Grundlagen der Allgemeinen und Anorganischen Chemie. Atome. Chemische Reaktionen. Verbindungen

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1 Grundlagen der Allgemeinen und Anorganischen Chemie Atome Elemente Chemische Reaktionen Energie Verbindungen 47

2 Grundlagen der Allgemeinen und Anorganischen Chemie Fakultät Mathematik/Naturwissenschaften - Fachrichtung Chemie - Institut für Anorganische Chemie 2. Das Atom und sein Aufbau 48

3 Buntes Feuer Ursache: Atombau der beteiligten Elemente Bilder: grün: Ba 2+ rot: Sr 2+ Bild: Bild: 49

4 Atomdefinitionen vor 2000 Jahren DEMOKRIT: griech. von atomos - unteilbar; unteilbarer Urstoff Alle Materie besteht aus kleinsten, nicht mehr teilbaren Teilchen John Dalton: Es gibt Stoffe, die nur aus einer Atomsorte bestehen. Man nennt sie chemische Elemente ( z.b. Gold, Sauerstoff und Eisen ). Die Atome haben unterschiedliche Massen Nils Bohr: Ein Atom ist ähnlich aufgebaut wie ein Sonnensystem, d.h. um den massereichen Atomkern kreisen in großem Abstand die Elektronen. Das heutige Atombild: Ein Atom besteht aus einem Atomkern und einer Atomhülle. Dabei ist der Kern positiv und die Hülle negativ geladen. Der Atomkern trägt fast die gesamte Masse des Atoms. Er ist aus Protonen und Neutronen aufgebaut, die jeweils fast 2000 mal schwerer sind als die Elektronen, aus der die Atomhülle besteht. Das Proton hat eine positive elektrische Ladung, die den gleichen Wert besitzt wie die negative des Elektrons. Das Neutron ist elektrisch neutral. Den Wert der elektrischen Ladung des Protons oder Elektrons nennt man Elementarladung. Protonen und Neutronen werden zusammen als Nukleonen bezeichnet und bestehen noch aus weiteren Teilchensorten, den Quarks. Ein Atom ist der kleinste Baustein eines chemischen Grundstoffes oder Elements, der ohne Verlust der typischen Eigenschaften dieses Elements nicht mehr geteilt werden kann. 50

5 Das Atom Protonen Elektronen Atomhülle Atomkern Neutronen 51

6 Elektronenhülle Atomkern Proton Neutron Elektron Das Atom Atomkern: sehr klein und schwer (99,8% der Atommasse ist Kernmasse!) positive Elementarladung (+1) Elektronenhülle: negativ geladene Elektronen (-1) bewegen sich um den Kern Teilchen Ladung Masse Proton Neutron Elektron Vergleiche: Wäre ein Atom so groß wie ein Fußballstadion, hätte der Atomkern die Größe eines Marienkäfers. Alle 7 Milliarden Menschen, die z. Zt. auf der Erde leben, würden, wenn ein Mensch so groß wie ein Atom wäre, eine etwa 70 cm lange Kette bilden ,00728u 1,00867u 0,00055u 52

7 Teilchen Neutron Proton Elektron Ladung Elementarteilchen keine Ladung eine positive Ladung +1, Coulomb eine negative Ladung 1, Coulomb Masse 1, g (1,00867 u) 1, g (1,00728 u) 9, g (0,00055 u) n + fast gleiche Massen gleich große, entgegengesetzte Ladungen 53

8 Isotope...sind Atome mit gleicher Protonenzahl, aber unterschiedlicher Neutronenzahl Element Symbol Protonenzahl Neutronen - zahl Ordnungs- zahl Wasserstoff 1 1H Deuterium 2 1H(D) Tritium 3 1H(T) Uran 234 U U U

9 Isotopenzusammensetzung ausgewählter Elemente Ord. zahl PSE Element Nuklid bzw. Isotop Masse Isotop/u Natürliche Häufigkeit /% Relative Atommasse /u 1 Wasserstoff 1 H 2 H Deuterium 3 H Tritium 1, , , ,984 0,0156 Spuren 1,008 6 Kohlenstoff 12 C 13 C 14 C 12, , , ,892 1,108 Spuren 12,011 7 Stickstoff 14 N 15 N 14, , ,635 0,365 14, Sauerstoff 16 O 17 O 18 O 15, , , ,759 0,037 0,204 15,

