AtombauAufbau der Elektronenhülle

Atombau – Aufbau der Elektronenhülle 1 Das BOHRsche Atommodell2 Wellen, Quanten und Orbitale: Beschreibung von Elektronen3 Anwendung4 Zusammenfassung

1 Das BOHRsche Atommodell

1. Geben Sie die Formeln von Eisenoxid an. 2. Zeichnen Sie das Atommodell von Eisen. 3. Begründen Sie mit diesem Modell die zuvor gefundenen Formeln.

1 Das BOHRsche Atommodell

Das BOHRsche Atommodell von Eisen.

1 Das BOHRsche Atommodell

Definition ElektronenschaleElektronen mit annähernd gleicher Energie werden einem Energieniveau zugeordnet. Diese Energiezustände werden als Elektronenschalen bezeichnet.

1

2

34E

2 Elektronen

2 Elektronen14 Elektronen

8 Elektronen

1 Das BOHRsche Atommodell

1. Wie viele Elektronen sind auf den Schalen bzw. wie viele Elektronen „passen“ auf die Schalen?

2. Wie kann man Elektronen beschreiben?

2 Beschreibung von Elektronen

Schrödingers Katze: In einer Kiste befinden sich eine Katze, ein radioaktives Präparat, ein Detektor für die beim Zerfall erzeugte Strahlung und eine tödliche Menge Gift.

2Beschreibung von Elektronen

2Beschreibung von ElektronenWerner Heisenberg1932 Nobelpreis Physik

HEISENBERGsche UnschärferelationEs ist unmöglich, den Impuls und den Aufenthaltsort eines Elektrons gleichzeitig zu bestimmen.

Ein Elektron ist an einem bestimmten Ort des Atoms nur mit einer gewissen Wahrscheinlichkeit anzutreffen. (Elektronenwolke)

2Beschreibung von ElektronenErwin Schrödinger1933 Nobelpreis Physik

Die SCHRÖDINGER-Gleichung

Ψ2 gibt die absolute Wahrscheinlichkeit an, ein Elektron an der Stelle x,y,z zu finden.

2Beschreibung von Elektronen

Quantenzahlen- 4 Quantenzahlen zur Beschreibung eines Elektronenzustandes

In einem Atom kann es nicht zwei oder mehrere Elektronen geben, deren Zustände durch den gleichen Satz an vier Quantenzahlen charakterisiert sind. (PAULI-Verbot)

Wolfgang Pauli1945 Nobelpreis Physik

2Beschreibung von Elektronen

1) Hauptquantenzahl n- Ordnet Elektronen einer Elektronenschale zu- n≥1, natürliche Zahl- Mit steigendem n, steigt die Energie und der Atomradius- n entspricht der Periodenzahl (bei Hauptgruppenelementen)

Höchstmögliche Anzahl an Elektronen je Elektronenschale:

Z=2*n²

2Beschreibung von Elektronen

1) Hauptquantenzahl n

Ergänzen Sie folgendes Schema:

Z=2*n²

1

2

3

4

E

567

Z=2*1²=2

Z=2*2²=8

Z=

Z=

Z=Z=Z=

Z(3)=18Z(4)=32Z(5)=50Z(6)=72Z(7)=98

Hat jedes Elektron einer Schale dieselbe Energie?

2Beschreibung von Elektronen

2) Nebenquantenzahl l- Gibt die feinen Energieunterschiede der Elektronen einer Schale an- 0 ≤ l ≤ n-1, l ist eine natürliche Zahl- Ordnet jedes Elektron einem Unterniveau zu

Wert von l Bezeichnung0 s-Unterniveau1 p-Unterniveau2 d-Unterniveau3 f-Unterniveau

Höchstmögliche Anzahl an Elektronen je Elektronenschale:

Z=4l+2

2Beschreibung von Elektronen

2) Nebenquantenzahl l Schale Zahl der e- Unterniveau Zahl der e-

1 2 (0) s Z=4*0+2=22 8 (0) s Z=2

(1) p Z=4*1+2=63 18 (0) s Z=2

(1) p Z=6(2) d Z=

4 32 (0) s Z=(1) p Z=(2) d Z=(3) f Z=

Z=4l+2

Ergänzen Sie folgende Übersicht:

2Beschreibung von Elektronen

2) Nebenquantenzahl ln e- l e-

1 2 s 2

2 8 s 2

p 6

3 18 s 2

p 6

d 10

4 32 s 2

p 6

d 10

f 14 1

2

3

E

2

2

26

610

1s

2s

2p3s3p3d

1s22s22p63s23p63d10

2Beschreibung von Elektronen

Zeichnen Sie das Energieniveauschema von Aluminium!

