Elektronenhülle Flashcards
Was bestimmt die chemischen Eigenschaften eines Atoms?
Anzahl, Verteilung und Energie der Elektronen
Energie eines Photons
E(P) = h x v (h = 6.6 10–34 Js)
Planck’sches Wirkungsspektrum
h=6,6 x10^-34 Js
Erhöhung der (Licht-)Frequenz
führt zu höherer kin. Energie
Erhöhung der (Licht-)Intensität
erhöht nur Auftreffrate der Photonen und
daher Rate, mit der e– emittiert werden, ändert Ekin aber nicht
Welle-Teilchen Dualismus
Licht hat nicht nur Wellencharakter (vgl. z.B. Beugungsexperimente),
sondern auch Teilchencharakter:
2 Annahmen des Bohr’schen Atommodells
- Annahme: Elektron bewegt sich im Wasserstoffatom
auf einer Kreisbahn um das Proton
Dabei muss die elektrische
Anziehungskraft gleich der
Zentrifugalkraft sein: −Fel = Fz - Annahme: Elektron kann nicht auf beliebigen Bahnen den Kern umkreisen;
→ es gibt nur ganz bestimmte Kreisbahnen
(„erlaubte“ Bahnen bzw. Zustände)
Bahndrehimpuls
mvr = n ∙ h/2π
Radien der erlaubten Bahnen:
Abstände werden größer mit steigender Quantenzahl
Geschwindigkeit des Elektrons
nimmt mit steigender Quantenzahl ab
Energie des Elektrons:
Steigt mit steigender Quantenzahl
Grundzustand
Elektron befindet sich auf dem
niedrigsten Energieniveau (n=1);
energieärmster, stabilster Zustand
angeregter Zustand
entsteht, wenn Elektron durch
Energiezufuhr auf höheres
Energieniveau gelangt;
Zusammenhang nach de Broglie
“Gamma”(wellenlänge)= h/m*v =h/p
Heisenbergsche Unschärferelation
Prinzipiell unmöglich, Ort und Bewegung
eines Quantenteilchens gleichzeitig
genau zu bestimmen!
→Heisenbergsche Unschärferelation zeigt, dass Produkt aus Ungewissheit von Ort und Impuls immer über/gleich einem best. Wert sind
Verhalten von Quantenobjekten
weder wie klassische Teilchen, noch wie klassische Wellen;
eher:
„teilchenhafte Objekte, deren Aufenthaltswahrscheinlichkeit durch eine
Wellenfunktion gegeben ist, die ihrerseits der klassischen Wellenlehre gehorcht“
Unschärferelation
keine exakten Ortsangaben möglich, sondern nur
Wahrscheinlichkeiten als Quadrat der Wellenfunktion
Hauptquantenzahl
n = 1, 2, 3 … bisUnendlich (analog zum Bohr´schen Modell);
bestimmt mittleren Abstand Elektron/Kern;
Energie steigt mit Hauptquantenzahl.
Nebenquantenzahl (Bahndrehimpuls)
l = 0, 1, 2, … , (n-1);
bestimmt Form der Orbitale.
Magnetquantenzahl
m = -l, -(l-1), … , 0, … , +(l-1), +l ;
charakterisiert räumliche Orientierung der Orbitale
Wellenfunktion gibt Aussagen über
- Energiezustand
- Wahrscheinlichkeitsaussage über Aufenthaltsort
des Elektrons im Raum;
S-Orbitale
kugelsymmetrisch;
1s, 2s, 3s: unterscheiden sich durch Knotenebenen und Ausdehnung
p-Orbitale
- 3 räumliche Anordnungen
- je zwei „Lappen” mit Knotenebene
- hantelförmig
d-Orbitale
- 5 verschiedene räumliche Anordnungen
- rosettenförmig
f-Orbitale
- 7 verschiedene räumliche Anordnungen
- komplexer
Spinquantenzahl:
s = +1/2 oder -1/2
Eigendrehimpuls des Elektrons;
fällt durch unterschiedliches
Verhalten im Magnetfeld auf!
Pauli-Prinzip
Zwei Elektronen eines Atoms unterscheiden sich
mindestens in einer Quantenzahl.
Aufbau-Prinzip
Jedes neu hinzutretende Elektron besetzt das energetisch
am tiefsten liegende, noch verfügbare Energieniveau.
Hundsche Regel
energetisch gleichwertige Orbital werden zunächst einfach besetzt
Elektronen bei einfachbesetzten Orbitalen mit gleichem spin
