Sem 4 Flashcards

Question 1

Q

Photon - Def.

Answer

A

kleine, nicht weiter teilbare Energieportion der elektromagnetischen Strahlung

Question 2

Q

Grundzustand - Def

Answer

A

Zustand niedrigster Energie, stabil

Question 3

Q

angeregter Zustand - Def.

Answer

A

Zustand höherer Energie als die des Grundzustandes, erreicht durch Aufnahme einer
bestimmten (diskreten) Energieportion

Question 4

Q

Absorption - Def.

Answer

A

Aufnahme von Energieportion(en) und Übergang auf ein höheres Niveau

Question 5

Q

Emission - Def.

Answer

A

Abgabe von Energieportionen und Übergang auf ein niedrigeres Niveau

Question 6

Q

Linienspektrum - Def.

Answer

A

physikalisches Spektrum mit voneinander getrennten Stellen erhöhter oder fehlender Intensität

Question 7

Q

Absorptionsspektrum - Def.

Answer

A

es fehlen bestimmte Wellenlängen im kontinuierlichen Spektrum
Absorption bestimmter Energieportionen aus dem kontinuierlichen Energiespektrum (entsprechend der Energiedifferenz beim Übergang des Elektrons vom niedrigeren auf ein höheres Niveau)

Question 8

Q

Emissionsspektrum - Def.

Answer

A

es sind nur Linien bestimmter Wellenlängen zu detektieren
nur Abgabe von bestimmten Energieportionen (entsprechend der Energiedifferenz beim Übergang des Elektrons vom höheren auf ein niedrigeres Niveau)

Question 9

Q

Welche Linienspektren unterscheidet man? Nenne je ein Beispiel

Answer

A

Absorptionsspektrum (z.B. Sonnenlichtspektrum mit s.g. Fraunhofer-Linien)
Emissionsspektrum (z.B. Flammenfärbung der Alkali- und Erdalkalimetalle)

als Erinnerung die Def.:
a) Absorptionsspektrum:
- es fehlen bestimmte Wellenlängen im kontinuierlichen Spektrum
- Absorption bestimmter Energieportionen aus dem kontinuierlichen Energiespektrum (entsprechend der Energiedifferenz beim Übergang des Elektrons vom niedrigeren auf ein höheres Niveau)
b) Emissionsspektrum
- es sind nur Linien bestimmter Wellenlängen zu detektieren
- nur Abgabe von bestimmten Energieportionen (entsprechend der Energiedifferenz beim Übergang des Elektrons vom höheren auf ein niedrigeres Niveau)

Question 10

Q

Linienspektrum - Emissionsspektrum - Wie entsteht es?

Answer

A

angeregte Atome/Moleküle geben Energie wieder als Licht ab
Wellenlänge abhängig von abgegebener Energieportion
diskrete Energieniveaus bedingen bestimmte Farben
Farben erscheinen als schmale Linien im Emissionsspektrum
Jede Linie ≙ einem bestimmten Energiewechsel der Elektronen

Question 11

Q

Linienspektrum - Emissionsspektrum - (Flammen-)Atomemissionsspektromietrie ((F)AES) - Aufbau und wie funktioniert sie?

Answer

A

Flamme mit Zerstäuber → Spalt → Monochromator → Detektor

Zerstäuber: Umwandlung der Probe in einen feinen Nebel (Aerosol)

Flamme: heiße Flamme (z. B. Acetylen-Luft oder Acetylen-Sauerstoff) → Anregung der Atome

Emissionsprozess: Abgabe von Licht mit charakteristischen Wellenlängen beim Zurückfallen in den Grundzustand

Monochromator: Trennung des Lichtes nach Wellenlängen (nur interessierende Wellenlänge wird durchgelassen)

Detektor: Messung der Intensität des Lichts

Auswertung: Intensität des emittierten Lichts ∼ zur Konzentration des Elements in der Probe → quantitative und qualitative Analyse (v.a. für Alkali- und Erdalkalimetalle)

Question 12

Q

Was versteht man unter der Balmer-Serie?

Answer

A

Folge von Spektrallinien im sichtbaren Bereich des Wasserstoffspektrums, die durch Emission von Lichtquanten beim Übergang eines Elektrons von höheren E-niveaus auf das Niveau n = 2 entsteht

Question 13

Q

Linienspektrum - Absorptionsspektrum - (Flammen-)Atomabsorptionsspektromietrie ((F)AAS) - Aufbau und Wie funktioniert sie?

Answer

A

Lichtquelle (z.B. Hohlkathodenlampe) → Atomisierungseinheit (Flamme mit Zerstäuber) → Dispersionseinheit (Monochromator) → Detektor

Hohlkathodenlampe: Aussendung von Licht mit spez. Wellenlänge (≙ dem Metall, das gemessen werden soll)

Zerstäuber: Umwandlung der Probe in einen feinen Nebel (Aerosol)

Flamme: heiße Flamme (z. B. Acetylen-Luft oder Acetylen-Sauerstoff) → Atomisierung der Bestandteile der Probe (einzelne, anregbare Atome)

Absorption: des Lichtes der Hohlkathodenlampe durch Atome in der Flamme

Monochromator: lässt nur die Wellenlänge durchlässt, die vom Analyten absorbiert wird.

