Atombau

Question 1

Die Daltonsche Atomlehre (nenne 3 Postulate)

Answer 1

• Elemente bestehen aus extrem kleinen Teilchen *(Atomen). *Alle Atome eines Elements sind gleichund die Atome verschiedener Elemente sind verschieden.
• Bei chemischen Reaktionen werden Atome miteinander verbunden oder von einander getrennt. Dabei werden nie Atome zerstört oder neu gebildet und kein Atom eines Elements wird in das eines anderen Elementes verwandelt.
• Eine chemische Verbindung resultiert aus der Verknüpfung der Atome von zwei oder mehr Elementen. Eine gegebene Verbindung enthält immer die gleichen Atomsorten, die in einem festen Mengenverhältnis miteinander verknüpft sind.

Question 2

Modifizierung des 1. Postulats

Answer 2

Daltons Theorie ist heute noch gültig wenn auch sein erstes Postulat etwas modifiziert werden musste. Nach heutiger Kenntnis bestehen die Atome eines Elements aus verschiedenen Atomsorten, die sich in ihrer Masse unterscheiden (Isotope)

Question 3

Dalton hat die quantitativen Aspekte seiner Theorie von folgenden Gesetzen über die Zusammensetzung von Verbindungen abgeleitet: (nenne Gesetze)

Answer 3

• Gesetz der Erhaltung der Masse (A. Lavoisier, 1787)
• Gesetz der konstanten Proportionen (J. Proust, 1799)
• Gesetz der multiplen Proportionen:

Question 4

Gesetz der Erhaltung der Masse

Answer 4

(A. Lavoisier, 1787): Während einer chemischen Reaktion lässt sich keine Veränderung der Gesamtmasse beobachten. Die Summe der Massen aller miteinander reagierenden Substanzen ist gleich der Masse aller Produkte.

Question 5

Gesetz der konstanten Proportionen

Answer 5

(J. Proust, 1799): In einer Verbindung sind stets die gleichen Elemente im gleichen Massenverhältnis enthalten.

Question 6

Gesetz der multiplen Proportionen:

Answer 6

Basierend auf dem Gesetz der konstanten Proportionen (, hat Dalton ein drittes Gesetz über chemische Zusammenhänge formuliert, das Gesetz der multiplen Proportionen: Wenn Element A und B mehr als eine Verbindung miteinander
eingehen, dann stehen die Massen von A, die sich mit einer bestimmten Masse von B verbinden, in einem ganzzahligen Verhältnis zueinander

Question 7

Das Elektron

Answer 7

Michael Faraday führte 1832-1833 bedeutsame Experimente zur Elektrolyse durch und formulierte die Gesetze der Elektrolyse. Basierend auf diesen Arbeiten, schlug Georg Johnstone Stoney 1874 die Existens von elektrischen Ladungsträgern vor, die mit Atomrn assoziiert sind. 1891 gab er diesen Ladungsträgern den Namen Elektron.
Bei Versuchen, elektrischen Strom durch Vakuum zu leiten, entdeckte Julius Plücker 1859 die** Kathodenstrahlen**. Bei gegebener Spannung hängt das Ausmaß der Ablenkung von zwei Faktoren ab:
1. Je höher die Ladung q der Teilchen, desto größer ist die Ablenkung.
2. Je größer die Masse m der Teilchen, desto geringer ist die Ablenkung; Ablenkung ~ 1/m
Das Verhältnis q/m ist demnach maßgeblich für die Größe der Ablenkung.

Question 8

Die Ladung des Elektrons

Answer 8

Die erste genaue Messung der Ladung des Elektrons wurde 1909 von Robert Millikan durchgeführt. Er erzeugte Elektronen durch Einwirkung von Röntgenstrahlen auf Luft, die von kleinen Öltropfen aufgenommen wurden. Die Tropfen sanken zwischen zwei waagerecht angeordneten Platten, wobei aus der Sinkgeschwindigkeit die Masse eines Tropfens bestimmt wird. Die Platten waren an eine elektrische Spannung mit dem Pluspol an der oberen Platte angeschlossen, und die Spannung wird so eingestellt, dass der Tropfen nicht weiter sinkt (schwebt). Aus der entsprechenden Spannung und der Masse kann die Ladung des Tropfens berechnet werden. Ein Tropfen kann mehrere Elektronen aufnehmen; in allen Fällen ist die Ladung ein ganzes Vielfaches von q des Elektrons (q = -e (Elementarladung)= -1,6022 . 10 ^-19 C).

