1817/29 W. Döbereiner Elementgruppen (Triaden) 1869 L. Meyer und D. Mendelejew das Periodensystem

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1 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 PauliVerbot 1926 Entwicklung der SchrödingerFormel der Wellenmechanik 1927 W. Heisenberg: Unschärferelation AtomorbitalTheorie von Mulliken, Hund: Molekülorbitale

2 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

3 100 pm 0,01 pm

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

5 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! αstrahlung: Heliumkerne ßStrahlung: 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 γstrahlung: Elektro magnetische Wellen % einige 100 m Blei

6 Natürliche Radioaktivität: α,β,γ

7 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

8 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 0,015 12,26 a 2 4 He 2+ Teilchen 4 4, He 4 He 5 He Helium , , , , , s 6 He 7 He 6 7 6, ,81 s e n, e e 3 5 Li Lithium 5 5, ca s p, 6 Li 7 Li 8 Li , , , ,42 92,58 0,85 s e 9 Li 9 9, ,17 s e

9 Radioaktivität: Halbwertszeit Nuklid Uran238 Kalium40 Kohlenstoff14 Halbwertszeit 4,5*10 9 Jahre 1,3* 10 9 Jahre Jahre Radium Jahre Strontium90 Tritium Cobalt60 Polonium210 lod131 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)

10 Kernenergie Atomkraft Wärmeenergie aus Masseverlusten in Atomen! Kernspaltung von Uran235 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

11

12 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

13 Atommodell nach Rutherford 1911 Strahl aus αteilchen fast geradlinig durch 0,004 mm GoldFolie 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: αteilchen ungehindert durch Metallfolie!!! Atomdurchmesser: m, mal größer als Kern!

14 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.

15 Bohrsches Atommodell 1913 Elektronenschalen mit steigender Hauptquantenzahl n entsprechend der Kernladungszahl Z mit Elektronen besetzt: KSchale (n = 1) maximal 2 Elektronen LSchale (n = 2) maximal 8 Elektronen MSchale (n = 3) maximal 18 Elektronen NSchale (n = 4) maximal 32 Elektronen Maximale Elektronenzahl pro Schale = 2 n 2 geringste Energie in KSchale 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

16 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.

17 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!

18 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

19 4Quantenzahlen 1. Hauptquantenzahl n: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,? Grundenergie = Schale

20 4Quantenzahlen 1.Hauptquantenzahl n 4 Quantenzahlen 2.Bahnquantenzahl 1.Hauptquantenzahl n: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, l:? l = 0 bis n1 Geometrie des Aufenthaltsraums (Orbitals): l = 0 Kugelform Grundenergie = Schale l = 1 hantelförmig s Orbital (s = sharp) p Orbital (p = principal)

21 4Quantenzahlen 2. Bahnquantenzahl l: l = 0 bis n1 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)

22 4Quantenzahlen 1.Hauptquantenzahl n: 4 Quantenzahlen 2.Bahnquantenzahl l 1.Hauptquantenzahl n: 3.magnetische Quantenzahl m: +l, 1, +(l1) 2, 1),..., 3, 4, 0,..., 5, 6, (l1) 7, 1),? l Grundenergie = Schale Orientierung im Magnetfeld (magn. Elektroneneigenschaften) sorbitale: 1 Orbitalgeometrie (m = 0) porbitale: 3 Orbitalgeometrien (m = 1, 0, +1) dorbitale: 5 Orbitalgeometrien (m =2, 1, 0, +1, +2) forbitale: 7 Orbitalgeometrien (m = 3, 2, 1, 0, 1, 2, 3)

23 4Quantenzahlen 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

24 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!

25 Elektronenkonfiguration

26 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

27 Ionen von NebengruppenElementen sschale als äußerste Schale: 4s / 5s / 6s / 7s Bildung von Ionen: Elektronen werden zuerst aus dieser sschale abgegeben: El 2+ Zusätzliche Abgabe von Elektronen aus höchst besetzter dschale: Beispiele: Fe 2+/3+ oder Co 2+/3+ oder Ni 2+/3+

28 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)

29 Spektralfarben

30 Wasserstoffatom angeregte Elektronenzustände

31 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)

32 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.