Atome, Atommodelle, Orbitalmodell nach Bohr-Sommerfeld

Annalena

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11/12/13

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ATOMODELLE 1 Dalton entwickelte als Erster die Idee von Atomen (atomos unteilba) 1803 →Atome eines Elements sind immer gleich aber Atome sind unteilbar (Weinste Teilchen) →Atome eines Elements haben greiche Größe und Masse Aronmodell nach Dalton 2 bei Strahlungperscheinungen traten allerdings leichtere Teilchen auf Thormon stellte Atome als neutrale Teilchen dar, welche über das Atom gleichmäßig verteilte positive and negative: Ladungen haben Atommodell nach Thomson Han erhent nur vereinzelte Linien im Linienspektrum D. h. dan die Elektronen wer bestimmte Energiebeträge authelmenhomen and sich nach diesem in den ange- regten Zustand begeben. Ursache für fasbige Erscheinungen ist die Arreging von Elektronen. Diese werden. Atome auf ein höheres Energieniveau gehoben Fallen sie zurüch, so sender sie ur bestemtewebenangen ab, die als linien sichtbar sind. Elektronen bewegen sich strahlungslos. Elektronen hommen our bestimmte Energiemangen aufrelinen (Schalen) → Jede Spettrallinie entspricht einem Elektronenübergang. 3 Rutherford entwickelte das hen-Hülle-Modell ausgehend von seinem Streningsversuch →die Masse des Atorns and positive Ladengen intern um den vin n=3 Elektroven berregen sich E n=2|11111112 4 Schalenmodell nach Bohs (1913) → ausgehend von Atomspeltren Schlussfolgete Bohr die Atomechalen SPELTRUM Wichtigster Versuch: Balmer- Serie -Spektralserie des Wasserstoffs im Sichtbaren Bereich des Lichts geringe "Antichy Spehtralserie: Jedes Element hat sein individuelles nenspektrum, die Linsen sind als serie angeordnet I'm Ehergie niveauschema sind die Niveaus der einzelnen Schalen dargestellt. Ab einer bestimmten Grenze tritt das Elektron aus dem Atom aus (n→∞0). Die Besetzung der Atomschalen erfolgt nach der Formel 2 = 2.n². Die Abspaltung von valenselektronen bedarf weniger Evergie als his Abspaltung der innersten Elektroven (1=1) nohe Anzielny = Ionisiertnosenergie QUANTENZAHLEN 1 Hauptquantenzahl n Aschale des Atorms (1, 2, m) • ist das Hauptenergieniveau, hanu max 2n²...

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e² aufnehmen 2 Nebenquantenzahl den Unterniveaus = LEN und Lan, l=0,1,2... beschreibt Form der Orbitale • ORBITALE S = (=0 p=² l = 1 d = l = 2 F^l=3 Os 000 d Op 3 Magnetquantenzahl m & räumlicher Ausrichtung (x, y, z) •mez von- bis I 4 Spinquantenzahl s Eigenrotation des Elektrons (mit (gegen die Balimberegeng) upspin •downspin = -1/ ELEKTRONENKONFIGURATION n e Orbitale m Anzahl s e 0 0 1 ½ 2 -51 141 Alle 4 Quantunzahlen bestimen den Zustand eines jeden Elektrons in einem Atorn 0 1 2s 2p 3 3s 1 -31 -11 3 3p +1,0-1 3d +2,11 0-1-2 5 Orbitale 1 0 +1, 0,-1 ->> 2 6 <-- X 2 6 10 → Aufspaltung der Energieniveaus in unter- niveaus, richten sich im Magnetfeld anders aus MODELL NACH BOHR-SOMMERFELD Orbitale sind Bereiche um den Atom- hen, in dem sich Elektronen mit einer Wahrscheinlichkeit von goy. aufhalten. ORBITALMODELL beschreibt Energie zustände der, Elektronen m. H. von Quartenzahlen Z Besetzung der Orbitale /Schalen it Elektronen max. Besetzung Schalle 2 8 18 u (n=1) e (n=2) m (n = 3) REGELN 1 Pauli Prinzip: Elektronen in einem Atom mussen sich in einer Quantenzahl unterscheiben (daher 2 Elektroven pro Orbital) 2 Energetisches Aufbauprinzip (immer rom niedrigsten zum hächsten Energieniveau) 3 Hind sie Regel: Orbitale gleicher Energie werden erst mit parallelen Spins besetzt N = 15² 2s²2p³= [He] 25² 2p³ 3 TU PL №³-I I NIJPL (loven) I voll und halb besetzte Niveaus sind besonders 0 stabil: Cu= [Ar]3d10 45¹ statt [Ar]3d³45² Cr=[Ar]3d54sstatt [Ar]3d445²

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