Atombau und
Periodensystem
Aber das ist doch schon die vereinfachte Version für die Allgemeinheit !
Aufbau der Atome
Historische Entwicklung des Atombegriffs:
Demokrit 400 v.Chr.:
atomos - das Unteilbare, Materie besteht
aus solchen unteilbaren Einheiten
Aristoteles 350 v. Chr.:
verwirft Atomtheorie, statt dessen:
vier Elemente: Erde, Wasser, Feuer, Luft
vier Grundwerte: Kälte, Nässe, Hitze, Trockenheit
Aufbau der Atome
Aufbau der Atome
Aufbau der Atome
John Dalton 1766-1844:
stellte 1808 die Atomhypothese auf:
1.Die Materie besteht aus unteilbaren
kleinen Kugeln = Atome
2. Ein Element besteht aus gleich großen
gleich schweren Atomen
3. Chemische Reaktionen sind nur ein umordnen von
Atomen
Aufbau der Atome
J.J.Berzelius 1779-1848:
entwirft 1813 die heutige chemische
Schreibweise
Ernest Rutherford 1871-1937:
stellt 1911 sein Kern-Hülle Modell vor
Aufbau der Atome
Aufbau der Atome
Aufbau der Atome
Atomkern
Masse
Ladung
Teilchen
Größe
Hülle
99,95% =
0,05% =
1,672*10-27kg
9,1*10-31 kg
positiv
negativ
Protonen + NeutronenElektronen
10 -14m
10 -10m
Elementarteilchen
Name
Symbol
Masse (kg)
Masse
Ladung
Proton
p+
1,673.10-27
~1u
+1,60.10-19 C
Neutron
n0
1,675.10-27
~1u
Elektron
e-
9,107.10-31
~ 1/2000 u
0C
-1,60.10-19 C
1 u (Unit, atomic mass unit) = 1,66.10-27 kg
C = Coulomb, jene Elektrizitätsmenge die von Strom von 1 A in 1s transportiert wird
(C = A.s)
Elementbegriff
Ordnungszahl = Kernladungszahl = Protonenanzahl
Element  Ordnungszahl
Massenzahl = Protonenanzahl + Neutronenanzahl
Notation:
Massenzahl
Ordnungszahl
Elementsymbol
Nuklide - Isotope
Nuklid: Atomsorte mit eindeutiger OZ und MZ
Nuklide mit gleicher OZ  gleiches Element
Nuklide mit gleicher OZ 
ISOTOPE
Rel. Atommasse
(gewichtet nach dem natürlichen Nuklidgemisch)
Nukleonenzahl
Häufigkeit
Rel. Atommasse
Nuklid
12
6
13
6
Nuklidmasse
Häufigkeit
12,0000
98,89 %
C
12.0,9889+
13,0034.0,0111=
13,0034
C
Atommasse
1,11 %
12,011
Massenspektrometer
Massenspektrum
Elektronenhülle
Flammenfärbung
Aufspaltung von Licht
Kontinuierliches Spektrum
bei weißem Licht
Linienspektren
Modelle der Elektronenhülle
Modelle der Elektronenhülle
1913 formulierte Niels Bohr folgende Postulate:
• Elektronen umkreisen den Kern auf Bahnen =
Schalen
• Jede Schale entspricht einen bestimmten
(diskreten) Energienivau
Niels Bohr: 1885-1962
• Anzahl der Elektronen pro Schale: 2n2
 DAS SCHALENMODELL entwickelte sich weiter
zum SPHÄRENMODELL
Modelle der Elektronenhülle
Das Sphärenmodell:
Elektronen mit niedriger Energie:
häufig sehr nahe beim Kern
Elektronen mit höherer Energie:
weiter weg vom Kern
 Ordnung der Elektronen nach steigender Energie
(in so genannten Sphären).
Modelle der Elektronenhülle
Die Sphären werden nun von den jeweils vorhandenen
Elektronen von innen nach außen besetzt.