10 Zusammenhang zwischen Häufigkeit von Isotopen und relativer Atommasse Beispiel: Bor (Ordnungszahl 5) Isotop 10 B 11 B Häufigkeit 19,8% 80,2% relative Atommasse 10,013 11,009 Bor-10: 19,8% 10,013 = 1,983 Bor-11: 80,2% 11,009 = 8,829 mittlere relative Atommasse =10,812 Natürlich vorkommendes Bor hat eine relative Atommasse von 10,812, weil es ein 8 : 2- Gemisch aus den Isotopen Bor-10 und Bor-11 ist. 56

11 Stabile und instabile Atomkerne Anzahl Neutronen Anzahl Protonen 1 stabile Atomkerne Anzahl Neutronen Anzahl Protonen 1 instabile Atomkerne radioaktiver Zerfall n n n n n Tritium 3 H Elektronen-Emission Helium 3 He Tritium ist ein radioaktives Isotop des Wasserstoffs und zerfällt unter Ausstrahlung von Elektronen aus dem Kern in Helium-3 57

12 Reinelemente...bestehen nur aus einem Isotop I II III IV V VI VII VIII 1 H He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 4 5 K Ca Ga Ge As Se Br Kr 6 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe 7 Cs Ba Tl Fr Ra Pb Bi Po At Rn Na: 100% 23 Na P: 100% 31 P F: 100% 19 F 58

13 Mischelemente I H Li Na K Rb Cs Fr II III IV V VI VII VIII Be Mg Ca Sr Ba Ra He 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 % A r = 36,97 u 37 Cl 35 Cl 75,77 % A r = 34,97 u Wie berechnet man die mittlere Atommasse? 75,77 34, ,23 36,97 A nat = = 35,

14 Wo findet man relative Atommassen? Immer mittlere relat. Atommasse 60

15 Die Masse eines Nuklids ist stets kleiner als die Summe der Massen seiner Bestandteile. z. B. Helium: Masse Protonen Masse Neutronen Masse Heliumkern 2 1,00728u 2 1,00867u 4,0015u E Der Massendefekt Σ 4,0319u > 4,0015u 1 p p n n freiwerdende Energie Energie (28,3 MeV) Bild: ,3 MeV 0,03u Die Massendifferenz (Massendefekt) zwischen und 2 kann mit dem EINSTEIN schen Gesetz in eine Energiedifferenz umgerechnet werden: p n n p E = m c 2 E: Energie m: Masse c: 2, ms

16 Massendefekt und Bindungsenergie Bindungsenergie pro Nukleon / MeV Li H Ar Fe Kernfusion 3 Kernfusion: H H He n erfordert viele Mio. C z. B. Sonne, Wasserstoffbombenexplosion liefert Energie von 1, kj/mol As Kernspaltung Pb Massenzahl U 62

17 Kernumwandlungen und Radioaktivität H. BEQUEREL (1896) Entdeckung der Radioaktivität von Uranverbindungen P. und M. CURIE (1898) Isolation von Po und Ra aus Pechblende E. RUTHERFORD (1903) Erkenntnis, dass Radioaktivität auf Zerfall von Atomen beruht drei Arten von Strahlung Durchdringungsfähigkeit α- Strahlung: β- Strahlung: γ- Strahlung: 88 Ra K Rn+ 4 2 He Ca+ e 239 U+n 92 92U U+ γ 63

18 Atommodell nach BOHR (1913) Elektronen bewegen sich auf Kreisbahnen mit einem definierten Radius r strahlungsfrei um den Kern und besitzen einen Bahndrehimpuls von v Zentrifugalkraft mvr = n h 2π (h: Planck sches Wirkungsquantum 6, Js) r elektrische Anziehungskraft 4 m e 1 E = ε0h m Bahn des Elektrons (Schale) dabei tritt kein Energieverlust ein für die Zahl n stehen ganze natürliche Zahlen, die die Anzahl der Schalen bezeichnen ein Elektron kann nur definierte Energiezustände einnehmen, es ist gequantelt Quantenzahl n 64

19 Linienspektren Jedes Element sendet bei Anregung charakteristische elektromagnetische Wellen aus, die als Linienspektrum sichtbar gemacht werden können. Analysen- Methode: Spektroskopie (z. B. Wasserstoff) 65