Question 9

Das Proton

Answer 9

Aus Atomen und Molekülen können Elektronen entfernt werden. Dabei bleiben positiv geladene Teilchen zurück; der Betrag der positiven Ladung entspricht der Zahl der entfernten Elektronen. Das kleinste positive Ion wird Proton genannt. Seine Ladung hat den gleichen Betrag wie die des Elektrons, jedoch mit positivem Vorzeichen. Aus den Zahlen kann die Masse des Protons berechnet werden; sie ist 1836 mal größer als die des Elektrons.

Question 10

Das Neutron

Answer 10

Da Atome elektrisch neutral sind, müssen gleich viele Elektronen wie Protonen vorhanden sein. Die tatsächliche Massen der Atome sind größer als die Summe der enthaltenen Protonen und Elektronen, sodass Rutherford (1920) die Existenz zusätzlicher, ungeladener Teilchen postulierte. James Chadwick wies 1932
diese Neutronen nach.

Question 11

Das Rutherfordsche Atommodell

Answer 11

1911 berichtete Rutherford über Experimente zur Untersuchung des Atomaufbaus mit Hilfe von α-Strahlen. Ein von α-Teilchen wurde auf eine 0,004mm dicke Folie aus Gold, Silber und Kupfer gerichtet. Die Mehrzahl der α-Teilchen flog gradlinig durch die Folie hindurch. Einige α-Teilchen wurden jedoch seitwärts abgelenkt und manche wurden in Richtung auf die Strahlenquelle zurückgeworfen. Diese Befunde konnten durch folgende Annahme des Aufbaus der Atome erklärt werden:

1. Im Mittelpunkt des Atoms befindet sich ein Atomkern. Fast die gesamte Atommasse und die ganze positive Ladung ist im Atomkern vereint.
2. Elektronen nehmen fast das ganze Volumen des Atoms ein. Sie befinden sich außerhalb des Atomkerns und umkreisen ihn in schneller Bewegung.
   Der Atomkern hat einen Durchmesser von ca. 1 fm. Der Durchmesser des Atoms beträgt dagegen 100 bis 400 pm. Der Großteil des Volumens ist demnach leerer Raum, sodass die α-Teilchen ungehindert durchfliegen können.

Question 12

Atomsymbole

Answer 12

Ein Atom wird mit zwei Zahlen identifiziert, der Ordnungszahl und der Massenzahl.
Die Ordnungszahl Z ist gleich der Zahl der positiven Elementarladungen im Atomkern. In einem neutralen Atom ist außerdem die Zahl der Elektronen gleich der Ordnungszahl.
Die Massenzahl A gibt die Gesamtzahl der Nukleonen, d.h. der Protonen und Neutronen zusammen an. Die Massenzahl entspricht näherungsweise der Atommassen in Atommasseneinheiten u, denn Proton und Neutron haben etwa eine Masse von 1u (Masse der Elektronen ist vernachlässigbar).

Question 13

Isotope

Answer 13

Alle Atome eines Elements haben die gleiche Ordnungszahl. Bei einigen Elementen kommen unterschiedliche Atome vor, die sich in ihrer Massenzahl unterscheiden. Die werden Isotope genannt. Die chemischen Eigenschaften der Isotope sind so ähnlich, dass sie normalerweise nicht unterschieden werden können. Von manchen Elementen findet man in der Natur nur ein Isotop (Reinelement). Verschiedene Isotope können durch das Massenspektrometer getrennt und nachgewiesen werden.

Question 14

Atommassen

Answer 14

Dalton wählte Wasserstoff als Bezugselement, dem er die Masse 1 gab. Später wurden die Massen auf Sauerstoff bezogen, für den die Masse 16 festgelegt wurde. Heute bezieht man die Massen auf das Isotop ¹²₆C des Kohlenstoffs. Die Atommasseneinheit (u) ist als ein Zwölftel dieser Masse definiert.

(1u = 1,660540 . 10^-27 kg)

Question 15

Elektromagnetische Strahlung

Answer 15

Man kann sie als Wellenbewegung auffassen, die sich im Raum fortpflanzen. Folgende Größen dienen zu ihrer Charakterisierung: Wellenlänge λ, die Amplitude, die Intensität, **Ausbreitungsgeschwindigkeit **und Frequenz.
Elektromagnetischen Strahlung (Licht) unterliegt dem Welle-Teilchen-Dualismus. Max Planck stellte 1900 die Quantentheorie vor. Danach kann Energie in Form von elektromagnetischer Strahlung nur in definierten Portionen absorbiert oder abgestrahlt werden. Die einzelne Energieportion heißt Quant. Der Energiebetrag E eines Quants ist proportional zur Frequenz der Strahlung. Die Proportionalitätskonstante h ist die Plancksche Konstante.
Ein einzelnes Quant kann man sich nach Albert Einstein (1905) als Teichen vorstellen, das sich mit Lichtgeschwindigkeit fortbewegt; man nennt es auch ein Photon.