Detektor: Messung der Intensität des Lichts

Auswertung: Menge des absorbierten Lichts (geringe Lichtintensität) ∼ zur Konzentration des Elements in der Probe (v.a. für Metalle wie Blei, Kupfer oder Zink)

Question 14

Q

Grenzen des klassischen Atommodells von Bohr-Sommerfeld

Answer

A

Bewegung von Elektronen auf Bahnen um positiven Kern – Widerspruch zur klass. Physik (eigentlich Abstrahlung von Energie)
Elektronenkonfiguration mit max. Anzahl Elektronen ab 3. Periode mit 2n^2 nicht erklärbar
Intensitäten und Linienanzahl (Aufspaltung) in Mehrelektronenspektren nicht deutbar
Atombindung nicht erklärbar

Question 15

Q

Auf welchen grundlegenden Aussagen basiert das quantenmechanische
Atommodell?

Answer

A

Fundament:
- Welle-Teilchen-Dualismus (De Broglie)
- Heisenbergsche Unschärferelation
- Schrödinger-Gleichung

Aussagen:
1. Elektronen als Wellen betrachtet, beschrieben durch Wellenfunktion ψ
(Schrödinger)
2. Zugehörige Energiewerte entsprechen den Energieniveaus
3. ψ^2 Maß für räuml. Verteilung der Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons
4. 3 Quantenzahlen für Lösung der S-Gleichung + zusätzliche Quantenzahl
(Spinquantenzahl als Eigendrehimpuls des Elektrons)
5. Darstellung des winkelabhängigen Teils der Wellenfunktion (geometrische Orbitalform)
6. Darstellung des radialabhängigen Teils der Wellenfunktion
(Elektronendichteverteilung)

Question 16

Q

Atomorbital - Def.

Answer

A

Wellenfunktion des Elektrons
anschaulich beschrieben als Oberfläche des kleinstmöglichen Volumens mit 90%iger Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons

Question 17

Q

Nenne die Quantenzahlen + Welche anschauliche Bedeutung haben sie?

Answer

A

n - Hauptquantenzahl
→ Energie und damit Größe des Orbitals, Periode im PSE
n = 1, 2, 3…

l - Nebenquantenzahl
→ geometrische Form
l = 0, 1, 2…, n -1
l = 0 → s (Kugel); l = 1 → p (Hantel); l = 2 → d (bis auf eines - Rosette); l = 3 → f (komplizierter)

m(tief:l) - Magnetquantenzahl
→ Orientierung im Raum
alle ganzzahligen Werte im Bereich von – l bis +

Question 18

Q

Welche NQZ und MQZ treten für n = 2 auf? Welche Orbitale sind das jeweils?

Answer

A

l = 0 → s-Orbital
→ s

l = 1 → p-Orbitale
→ m(tief:l) = -1, 0, 1
→ px, py, pz

Question 19

Q

Welche NQZ und MQZ treten für n = 3 auf? Welche Orbitale sind das jeweils?

Answer

A

l = 0 → s-Orbital
→ s

l = 1 → p-Orbitale
→ m(tief:l) = -1, 0, 1
→ p(tief:x), p(tief:y), p(tief:z)

l = 2 → d-Orbitale
→ m(tief:l) = -2, -1, 0, 1, 2
→ d(tief:xy), d(tief:xz), d(tief:yz), d(tief:x²)(tief:-y²), d(tief:z²)

Question 20

Q

Pauli-Prinzip - Def.

Answer

A

Elektronen eines Atoms dürfen nicht in allen 4 QZ übereinstimmen

Question 21

Q

Hundsche Regel - Def.

Answer

A

größtmögliche Anzahl ungepaarter Elektronen bei Besetzung energetisch gleicher Orbitale

Question 22

Q

Entartete Orbitale - Def.

Answer

A

Orbitale, die energetisch gleich sind

Question 23

Q

Wie viele Elektronenzustände kann eine p-Unterschale max. besitzen?

Answer

A

max. 6 pro p-Schale

Warum nur 2 pro Orbital?
→ Pauli-Prinzip
Elektronenverteilung
→ nach der Hundschen Regel

Question 24

Q

Bei welchen Haupt- und Nebenquantenzahlen kann ein Elektronenzustand mit m(tief:l) = +3 auftreten?

Answer

A

Frage: Welche NQZ kommt in Frage?
- bei m(tief:l) = +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 → dann muss l = 3 existieren
- l (NQZ) und m(tief:l) (MQZ) sind unmittelbar verknüpft

Frage: Welche HQZ ist mit dem Zustand l = 3 verbunden?
- n = 4 und n > 4

Question 25

Q

Ab welcher Periode gibt es im PSE Elemente mit d-Orbitalen?

Answer

A

ab der 4. Periode

Question 26

Q

Warum befinden sich im Li-Atom nicht alle Elektronen im energieärmsten s-Zustand?