20 Lichtemission nach Elektronenanregung 12n 11p Na- Atom Energie angeregter Zustand Absorption Grundzustand Emission eines Lichtquants Von Courtesy Edgar Fahs Smith Memorial Collection, Gemeinfrei, Der Physiker Gustav Kirchhoff (links) und der Chemiker Robert Bunsen (rechts) begründeten Mitte des 19. Jahrhunderts die Spektralanalyse mit sichtbarem (VIS -) Licht. By Poul la Cour & Jacob Appel - Historisk Fysik bind I, Public Domain, Zu ihrer Entdeckung, dass Spektrallinien die Anwesenheit chemischer Elemente in zum Leuchten angeregten Materialproben anzeigen, verhalfen ihnen Kirchhoffs Selbstbau - Spektroskop und Bunsens bis heute gebräuchlicher, nach ihm benannter Gas - Brenner. 66

21 Flammenfarben der Alkali- und Erdalkalimetalle K L M Licht Bilder: K L M N Licht 67

22 Elektromagnetisches Spektrum Wellenlänge λ Wellenzahl ~ ν Frequenz ν Energie E In Pfeilrichtung zunehmend λ /nm kosmische Strahlen 4 ultraviolette Strahlen (UV) 2 Gammastrahlen 5 sichtbahres Licht (VIS) 3 Röntgenstrahlen 6 infrarote Strahlen (IR) 68

23 Jedes Element sendet bei Anregung charakteristische elektromagnetische Wellen aus, die als Linienspektrum sichtbar gemacht werden können. Analysen- Methode: Spektroskopie (z. B. Wasserstoff) E E 6 E 5 E 4 E 3 0 n= n=6 n=5 n=4 n=3 Linienspektren Brackett- Serie Paschen- Serie Pfund- Serie IR- Bereich E 2 n=2 Balmer- Serie sichtbarer Bereich E 1 n=1 Lyman- Serie UV- Bereich 69

24 Geißler sche Röhre: Wasserstoff Sonne Wasserstoff Bild. H α (rot; λ = 656,3 nm) H β (blau; λ = 486,1 nm) H γ (blauviolett; λ = 434,0 nm) H δ (violett; λ = 410,2 nm) 70

25 Geißler sche Röhren: Edelgase Bilder: js-lehrmittel.de Lehrmittelkatalog der Firma Pressler in Cursdorf aus dem Jahr

26 Spektral-Sinfonie der Elemente Installation Spektral-Sinfonie der Elemente von Roland Fuhrmann im Neubau Chemie an der TU Dresden Spektralsymphonie_Fuhrmann_DSC_0057.jpg Foto: I. Paech, TU Dresden 72

27 Welle - Teilchen - Dualismus Elektron Teilchen elektromagnetische Welle BOHR sches Atommodell Wellenmechanisches Atommodell Beschreibung des Atoms durch mathematische Funktionen 73

28 Unbestimmtheitsrelation BOHRsches Atommodell Ladungswolke Aufenthaltswahrscheinlichkeit 99% 74

29 Das Elektron als Welle... Eine zeitlich und räumlich periodische Bewegung K L λ = Wellenlänge (m) T = Periodendauer (s) 1/T = Frequenz (1/s = Hz) 75

30 Stehende Wellen 1 ψ(x) + x - 76

31 Stehende Wellen 2 ψ(x) + x - 77

32 Beispiele für stehende Wellen klassische%20gitarre/ta_h5_big2.jpg Von Pianoplonkers - Eigenes Werk, CC BY-SA 3.0, 78

33 Wellen 1.0 Ψ(x) Ψ 2 (x) x welle-gefunden-zu-meer-auf-http-de-gdefon-com jpg Ψ(x,y,z) mathematische Funktion zur Beschreibung der Eigenschaften der Elektronen Ψ 2 (x,y,z) Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen 79

34 Darstellung der Wellenfunktion ψ(x) x ψ(x) + - x 1-dimensionale Wellen: sinusartige Schwingungen y ( x,y ) y 2 D 2-dimensionale Wellen: ähnlich, allerdings sind die Knoten jetzt Linien x 3-dimensionale Wellen: die Knoten sind nun Knotenflächen 80

