndrehimpulsquantenzahl l l = 0, 1,..., n-1 Gestalt der Orbitale. 3) magnetische Quantenzahl m l m l =-l, -l+1,..., +l Orientierung der Orbitale im Raum. (2l+1-Werte) 4) Spinquantenzahl m s m s = -1/2, +1/2 Orientierung des mag. Moments des Elektrons im Orbital. Ein Zustand für ein Elektron wird durch alle 4 QZ festgelegt. Ein Orbital ist durch n, l und m l bestimmt.
28 Energieniveaus eines Mehrelektronensystems
29 Energieniveauschema eines Mehrelektronensystems 7s 6s 5s 7p 6p 5p 6d 5d 4d 5f 4f Energie 4s 4p 3p 3d 3s 2p 2s 1s
30 Merkschema zu Energieniveaus
31 Das Pauli-Prinzip (1925) Alle Elektronen eines Atoms müssen sich in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden Wolfgang Pauli
32 Elektronenkonfiguration von Mehrelektronensystemen Elektronenkonfiguration H He 1s 1 1s 1 1s 2 1s 2 Elektronenpaar Hauptquantenzahl Maximale Elektronenzahl Jede Elektronenschale kann 2 n 2 Elektronen aufnehmen Li 1s 2 2s 1
33 Elektronenkonfiguration von Mehrelektronensystemen Be B 1s 2 2s 2 1s 2 2s 2 2p 1 C?? 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2 2s 2
34 Die Hundsche Regel (Regel der höchsten Multiplizität) Alle entarteten Orbitale (also Orbitale mit gleicher Energie) werden zunächst einfach mit Elektronen gleichgerichteten Spins besetzt. Friedrich Hund
35 Elektronenkonfiguration in Mehrelektronensystemen N O F Ne 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 Eine vollständig mit Elektronen besetzte Elektronenschale ist energetisch besonders stabil. Helium und Neon sind daher reaktionsträge Edelgase.
36 Elektronenkonfiguration in Mehrelektronensystemen Valenzelektronenkonfiguration Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 [Ne] [Ne]3s 1 Vollständig mit Elektronen besetzte Elektronenschalen können für eine kürzere Schreibweise durch das in eckige Klammer gesetzte Elementsymbol des entsprechenden Edelgases dargestellt werden.
37 Valenzelektronen Für die chemischen Reaktivität eines Elements sind besonders die Elektronen auf Energieniveaus oberhalb der letzten voll besetzten Elektronenschalen verantwortlich. Sie werden Valenzelektronen genannt
38 Elektronenkonfiguration in Mehrelektronensystemen
39 Das Periodensystem der Elemente
40 Das Periodensystem der Elemente s-orbitale s 1 s H He 3 4 Li Be Na Mg K Ca Rb Sr d Sc Y f-orbitale f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7 f 8 f 9 f 10 f 11 f 12 f 13 f Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Eka- Eka- Eka- Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Pt Au Hg d 2 Ti d 3 V d-orbitale d 4 Cr d 5 Mn Zr Nb Mo Tc d 6 Fe Ru d 7 Co Rh d 8 Ni Pd d 9 Cu Ag Au d 10 Zn Cd Hg p-orbitale p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 p B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Ga Ge As Se Br Kr In Sn Sb Te I Xe Tl Pb Bi Po At Rn s-block f-block d-block p-block
41 Wichtige Begriffe: Rutherfordsche Atommodell Bohrsches Atommodell (Postulate) Quantelung der Energie, Welle-Teilchen-Dualismus Orbitale, Quantenzahlen, Orbitalenergieniveauschema Aufbauprinzip, Pauli-Prinzip, Hundsche Regel Elektronenkonfiguration Valenzelektronenkonfiguration s- / p- / d- /f- Block im PSE
Periodensystem der Elemente (PSE) Z = Ordnungszahl, von 1 bis 112 (hier)
1 1.0079 H 3 Li 6.941 19 39.098 K 23 50.942 V 27 58.933 Co 73 180.95 Ta 78 195.08 Pt 82 207.2 Pb 21 44.956 Sc 25 54.938 Mn 29 63.546 Cu 33 74.922 As 7 14.007 N 75 186.21 Re 80 200.59 Hg 84 208.98 Po* 55
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