Elementarteilchen e (-) Atomhülle Atom der Materie_Studenten.pdf · Atom WIBA-NET. IBPM ©2005...

IBPM ©2005 Prof. Setzer 1

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D U I S B U R GE S S E N

Universität Institut fürBauphysik und MaterialwissenschaftAtomaufbau

Elementarteilchen

NukleonenProtonen p (+)

Neutronen n (o)

Atomkern

Elektronene (-)

Atomhülle

Atom

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Universität Institut fürBauphysik und Materialwissenschaft

Elementarteilchen

Name Symbol Masse ElementarladungProton p 1,672614 10-27 kg

1,0072766 u1,6022 10-19C

Neutron n 1,67492 10-27 kg1,008665 u

0

Elektron e 9,109534 10-31 kg5,4859 10-4 u

1,6022 10-19C

Die atomare Masseneinheit (u) ist definiert als 1/12 der Masse des Kohlenstoffatoms 12C, 1 u = 1,6606*10-27 kg

Die Elementarladung e ist die kleinste beobachtete Ladungseinheit.


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Elektronenhülle

• Der Radius des Kerns ist ca. 10-14 bis 10-15 m.• Der Radius eines Atoms ist ca. 10-12 m -

Elektronenhülle.• Die Zahl der Elektronen ist gleich der der

Protonen. Sie bestimmt die chemischen Eigenschaften.

• Zwischen Kern und Elektronen besteht eine Coulomb-Anziehung.

• Bohrsches Postulat: Nur bestimmte Bahnen sind erlaubt.


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Atom - Charakteristika

• Masse eines Atoms ist ca. die Summe der Nukleonen.• Der Radius des Kerns ist ca. 10-14 bis 10-15 m• Der Radius eines Atoms ist ca. 10-12 m• Bezeichnung eines Nuklids:

Pr otonenzahlNukleonenzahlElementsymbol

• Beispiele: 6

126

136

148

168

17C C C O O, , , ,Atome mit gleicher Protonen- d.h. Kernladungszahl und unterschiedlicher Nukleonenzahl heißen Isotope


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Elektronenbahnen

Kriterien für Elektronenbahnen:Die Bindungsenergie ist bestimmt durch die Quantenzahl n: E const

nnn = =. ; , , ...1 1 2 32

Bei einem Energieniveau sind nur bestimmte Bahnen mit gegebenem Drehimpuls erlaubt , Drehimpulsquantenzahl: l

l n≤ −1

Bei gegebenem Drehimpuls sind nur bestimmte Ausrichtungen im Raum erlaubt. Magnetquantenzahl: m

− ≤ ≤ +l m ll

Jede Bahn kann 2 Elektronen aufnehmen Spinquantenzahl: s s = ±

12


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Hauptquantenzahl n, gibt das Energieniveau an

n Schale Energie

1 K E1 Grundzustand

2 L ¼ E1

AngeregteZustände

3 M 1/9 E1

4 N 1/16 E1

5 O 1/25 E1


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Nebenquantenzahl l, gibt den Drehimpuls an

Beispiel: n=1 l=0; n=2 l=0,1

Schale K L M N

n 1 2 3 4

l 0 0; 1 0; 1; 2 0; 1; 2; 3

Bezeichnung s s; p s; p; d s; p; d; f


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Nebenquantenzahl m, gibt die Ausrichtung an

− ≤ ≤l m l

l m Anzahl der Zustände 2l+1

0 0 1 s

1 -1 0 +1 3 p

2 -2 -1 0 +1 +2 5 d

3 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 7 f


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Orbitale


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Auffüllen der Schalen eines Atoms

Schale s p d f

O 5s 5p 5d 5f

N 4s 4p 4d 4f

M 3s 3p 3d

2sL 2s 2p

1sK

P 6s 6p 6d

Q 7s 7p


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Periodensystem der Elemente


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Edelgase,haben abgeschlossene s,p Schalen


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Elementgruppe: Edelgase

Name Symbol Schale

Helium He 1s2

Neon Ne [He]2s2 2p6

Argon Ar [Ne] 3s2 3p6

Krypton Kr [Ar] 3d10 4s2 4p6

Xenon Xe [Kr] 4d10 5s2 5p6


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Alkalimetalle (Gruppe Ia) haben ein zusätzliches s Elektron


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Alkalimetalle (Gruppe Ia) haben ein zusätzliches s Elektron

Name Symbol Schale

Lithium Li [He]2s1

Natrium Na [Ne] 3s1

Kalium K [Ar] 4s1

Rubidium Rb [Kr] 5s1

Cäsium Cs [Xe] 6s1


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Den Halogenen (Gruppe VIIa) fehlt ein Elektron in der p Schale


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Den Halogenen (Gruppe VIIa) fehlt ein Elektron zur vollen Schale

Name Symbol Schale

Fluor F [He]2s2 2p5

Chlor Cl [Ne] 3s2 3p5

Brom Br [Ar] 3d10 4s2 4p5

Iod I [Kr] 4d10 5s2 5p5


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Den Chalkogenen (Gruppe VIa) fehlen 2 Elektronen in der p Schale


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Gruppierung im Periodensystem

• Die Alkalimetalle (Gruppe Ia) haben 1 zusätzliches (s) Elektronen.

• Die Erdalkalimetalle (Gruppe IIa) haben 2 zusätzliche (s) Elektronen.

• Den Chalkogenen (VIa) fehlen 2 (p) Elektronen.• Den Halogenen (VIIa) fehlt 1 (p) Elektron• Die d-Orbitale bilden die sog. Übergangselemente.