35 Das Orbital Orbital: Aufenthaltsraum eines Elektrons Mathematische Funktion ψ(x,y,z), welche die Eigenschaften der Elektronen angibt (z.b. Aufenthaltswahrscheinlichkeit = ψ 2 (x,y,z)) Zahl der Wassertropfen Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu treffen (ψ 2 (x,y,z)) = 90% Elektronenwolke 81

36 Räumliche Darstellung der s- und p- Orbitale z z z y y y x x x 1s- Orbital 2s- Orbital 3s- Orbital z z z y y y x 2p y - Orbital x 2p z - Orbital x 2p x - Orbital 82

37 Räumliche Darstellung der d- Orbitale z z z y y y x x x 3d xy - Orbital z 3d yz - Orbital z 3d xz - Orbital y y x x 3d x 2 -y 2- Orbital 3d z 2- Orbital 83

38 Räumliche Darstellung der f- Orbitale 84

39 Das Orbital Charakterisierung des Orbitals durch: n = Hauptquantenzahl bezeichnet die Schalen (1, 2, 3... oder K, L, M...), d.h. Größe des Orbitals l = Nebenquantenzahl charakterisiert die Form des Orbitals (s: Kugel, p: Hantel, d: Rossette, f) m l = Magnetquantenzahl gibt die Orientierung des Orbitals im Raum an m s = Spinquantenzahl bezeichnet die Spinrichtung (Eigendrehimpuls) des Elektrons 85

40 Besetzung der Orbitale I Schale Haupt- QZ n Neben- QZ l n-1 Orbitalform Magnet- QZ m l = -l l Spin- QZ m s Zahl der e - e - pro Schale K 1 0 s 0 ±½ 2 2 L s p ±½ ±½ M s p d ±½ ±½ ±½ N s p d f ±½ ±½ ±½ ±½

41 Besetzung der Orbitale II PAULI-Prinzip Die Elektronen eines Atoms müssen sich in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden. So unterscheiden sich z.b. die 2 Elektronen eines s-orbitals durch ihren antiparallelen Spin von +1/2 und 1/2. HUND sche Regel Orbitale gleicher Energie werden immer erst mit einem einzelnen e - besetzt, bevor sie mit einem antiparallelen zweiten e - aufgefüllt werden. 87

42 Energetische Reihenfolge der Orbitale s- p- d- f-orbitale Q Energie 7s 6s 5s 4s 3s 2s 1s 6p 5p 4p 3p 2p K P L 5d 4d 3d 5f O 4f N M 88

43 Besetzung der Orbitale III... erfolgt in der Reihenfolge steigender Energie HQZ n NQZ l 6 P s p d f 6s 6p 5 O 5s 5p 5d 4 N 4s 4p 4d 4f 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 3 M 3s 3p 3d 2 L 2s 2p 1 K 1s 89

44 Besetzung der Orbitale IV PAULI-Prinzip Die Elektronen eines Atoms müssen sich in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden. So unterscheiden sich z.b. die 2 Elektronen eines s-orbitals durch ihren antiparallelen Spin von +1/2 und 1/2. HUND sche Regel Orbitale gleicher Energie werden immer erst mit einem einzelnen e - besetzt, bevor sie mit einem antiparallelen zweiten e - aufgefüllt werden. Nach Besetzung des 3p-Orbitals erfolgt aus energetischen Gründen die Besetzung des 4s-Niveaus vor dem 3d-Niveau. Eine Schale kann mit maximal 2n 2 Elektronen besetzt werden. Eine definiert besetzte Elektronenhülle der Atome heißt Elektronenkonfiguration: Li 1s 2 2s 1 oder [He] 2s 1 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 oder [Ne] 3s 1 90

45 Elektronenkonfiguration der Elemente 1-10 im PSE 1s 2s 2p H He Li Be B C N O F Ne ungepaarte Elektronen 1 Elektronenkonfiguration 1s 1 0 [He] 1s s 2 2s 1 1s 2 2s 2 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 [Ne] 91

46 Üben: Chlor 17Cl Q Energie 7s 6s 6p 5p P 5d 4d 5f O 4f N Ac-Lr La-Lu Cl 35,45 17 [Ne]3s 2 3p 5 5s 4s 3s 2s 1s K 4p 3p 2p L M 3d H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr * Mn Fe Co Ni Cu * Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac 92

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