Didaktik der Chemie / Universität Bayreuth

Stand: 01.04.16

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Einführung Periodensystem und Atombau

Vortrag von Nadine Kahl im Rahmen der "Übungen im Vortragen mit Demonstrationen - PC", WS 07/08

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Gliederung:

1. Atombau

2. Quantenzahl
    2.1 Hauptquantenzahl n
    2.2 Nebenquantenzahl l
    2.3 Magnetische Quantenzahl ml
   
2.4 Spinquantenzahl ms

3. Elektronenkonfiguration
    4.1 Pauliprinzip
    4.2 Hundsche Regel

4. Ionisierungsenergie

5. Elektronegativität

6. Literatur

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1869 ordneten Lothar Meyer und Dimitrij I. Mendelejew unabhängig voneinander die bisher bekannten Elemente nach steigender Atommasse unter Berücksichtigung ihrer chemischen Eigenschaften an und erhielten dadurch das Periodensystem. Zur damaligen Zeit war der Atombau noch unbekannt. Erst im Laufe der Zeit stellte sich heraus wie wertvoll doch diese Anordnung ist. Man verwendet dieses Periodensystem heute noch.

Abb. 1: Dimitrij I. Mendelejew [3] Abb. 2: Lothar Meyer [4]

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1.Atombau

Ein Atom besteht aus einem positiv geladenen Kern (Protonen und Neutronen) und einer negativ geladenen Elektronenhülle. Das aktuellste Modell für den Atombau ist das Orbitalmodell. Diesem liegt die Schrödinger-Gleichung zu Grunde.

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2. Quantenzahlen

Die Gleichung von Schrödinger beschreibt den Energiebetrag eines jeden Elektrons in einem Atom mit den Quantenzahlen.

2.1 Hauptquantenzahl n

Die Hauptquantenzahl n bestimmt die möglichen Energieniveaus des Elektrons im Atom, die auch Schalen (K-, L-, M-, N-, O-, ..., -Schale) genannt werden. n kann dabei ganzzahlige Werte wie 1, 2, 3, 4,... annehmen. Anschaulich gibt n die Größe eines Orbitals an.

2.2 Nebenquantenzahl (Bahndrehimpulsquantenzahl) l

Die Nebenquantenzahl l kann alle Werte annehmen die kleiner gleich n-1 sind, d. h. sie können 0, 1, 2, 3,..., n-1 sein. Anschaulich gibt sie Auskunft über die Gestalt eines Orbitals (Aufenthaltswahrscheinlichkeitsraum). Die so erhaltenen Quantenzustände nennt man s-, p-, d-, f-Zustand.

l = 0    s (sharp): kugelförmig   s-Orbital

l = 1    p (principal): hantelförmig   p-Orbital

l = 2   d (diffuse): Doppelhantel   d-Orbital

l = 3   f (fundamental): Mehrfachhantel und Ringe   f-Orbital

Abbildungen siehe Literatur [10]

2.3 Magnetische Quantenzahl ml

Die magnetische Quantenzahl ml beschreibt die Orientierung des Orbitals im Raum. Sie kann alle Werte von +l bis -l annehmen. Die so erhaltene Anzahl der ml-Werte gibt an, wie viele s-, p-, d- und f-Zustände existieren.

2.4 Spinquantenzahl ms

Zur vollständigen Beschreibung eines Elektrons benötigt man noch die Spinquantenzahl ms. Sie gibt die Eigendrehung des Elektrons an. Dafür existieren zwei Quantenzustände: linksdrehend, rechtsdrehend. Die Spinquantenzahl kann hierfür die folgenden zwei Werte annehmen: ms = + 1/2; ms = - 1/2

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3. Elektronenkonfiguration

Definition: Die Verteilung der Elektronen auf die Orbitale nennt man Elektronenkonfiguration.

Die maximale Anzahl an Elektronen pro Schale kann man mit Hilfe der Hauptquantenzahl n berechnen:  2n2 . Die Verteilung der Elektronen auf die Schalen erfolgt nach folgendem Schema:

[Hier befand sich eine Grafik zur Besetzungsreihenfolge von Orbitalen, die wegen fehlender Quelle entfernt wurde.]   

Abb. 3: Das Besetzungsschema der Orbitale

Da ab der M-Schale die Energieniveaus verschiedener Schalen überlappen, erfolgt die Auffüllung nicht mehr der Reihe nach. Des Weiteren müssen bestimmte Regeln (siehe 4.1 und 4.2) beim Besetzen der Orbitale berücksichtigt werden.