Answer

A

Lithium-Atom → Ordnungszahl 3 → 3 Elektronen
Besetzung von 1s mit 2 Elektronen mit entgegengesetztem Spin (gemäß Pauli-Prinzip) → 1 s²
das 3. Elektron muss ein neues energetisch höheres Orbital besetzen (gemäß Hundscher Regel) → 1s² 2s^1
```
       s      p    n=2    ↑       _   _   _   n=1    ↑↓
```

Pauli-Prinzip: Elektronen eines Atoms dürfen nicht in allen 4 QZ übereinstimmen
Hundsche Regel: größtmögliche Anzahl ungepaarter Elektronen bei Besetzung energetisch gleicher
Orbitale

Question 27

Q

In welchem Zustand befinden sich die Elektronen bei einem C-Atom?

Answer

A

C-Atom → Ordnungszahl 6 → 6 Elektronen
Besetzung von 1s mit 2 Elektronen mit entgegengesetztem Spin (gemäß Pauli-Prinzip) → 1 s²
Die nächsten 2 Elektronen besetzen das nächste verfügbare, energetisch höhere Orbital, das 2s-Orbital, ebenfalls mit entgegengesetzten Spins. → 1s² 2s²
Die verbleibenden 2 Elektronen müssen in die 2p-Orbitale verteilt werden. Da es drei 2p-Orbitale gibt (px, py, pz) und gemäß der Hundschen Regel zuerst jedes Orbital mit einem Elektron besetzt wird, gehen die Elektronen jeweils in ein eigenes 2p-Orbital, wobei beide den gleichen Spin haben.
→ 1s² 2s² 2p²
s p
n=2 ↑↓ ↑ ↑
n=1 ↑↓

Pauli-Prinzip: Elektronen eines Atoms dürfen nicht in allen 4 QZ übereinstimmen
Hundsche Regel: größtmögliche Anzahl ungepaarter Elektronen bei Besetzung energetisch gleicher
Orbitale

Question 28

Q

Valenzelektronen - Def.

Answer

A

= Außenelektronen

Question 29

Q

Valenzelektronen - Bedeutung

Answer

A

bestimmen die chem. Eigenschaften der Elemente

Question 30

Q

Elektronenkonfiguration - Def.

Answer

A

= Verteilung der Elektronen auf verschiedene Energiezustände und damit Aufenthaltsräume (Atomorbitale)

Question 31

Q

Formulieren Sie die Elektronenkonfiguration des N-Atoms
im Grundzustand in der Kästchenschreibweise.

Answer

A

N-Atom → Ordnungszahl 7 → 7 Elektronen
Besetzung von 1s mit 2 Elektronen mit entgegengesetztem Spin (gemäß Pauli-Prinzip) → 1 s²
Die nächsten 2 Elektronen besetzen das nächste verfügbare, energetisch höhere Orbital, das 2s-Orbital, ebenfalls mit entgegengesetzten Spins. → 1s² 2s²
Die verbleibenden 3 Elektronen müssen in die 2p-Orbitale verteilt werden. Da es drei 2p-Orbitale gibt (px, py, pz) und gemäß der Hundschen Regel zuerst jedes Orbital mit einem Elektron besetzt wird, gehen die Elektronen jeweils in ein eigenes 2p-Orbital, wobei alle den gleichen Spin haben.
→ 1s² 2s² 2p³
s p
n=2 ↑↓ ↑ ↑ ↑
n=1 ↑↓

Pauli-Prinzip: Elektronen eines Atoms dürfen nicht in allen 4 QZ übereinstimmen
Hundsche Regel: größtmögliche Anzahl ungepaarter Elektronen bei Besetzung energetisch gleicher
Orbitale

Question 32

Q

Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für Nd an.

Answer

A

Nd: [Xe] 4f⁴ 6s²

Question 33

Q

Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für C an.

Answer

A

C: [He] 2s² 2p²

Question 34

Q

Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für Au an.

Answer

A

Au: [Xe]4f^14 5d^10 6s^1

Question 35

Q

Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für K⁺ an.

Answer

A

K⁺ : [Ar]

Question 36

Q

Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für Cl‾ an.

Answer

A

Cl‾ : [Ar]

Question 37

Q

Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für Sc³⁺ an.

Answer

A

Sc³⁺ : [Ar]

Question 38

Q

Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für S²‾ an.

Answer

A

S²‾: [Ar]

Question 39

Q

Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für Mn²⁺ an.

Answer

A

Mn²⁺ : [Ar] 3d⁵

Question 40

Q

Die E-Konfiguration 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ gilt für welches Atom oder Ion?

Answer

A

z. B. Mn²⁺ , Fe³⁺

Beachten: In der Regel geben d-Elemente erst die s-Elektronen ab und erst danach d-Elektronen.

Question 41

Q

Welche Elektronen geben d-Elemente in der Regel als erstes ab?

Answer

A

In der Regel geben d-Elemente erst die s-Elektronen ab und erst danach d-Elektronen.

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