Question 16

Atomspektren

Answer 16

Licht wird beim Durchgang durch ein Prisma abgelenkt. Dabei gilt, je kleiner die Wellenlänge, desto größer die Ablenkung. Im weißen Licht kommen alle Wellenlängen des sichtbaren Spektralbereichs vor. Durch ein Prisma wird weißes Licht zu einem Streifen gedehnt, den wir kontinuierliches Spektrum nennen. In dem Spektrum sehen wir die Farben des Regenbogens, die ohne Scharfe Grenzen ineinander übergehen. Beim Erhitzen von Gasen oder Dämpfen chemischer Substanzen mit einer Flamme oder einer elektrischen Entladung kommt es zu einem Leuchten. Wird das abgestrahlte Licht durch ein Prisma geleitet, so wird ein Linienspektrum beobachtet. Das Spektrum besteht aus einer begrenzten Anzahl von scharf begrenzten, farbigen Linien; jede von ihnen entspricht einer eigenen, definierten Wellenlänge. Jedes zum Leuchten
angeregte Element zeigt ein charakteristisches, eigenes Spektrum.

Question 17

Das Bohrsche Atommodell

Answer 17

Mit der 1913 von Niels Bohr entwickelten Theorie über die Elektronenstruktur des Wasserstoffatoms kann das beobachtete Linienspektrum für dieses Element erklärt werden. Das Wasserstoffatom besteht aus einem Elektron und einem Atomkern mit nur einem Proton. Nach Bohr gilt folgendes:

1. Das Elektron des Wasserstoff-Atoms kann sich nur auf bestimmten Kreisbahnen (Energieniveaus, Energiezustände oder Schalen) aufhalten.Die Bahnen sind konzentrisch um den Atomkern angeordnet. Jede Bahn wird mit einem Buchstaben (K, L, M, N …) oder einer Zahl n = 1, 2, 3, 4, … bezeichnet.
2. Das Elektron hat auf den spezifischen Bahnen eine definierte Energie. Auf der K-Schale (n=1), die dem Atomkern am nächsten ist, hat es die geringste Energie. Da alle Bahnen eine bestimmte Energie erfordern, können Elektronen auch nur eine bestimmt Energieportion auf nehmen, um auf eine nächst höhere zu springen.
3. Durch Zufuhr von Energie kann ein Elektron eine Bahn höher springen. Das Atom liegt nun nicht mehr im Grundzustand vor, sondern im angeregtem Zustand.
4. Fällt das Elektron eine Schale tiefer, so wird ein definierter Energiebetrag in Form eines emittierten Lichtquants frei. Das so erzeugte Lichtspektrum ist für jedes Element spezifisch.

Mit der Bohrschen Theorie kann das beobachtete Spektrum des Wasserstoffs exakt berechnet werden. Bei Atomen mit mehreren Elektronen ist die Theorie nicht mehr exakt. Das Bohrsche Atommodell musste deshalb modifiziert werden.

Question 18

Die Schrödinger-Gleichung

Answer 18

Die Schrödinger-Gleichung ist die Grundlage der Wellenmechanik. Mit ihr werden die Wellenfunktionen für die Elektronen in Atomen berechnet. Ähnlich wie beim Elektron im dreidimensionalen Kasten ergeben sich mehrere Lösungen, d.h. mehrere Wellenfunktionen, die verschiedene stehende Wellen erfassen. Zu
jeder Wellenfunktion gehört ein definierter Energiezustand und eine Aussage über die Ladungsverteilung, d.h. über die Aufenthaltsbereiche des Elektrons. Die Wellenfunktion für ein Elektron in einem Atom ist der mathematische Ausdruck für etwas, was Orbital genannt wird.

Question 19

Aufbau der Elektronenhülle

Answer 19

Elektronen können nicht nur als Teilchen beschrieben werden, wie im Bohrschen Atommodell; es ist auch eine mathematische Beschreibung als Welle möglich. Der Wellen-Charakter wird durch die Schrödinger- Gleichung beschrieben. Das Bindungsverhalten einzelner Atome beziehungsweise die chemischen
Eigenschaften eines Elements werden unmittelbar von der Elektronenhülle bestimmt. Bei der Ausbildung einer chemischen Verbindung, d.h. beim Ablauf einer Reaktion, werden Elektronen umgeordnet. Im ganzen lassen sich Elektronen und die Orbitale mit den vier Quantenzahlen beschreiben:

Question 20

Das Pauli-Prinzíp

Answer 20

Nach dem Ausschlussprinzip von Wolfgang Pauli dürfen keine zwei Elektronen in einem Atom in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen. Wenn bei zwei Elektronen n, l und m übereinstimmen, müssen sie sich im Wert s unterscheiden. Die maximale Anzahl der Elektronen in einer Schale ist 2n² .