3.1 Pauli-Prinzip

Das Pauliprinzip besagt, dass ein Atom keine Elektronen enthalten darf, die in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen. Daraus folgt wiederum, dass jedes Orbital nur mit zwei Elektronen entgegengesetzten Spins besetzt werden darf.

3.2 Hund'sche Regel

Die Hund'sche Regel besagt, dass die Orbitale einer Unterschale so besetzt werden  müssen, dass die Anzahl der Elektronen mit gleicher Spinrichtung maximal wird.

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4. Ionisierungsenergie

Definition: Die Ionisierungsenergie I eines Atoms ist die Mindestenergie, die benötigt wird, um ein Elektron vollständig aus dem Atom zu entfernen.

Atom   +   Ionisierungsenergie   --->   einfach positiv geladenes Ion   +   Elektron

Die Ionisierungsenergien spiegeln die Strukturierung der Elektronenhülle in Schalen und Unterschalen und auch die erhöhte Stabilität halbbesetzter Unterschalen unmittelbar wider, indem sie innerhalb der Periode unregelmäßig zunimmt. Bei Atomen mit mehreren Elektronen sind weitere Ionisierungen möglich: Ionisierungsenergie I1, Ionisierungsenergie I2, Ionisierungsenergie I3 ...

Im Periodensystem nimmt die Ionisierungsenergie in der Periode stark zu, da aufgrund der zunehmenden Kernladung die Elektronen einer Schale stärker gebunden werden. Innerhalb einer Gruppe nimmt die Ionisierungsenergie stark mit zunehmender Ordnungszahl ab, da auf jeder neu hinzukommenden Schale die Elektronen schwächer gebunden werden. I ist also bei den Edelgasen maximal und bei den Alkalimetallen minimal.

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5. Elektronegativität

Definition: Ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms in einer Atombindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen, ist die Elektronegativität x.

Aus der Differenz der Elektronegativitäten von Bindungspartnern kann man die Polarität einer Bindung abschätzen: Je größer die Differenz ist, um so ionischer ist die Bindung. Das Atom mit der kleineren Elektronegativität stellt den positiveren, das mit der größeren Elektronegativität den negativen Bindungspartner dar.

Für die Elektronegativität existieren zwei Werte-Skalen. Die Skala nach Pauling leitet die Elektronegativität aus der Bindungsenergie ab, wobei die Elektronegativität von Fluor willkürlich auf 4,0 festgelegt wurde, um absolute Werte zu erhalten. Die Skala nach Allred und Rochow setzt die Elektronegativität der elektrostatischen Anziehungskraft, die der Kern auf die Bindungselektronen ausübt, gleich. Die so erhaltenen Werte wurden durch Konstanten den Werten von Pauling angepasst, um so mehr oder weniger einheitliche Werte zu bekommen.

Im Periodensystem nimmt die Elektronegativität mit wachsender Ordnungszahl in der Periode zu und in den Hauptgruppen ab. Die elektronegativsten Elemente sind die Nichtmetalle der rechten oberen Ecke und die am wenigsten elektronegativsten Werte sind die Metalle der linken unteren Ecke.

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6.Literatur:

  1. Erwin Riedel, Anorganische Chemie, 6. Aufl., Walter de Gruyter Verlag, Berlin-New York, 2004
  2. Holleman A.F./ Wiberg N., Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Aufl., Walter de Gruyter Verlag, Berlin-New York, 2007
  3. http://de.wikipedia.org/wiki/Dmitri_Iwanowitsch_Mendelejew 21.01.2008 (Autor: unbekannt, Lizenz: Public Domain)
  4. https://en.wikipedia.org/wiki/File:Lmeyer.jpg (Stand 01.04.2016, Autor: Unbekannt, Lizenz: Public Domain)
  5. http://www.uniterra.de/rutherford/pse_009.htm 24.01.2008
  6. http://www.chemieplanet.de/elemente/orbital.htm 19.01.2008
  7. http://chemie.fb2.fh-frankfurt.de/ACH-Vorlesung/263Orbitalmodell.htm 19.01.2008
  8. http://www.chemgapedia.de/vsengine/popup/vsc/de/glossar/h/ha/hauptquantenzahl.glos.htm19.01.2008
  9. http://www.chemieplanet.de/elemente/orbital.htm 21.01.2008
  10. http://www.quantenwelt.de/atomphysik/modelle/orbital.html 06.02.2008

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