Sem 4 Flashcards
Photon - Def.
kleine, nicht weiter teilbare Energieportion der elektromagnetischen Strahlung
Grundzustand - Def
Zustand niedrigster Energie, stabil
angeregter Zustand - Def.
Zustand höherer Energie als die des Grundzustandes, erreicht durch Aufnahme einer
bestimmten (diskreten) Energieportion
Absorption - Def.
Aufnahme von Energieportion(en) und Übergang auf ein höheres Niveau
Emission - Def.
Abgabe von Energieportionen und Übergang auf ein niedrigeres Niveau
Linienspektrum - Def.
physikalisches Spektrum mit voneinander getrennten Stellen erhöhter oder fehlender Intensität
Absorptionsspektrum - Def.
- 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)
Emissionsspektrum - Def.
- 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)
Welche Linienspektren unterscheidet man? Nenne je ein Beispiel
- 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)
Linienspektrum - Emissionsspektrum - Wie entsteht es?
- 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
Linienspektrum - Emissionsspektrum - (Flammen-)Atomemissionsspektromietrie ((F)AES) - Aufbau und wie funktioniert sie?
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)
Was versteht man unter der Balmer-Serie?
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
Linienspektrum - Absorptionsspektrum - (Flammen-)Atomabsorptionsspektromietrie ((F)AAS) - Aufbau und Wie funktioniert sie?
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)
Grenzen des klassischen Atommodells von Bohr-Sommerfeld
- 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
Auf welchen grundlegenden Aussagen basiert das quantenmechanische
Atommodell?
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)
Atomorbital - Def.
- Wellenfunktion des Elektrons
- anschaulich beschrieben als Oberfläche des kleinstmöglichen Volumens mit 90%iger Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons
Nenne die Quantenzahlen + Welche anschauliche Bedeutung haben sie?
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 +
Welche NQZ und MQZ treten für n = 2 auf? Welche Orbitale sind das jeweils?
l = 0 → s-Orbital
→ s
l = 1 → p-Orbitale
→ m(tief:l) = -1, 0, 1
→ px, py, pz
Welche NQZ und MQZ treten für n = 3 auf? Welche Orbitale sind das jeweils?
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)
Pauli-Prinzip - Def.
Elektronen eines Atoms dürfen nicht in allen 4 QZ übereinstimmen
Hundsche Regel - Def.
größtmögliche Anzahl ungepaarter Elektronen bei Besetzung energetisch gleicher Orbitale
Entartete Orbitale - Def.
Orbitale, die energetisch gleich sind
Wie viele Elektronenzustände kann eine p-Unterschale max. besitzen?
max. 6 pro p-Schale
Warum nur 2 pro Orbital?
→ Pauli-Prinzip
Elektronenverteilung
→ nach der Hundschen Regel
Bei welchen Haupt- und Nebenquantenzahlen kann ein Elektronenzustand mit m(tief:l) = +3 auftreten?
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
Ab welcher Periode gibt es im PSE Elemente mit d-Orbitalen?
ab der 4. Periode
Warum befinden sich im Li-Atom nicht alle Elektronen im energieärmsten s-Zustand?
- 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
In welchem Zustand befinden sich die Elektronen bei einem C-Atom?
- 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
Valenzelektronen - Def.
= Außenelektronen
Valenzelektronen - Bedeutung
bestimmen die chem. Eigenschaften der Elemente
Elektronenkonfiguration - Def.
= Verteilung der Elektronen auf verschiedene Energiezustände und damit Aufenthaltsräume (Atomorbitale)
Formulieren Sie die Elektronenkonfiguration des N-Atoms
im Grundzustand in der Kästchenschreibweise.
- 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
Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für Nd an.
Nd: [Xe] 4f⁴ 6s²
Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für C an.
C: [He] 2s² 2p²
Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für Au an.
Au: [Xe]4f^14 5d^10 6s^1
Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für K⁺ an.
K⁺ : [Ar]
Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für Cl‾ an.
Cl‾ : [Ar]
Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für Sc³⁺ an.
Sc³⁺ : [Ar]
Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für S²‾ an.
S²‾: [Ar]
Geben Sie die verkürzte Elektronenkonfiguration (wie [Ne] 3s² 3p^1 für Al) für Mn²⁺ an.
Mn²⁺ : [Ar] 3d⁵
Die E-Konfiguration 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ gilt für welches Atom oder Ion?
z. B. Mn²⁺ , Fe³⁺
Beachten: In der Regel geben d-Elemente erst die s-Elektronen ab und erst danach d-Elektronen.
Welche Elektronen geben d-Elemente in der Regel als erstes ab?
In der Regel geben d-Elemente erst die s-Elektronen ab und erst danach d-Elektronen.