1s22s22p63s23p1

Wie kann man Nebengruppenelemente darstellen?- Nebengruppen füllen die d-Unterniveaus auf- Unterniveaus können sich überlappen, Bsp.: 4s23d10

- Tafelwerk Seite 126

2Beschreibung von Elektronen

Ergänzen Sie folgende Tabelle:

Element EnergieniveauschemaPalladium (Pd)

[Xe]4f145d106s2

Titan (Ti)

2Beschreibung von Elektronen

Element EnergieniveauschemaPalladium (Pd) [Kr]4d10

Quecksilber (Hg) [Xe]4f145d106s2

Titan (Ti) [Ar]3d24s2

2Beschreibung von Elektronen

Wie kann man sich Unterniveaus vorstellen?

AtomorbitaleAtomorbitale beschreiben den Raum um einen Atomkern, in dem die Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons mit bestimmten Energiegehalt am höchsten ist.

s-Orbital p-Orbital d-Orbital

2Beschreibung von Elektronen

Atomorbitale- Jedes Orbital kann mit zwei Elektronen besetzt werden

Wo genau befinden sich die Elektronen?Zur Beschreibung sind die beiden fehlenden Quantenzahlen nötig.

s-Orbital p-Orbital d-Orbital

2Beschreibung von Elektronen

3) Magnetquantenzahl m- Gibt die räumliche Orientierung des Orbitals an- l ≤ m ≤ l; m ist eine ganze Zahl

Beispiel p-Orbital: l=1m=-1 (x-Achse); m=0 (z-Achse), m=1 (y-Achse)

Es gibt also drei Orbitale: px, py, pz

2Beschreibung von Elektronen

Beispiel p-Orbital: l=1m=-1 (x-Achse); m=0 (z-Achse), m=1 (y-Achse)

Es gibt also drei Orbitale: px, py, pz

2Beschreibung von Elektronen

Geben sie alle möglichen Magnetquantenzahlen für d-Orbitale an.

d l=2 m=-2, m=-1, m=0, m=1, m=2 fünf Orbitale

2Beschreibung von Elektronen

4) Spinquantenzahl s- Beschreibt den Eigendrehimpuls des Elektrons (Elektronenspin)- s=±1/2Beispiel:

m=-1s=+1/2

m=-1s=-1/2

2Beschreibung von Elektronen

Zeichnen von Elektronenkonfigurationen

1

2

3E

1s

2s

2p3s3p3d

2Beschreibung von Elektronen

Zeichnen von Elektronenkonfigurationen1. Aufbauprinzip:Reihenfolge der Besetzung entspricht Reihenfolge der Energiewerte

2. HUNDsche Regel:Es werden zunächst alle Orbitale eines Unterniveaus mit parallelem Spin besetzt, bevor die Orbitale mit antiparallelem Spin besetzt werden.

Friedrich Hund

2Beschreibung von Elektronen

Zeichnen von Elektronenkonfigurationen

1

2

3E

1s

2s

2p3s3p3d

H He

Li Be

B C N O F NeNa Mg

2Beschreibung von Elektronen

Zeichnen von Elektronenkonfigurationen

Zeichnen Sie die Elektronenkonfigurationen von Schwefel, Eisen und Calcium.

2Beschreibung von Elektronen

Zeichnen von Elektronenkonfigurationen

1

2

3E

1s

2s

2p3s3p

3d

Al Si P S Cl Ar4s K Ca

Sc Ti V Cr Mn Fe

3 Anwendung

Können diese theoretischen Überlegungen auch praktisch belegt werden?1) Spektroskopie2) Reaktionsverhalten und Wertigkeit

3 Anwendung

1) SpektroskopieEnergiezufuhr hebt die Elektronen von einem tieferen auf ein höheres EnergieniveauBeim Zurückfallen wird Strahlung mit bestimmter Wellenlänge emittiertdiskrete Linien anstatt eines Kontinuumscharakteristisches Spektrum für jedes ElementUV/Vis-Spektroskopie

3 Anwendung

1) Spektroskopie

Dies belegt jedoch nur die Existenz der Energieniveaus und der Hauptquantenzahl n

3 Anwendung

2) Reaktionsverhalten und WertigkeitBesonders stabil ist eine Elektronenkonfiguration dann, wenn:- Alle energieähnlichen Orbitale halb besetzt sind- Orbitale mit der höchsten Energie voll besetzt sind

3 Anwendung

2) Reaktionsverhalten und Wertigkeit

1

2

3E

1s

2s

2p3s3p

3d4s

Fe

3d4s

3 Anwendung

2) Reaktionsverhalten und Wertigkeit

Fe (I)3d4s

Fe (II)3d4s

Fe (III)3d4s

Fe2O

FeO

Fe2O3

Beispiele

3 Anwendung

2) Reaktionsverhalten und WertigkeitErklären Sie die Stabilität folgender Ionen: Mn2+, Mn7+, Ag+

3d4s

3d4s

4d5s

Mn2+

Mn7+

Ag+

4 Zusammenfassung

- 4 Quantenzahlen beschreiben Elektronen vollständig: Haupt-, Neben-, Magnet- und Spinquantenzahl

PAULI-Verbot- Orbitale geben Aufenthaltswahrscheinlichkeiten von Elektronen um

den Atomkern anAufbauprinzip und HUNDsche Regel