(Metalle)


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Bindung - ionisch

Es gibt Konfigurationen der Elektronenhülle, die besonders stabilsind d.h. ein energetisches Minimumhaben. (8er Schale, Helium 2er Schale)

Beachte: Jede Bahn kann 2 Elektronen aufnehmen.

Um sie zu erzeugen, werden Elektronen ausgetauscht

Li Li→ +

F F→ −


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NaCl-Kristall (Kochsalz)


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Kristallgitter


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Ionische Bindung 2

• In der ionischen Bindung wird ein Atom ionisiert, indem es ein Elektron abgibt und eines ionisiert indem es ein Elektron aufnimmt.

• X + Ionisierungsenergie I → X+ + e-

• Y + e- → Y+ + Elektronenaffinität• + Elektrische potentielle Energie bei Abstand r• = Ionische Bindung


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Charakteristika der Stoffe mit ionischer Bindung

1. Die unterschiedlich geladenen Ionen müssen die nächsten Nachbarn sein. D.h. die Ionen wechseln sich ab.

2. Die Packungsdichte hängt vom Verhältnis der Ionenradien ab.3. Die Bindung ist nicht gerichtet zwischen zwei Atomen sondern durch

abwechselnde Ladungen gegeben. Ein Ion ist von mehreren anders geladenen Ionen umgeben.

4. Die Struktur ist in der Regel geordnet d.h. kristallin.5. Die Schmelzpunkte sind hoch.6. Die plastische Verformbarkeit ist minimal.7. Die elektrische Leitfähigkeit ist gering.


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Beispiele für Stoffe mit ionischer Bindung

• Gebrannter Kalk: CaO• Kalk: CaCO3

• Kochsalz: NaCl• Quarz: SiO2

• Zement• Ziegel

• Die sog. „Keramischen Werkstoffe“ bestehen aus Ionenkristallen.


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Bindung - metallisch

Um die optimale Konfiguration zu erzeugen, werden Elektronen in äußeren Atomschalen vom gesamten Atomensemblegleichzeitig genutzt.Beachte: Diese Bindung ist nur mit den schwächer gebundenen äußeren Elektronen möglich.


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Ladungsband


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Metallische Bindung 2

• Atome mit außen liegenden (s) Elektronen können so dicht gepackt werden, dass die äußeren Elektronen, zwischen allen beteiligten Atomen geteilt werden.

• Es bildet sich das Elektronengas. • Das Elektronengas verbindet die (positiv geladenen)

Restatome.


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Charakteristika der Stoffe mit metallischer Bindung

• Die Elektronen sind frei beweglich: – Elektrische Leitfähigkeit– Wärmeleitfähigkeit– Glanz (Reflexion des Lichts)

• Die Atome sind dicht gepackt. Hohe Reindichte.• Das Material ist verformbar.• Geordnete Struktur, d.h. Kristalle

Die Metalle bilden aufgrund der metallischen Bindung eine Werkstoffgruppe.


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Bindung - kovalent

Um die optimale Konfiguration zu erzeugen, werden Elektronen in mehreren Atomschalen von 2 Atomengleichzeitig genutzt.

Die Orientierung der jeweiligen Bindungspartner ist festgelegt.


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Kohlenstoff Elektronenbahnen - Methan

sp2 Hybrid

Methan


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Kovalente Bindung (homeopolare Bindung, Atombindung)

• Die kovalente Bindung tritt dann auf, wenn Nichtmetallatome miteinander eine chemische Bindung eingehen.

• Beispiel: H2, O2, Cl2, H2O, NH3, CO2, SO2

• Bei einer kovalenten Bindung erfolgt der Zusammenhalt dadurch, dass ein Elektronenpaar beiden Atomen gemeinsam angehört.


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Charakteristika der Stoffe mit kovalenter Bindung

• Die Bindung ist aufgrund der vorgegebenen Elektronenbahnen ausgerichtet.

• Die Bindungspartner sind definiert. (Begrenzt)• Wesentlich für eine Vernetzung ist, ob ein Atom 1, 2,

oder mehrere Bindungspartner haben kann (Keine, lineare Ketten, räumliches Netzwerk)

• Gegebenenfalls sind sekundäre Bindungen erforderlich. Sekundäre Bindungen können wesentlich sein.


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Charakteristika der Stoffe mit kovalenter Bindung

• Der Aggregatzustand hängt davon ab, wie viele Bindungspartner vernetzt sind.

• Die Leitfähigkeit ist in der Regel gering.• Die Verformbarkeit hängt häufig von den sekundären

Bindungen ab.Die atomare Bindung ist vor allem bei organischen

Werkstoffen wesentlich (Kohlenstoffchemie)Die meisten Gase haben Atombindung. (Wesentliche

Ausnahme Edelgase)


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Sekundäre Bindung

• Van der Waals Bindung: Bindung durch Dipol-Dipol Anziehung.

• Wasserstoffbrückenbindung: Bindung durch kurzzeitigen Austausch eines Protons (Wasserstoffkerns)

• Die sekundären Bindungen sind wesentlich schwächer als die primären

• Niedriger Schmelzpunkt.• Niedriger E-Modul• Geringe Festigkeit


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Bindung und Werkstoffe

Primäre Bindung

Ionische Bindung

Atom-, kovalente Bindung

Metallische Bindung

Keramische Werkstoffe (Gesteine,

Beton, Glas)

Organische Werkstoffe (Bitumen,

Kunststoffe)Metalle

Sekundäre Bindung

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