Question 21

Hundsche Regel

Answer 21

Nach der Hundschen Regel verteilen sich die Elektronen auf entartete Orbitale so, dass eine maximale Zahl von ungepaarten Elektronen mit parallelem Spin resultiert. D.h., dass als erstes jede freie Schale besetzt wird.

Question 22

Valenzelektronen

Answer 22

Die Außenschale der Atome heißen Valenzschalen und ihre Elektronen heißen Valenzelektronen.

Question 23

Orbitalbesetzung und die Hundsche Regel

Answer 23

Die Verteilung der Elektronen eines Atoms auf die verschiedenen Orbitale wird Elektronenkonfiguration des Atoms genannt. Die Elektronenkonfiguration für den Grundzustand, d.h. energieärmsten Zustand für die 18 ersten Elemente kann man ableiten, wenn man annimmt, dass die Elektronen die Schalen nach
steigendem n und innerhalb der Schalen nach steigendem l einnehmen.
Das einzelne Elektron des Wasserstoff-Atoms nimmt im Grundzustand das 1s-Orbital (1s¹) ein. Helium hat zwei Elektronen, die mit entgegengesetztem Spin das 1s-Orbital (1s²) besetzen. Das 1s-Orbital kann keine weiteren Elektronen aufnehmen.
Die drei Elektronen des Lithium-Atoms verteilen sich auf das 1s-Orbital und das 2s-Orbital (1s2 2s1). Beim Beryllium besetzen die vier Elektronen paarweise das 1s- und das 2s-Orbital ( 1s² 2s²).
Das Bor-Atom hat fünf Elektronen. Das fünfte besetzt nun eines der 2p-Orbitale; da diese drei Orbitale energetisch gleichwertig sind, ist es gleichgültig, welches davon genommen wird: 1s² 2s² 2p¹.
Beim Kohlenstoff ergibt sich die Elektronenkonfiguration aus der des Bor-Atoms durch Zusatz eines
weiteren Elektrons. Nun tritt die Hundsche Regel der maximalen Multipizität in Kraft. Nach dieser
verteilen sich Elektronen auf entartete (energiegleiche) Orbitale so, dass eine maximale Zahl von ungepaarten Elektronen mit parallelem Spin resultiert.
Das Auftauschen einer geraden Hochzahl bei der Bezeichnung der Elektronenkonfiguration bedeutet nicht automatisch, dass alle Elektronen gepaart sind. Die angegebene Elektronenzahl bezieht sich auf die ganze Unterschale. Man kann dies hervorheben: Kohlenstoff 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹ , ansonsten reicht auch 1s² 2s² 2p².
Die Hundsche Regel ist eine Folge der negativen Ladung der Elektronen. Folglich ist diese auch auf die fünf d-Orbitale und auf die sieben f-Orbitale anzuwenden.

Question 24

Die Elektronenstruktur der Elemente

Answer 24

gleichen Schale unterscheiden sich jedoch. Für eine gegebene Hauptquantenzahl n steigen die Energien in der Reihenfolge s < p < d < f . In manchen Fällen kommt es jedoch zu Überschneidungen in den energetischen Abfolge der Unterschalen verschiedener Schalen. Dem 4s-Orbital kommt z.B. bei den meisten Atomen eine geringere Energie als einem 3d-Orbital zu.
Es gibt keine allgemein für alle Elemente gültige Standardabfolge für die Energien der Orbitale.

Question 25

Halb- und vollbesetzte Unterschalen

Answer 25

Die nach dem Aufbauprinzip zu erwartenden Konfigurationen werden für die meisten Elemente durch ihre Spektren und magnetischen Eigenschaften bestätigt. Bei einigen gibt es jedoch Abweichungen in der Regelmäßigkeit der Abfolge der besetzten Orbitale.
Z.B. erwartet man bei Chrom eine Elektronenkonfiguration von 3d⁴ 4d², experimentell wird jedoch 3d⁵ 4d¹ gefunden. Es muss somit günstiger sein, alle fünf 3d-Orbitale mit je einem Elektron zu besetzen. Eine Unterschale, bei jedes Orbital mit genau einem Elektron besetzt ist, nennt man halbbesetzt. Dieses Phänomen findet sich auch bei Cu, Pd, Pt, Au, … .