Beispiel: Welche Elemente sind hier dargestellt?

Valenzelektronekonfigurationen der Elemente

11.96M

Elektronenhülle

1. Elektronenhülle

2. Spektrum

3. Gequantelte Energie - Photonen

E = h
Photoelektrischer Effekt

4.

• https://www.youtube.com/watch?v=jfjhs8zVMsc (Flammenfärbung 4 Minuten)
• https://www.youtube.com/watch?v=1iZX-RR_UIE

5. Atomspektren - Linienstpektren

6. Spektren

7. Bohr‘sches Atommodell

• Elektronen bewegen sich in
unterschiedlichen
Kreisbahnen
(Hauptquantenzahl n =
Schalen), die in ganz
bestimmten Entfernungen
vom Kern liegen.
• Schalenmodell
1913

8. Atommodelle

Rutherford
Bohr

9. Welle – Teilchen – Dualismus ca.1925

• Wellenartiges Verhalten von Materie
– De Broglie: „Materiewellen“ – Beugung von e- am
Kristall
• Unschärferelation:
– Heisenberg: es ist grundsätzlich unmöglich
gleichzeitig den exakten Impuls und exakten
Aufenthaltsort im Raum zu kennen

10. Quantenmechanik - Atomorbitale

• Schrödinger (1926)
– Gleichung die beides berücksichtigt
– Führt zu Wellenfunktionen – genannt Orbitale
• Hier 3 Quantenzahlen:
– Hauptquantenzahl
– Nebenquantenzahl
– Magnetische Quantenzahl
n
l
m
• Pauli
– Aufspaltung bei Mehr –Elektronen-Atomen
– Spinquantenzahl
s

11.

Wellenmechanisches
Atommodell (Schrödinger)
11

12. Beziehung zwischen l, m, n

13.

• https://www.youtube.com/watch?v=X9U0Obzs5lQ
( 6 Minuten)

14. Quantenzahlen

• Lassen sich aber graphisch darstellen (Aussehen direkt von n, l und
m bestimmt)
➢n: bestimmt die Größe des Orbitals = Hauptquantenzahl
(das Energieniveau der Elektronenbahn)
➢ l: bestimmt die Gestalt eines Orbitals = Nebenquantenzahl
(die Form der Elektronenbahn) → s,0/p,1/f,2/d,3
➢ m: bestimmt die räumliche Orientierung – Anzahl
energiegleicher Orbitale → +l bis -l
➢ s: Spinquantenzahl → +1/2 und -1/2

15. Orbitaltypen

s-Typ
P-Typ
d - Typ
f-Typ
ff

16.

• https://www.youtube.com/watch?v=Pw-MeIkK-0
(5 Minuten)

17. Zusammenfassung - Atomorbitale

• Sind Aufenthaltsräume, in denen sich die Elektronen mit hoher
Wahrscheinlichkeit bewegen
• Sind keine starren Gebilde
• Können weder gemessen noch beobachtet werden
Bildquelle: http://chemwiki.ucdavis.edu/Physical_Chemistry/Quantum_Mechanics/Atomic_Theory/Electrons_in_Atoms/Electronic_Orbitals

18. Elektronenkonfiguration

→ Die genaue Zuordnung der Elektronen in die Orbitale (mit
Hochzahlen für die entsprechende e--Anzahl)
→ Orbitalbesetzung mit energieärmsten Zustand beginnend
Energieminimumsprinzip: Elektronen befinden sich immer in
AO niedrigster Energie
→ Entsprechend dem Pauli-Ausschließungsprinzip: In einem
Atom können zwei Elektronen nie in allen vier Quantenzahlen
übereinstimmen. D.h. max. 2 Elektronen pro AO. Die beiden
Elektronen haben entgegengesetzten Spin.

19. Elektronenkonfiguration einiger Atome

20. Lewis - Schreibweise

21. Energieniveauschema

22. Orbitalschema

Bildquelle: http://www.formel-sammlung.de/formel-Energieniveauschema-der-Atomorbitale-4-37-230.html