Außenelektronen: Elektronen in der äußersten Sphäre
Valenzelektronen: Für die chemische Bindung
verantwortlich, hauptsächlich die Außenelektronen
Modelle der Elektronenhülle
Grenzen des Atommodells von Bohr:
1) Kreisende Elektronen müssten an Energie verlieren
2) Heisenbergsche Unschärferelation
3) Welle – Teilchen – Dualismus
Modelle der Elektronenhülle
1927 Werner Heisenberg
Unschärferelation: der Ort x und der
Impuls p eines Teilchens nicht
gleichzeitig beliebig genau
bestimmt werden können
Modelle der Elektronenhülle
Welle – Teilchen - Dualismus
Elementarteilchen können
als Teilchen (Korpuskel)
oder als Welle wirken
Schrödinger „berechnet“ Räume für Elektronen
Modelle der Elektronenhülle
Das Orbitalmodell – von E. Schrödinger
Pauli*- Prinzip: innerhalb eines Atoms gibt es keine
zwei Elektronen mit gleicher Energie.
Exakte Unterscheidung der Energiestufen nötig  vier
Quantenzahlen, die zusammen ein Elektron eindeutig
charakterisieren.
* Benannt nach dem österreichischen Physiker Wolfgang Pauli
(1900-1958, Nobelpreis f. Physik 1945).
Modelle der Elektronenhülle
Orbitale, das quantenmechanische Äquivalent zu den Schalen oder
Sphären nach Bohr, werden durch die Quantenzahlen beschrieben:
1, Hauptquantenzahl (n) :1,2,3,4,...
beschreibt die Größe des Orbitals, die Entfernung der
Elektronen zum Kern und damit die Energie
2, Nebenquantenzahl (l): 0,1,2,3,... l=0 ... n-1
s,p,d,f
beschreibt die Form des Orbitals und damit auch die Energie
3, Magnetquantenzahl (m): -l ...0...l
beschreibt die räumliche Ausrichtung der Orbitale im
Zusammenhang mit der Nebenquantenzahl
l=0 -- m=0 (s)
l=1 -- m= -1,0,+1 (3 Möglichkeiten bei p)
l=2 -- m= -2,-1,0,+1,+2 (5 Möglichkeiten bei d)
4, Spinquantenzahl +1/2 und -1/2
beschreibt die Eigenrotation der Elektronen
Das Orbitalmodell – von E. Schrödinger
Atomorbitale AO: Aufenthaltsorte für jeweils maximal
zwei Elektronen einer Sphäre.
Arten der Orbitale:
s
p
d
f
1.4 Modelle der Elektronenhülle
Bezeichnung des Atomorbitals erfolgt durch die
Sphärenzahl (Hauptquantenzahl) und die Orbitalform
(Nebenquantenzahl):
1s: kleinstes AO, kugelförmig
2s: größer als 1s, kugelförmig
2p: in der 2. Sphäre, hantelförmig, es gibt immer drei
energiegleiche 2p-Atomorbitale
3d: in der 3. Sphäre, „blumenartig“, es gibt immer fünf
energiegleiche 3d-Atomorbitale
Energieabfolge der AO
4f
6s
5p
4d
Ener
5s
g
i
e
4p
4. Schale
3d
4s
3p
3. Schale
3s
2p
2. Schale
1. Schale
2s
1s
Modelle der Elektronenhülle
Das Schachbrett
Aufbauprinzip der Hülle
Energieminimumsprinzip:
Elektronen befinden sich immer in AO niedrigster Energie
PAULI-Prinzip:
Max. 2 Elektronen pro AO. Die beiden Elektronen haben
entgegengesetzten Spin.
Hundsche Regel:
Energiegleiche Orbitale werden von den Elektronen zunächst
einfach besetzt.
Alle energiegleichen Orbitale einfach besetzt  Doppelbesetzung
Modelle der Elektronenhülle

+1,60 . 10