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Chemie für Ernährungswissenschaftler (Subject) / Die Elektronenstruktur der Atome (Lesson)

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• Die meisten subatomaren TEILCHEN... verhalten sich wie Teilchen und gehorchen der Physik der Wellen.
• Wellen haben eine Frequenz
• Frequenz Griechische Buchstabe “nu”,ν Einheit ist Hertz (Hz) oder “cycles per sec”
• Formel Strahlungen: λ • ν = c
• Lichtgeschwindigkeit (c) 2.998 x 108 m/sec
• Lange Wellenlänge → ? Frequenz Kurze Wellenlänge → ? Frequenz Lange Wellenlänge →Niedrige FrequenzKurze Wellenlänge → Hohe Frequenz
• Rotlicht hat λ = 700 nm. Berechnen Sie die Frequenz. 700 nm (1 x 10-9 m )         = 7.00 x 10-7m                  1 nm Freq = 3.00 x 108m/s        = 4.29 x 1014 sec-1                  7.00 x 10-7m
• Kurze Wellenglänge → hohe Frequenzhohe Energie
• Lange Wellenlänge→ niedrige Frequenzniedrige Energie
• Elektromagentisches Spektrum Grafik ansehen
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• Max Planck (1858-1947) Quantisierung der Energie
• Quantisierung der Energie Ein Objekt kann durch Absorption oder Emission von Strahlungsenergie in QUANTEN, Energiegewinnen oder verlieren. Energie der Strahlung ist proportional zur FrequenzE = h ·ν                h = Planck-Konstante = 6.626 x 10-34 J·s
• h = Planck-Konstante = 6.626 x 10-34 J·s
• Licht mit großer λ (____ ν) hat _____ E. Licht mit kurzer λ (____ ν) hat _____ E. Licht mit großer λ (kleine ν) hat kleine E. Licht mit kurzer λ (große ν) hat große E.
• Photoelektrischer Effekt Die klassische Theorie besagte, dass sich die E der ausgestoßenen Elektronen mit der Zunahme der Lichtintensität erhöhen sollte – dies wurde nicht beobachtet! Es werden keine e- beobachtet, bis Licht einer bestimmten Mindest -E verwendet wird.Die Anzahl der ausgestoßenen e- hängt von der Lichtintensität ab.
• A. Einstein (1879-1955) Photoelektrischer Effekt
• PHOTONEN Wir können experimentelleBeobachtungen besser verstehen,wenn wir annehmen, dass Licht ausTeilchen, den PHOTONEN mitdiskreten Energieniveaus, besteht.
• Berechnen Sie die Energie von 1,00 Mol Rotlicht Photonen. λ = 700. nm ν = 4.29 x 10^14 sec^-1 Energie von 1,00 mol Rotlicht Photonen.E = h·ν = (6.63 x 10-34 J·s)(4.29 x 1014 s-1) = 2.85 x 10-19 J pro PhotonE pro Mol = (2.85 x 10-19 J/ph)(6.022 x 1023 ph/mol) = 172 kJ/molDies ist in einem Energiebereich, in dem Bindungen gebrochen werden können.
• Niels Bohr (1885-1962) Bohrs größter Beitrag zur Wissenschaft, war der Aufbaueines einfachen Atommodells.Es basiert auf einem Verständnis der LINIENEMISSIONSSPEKTREN von angeregten Atomen.
• Linienemissionsspektren von Angeregten Atomen Angeregte Atome emittieren Licht nur in einer bestimmten WellenlängeDie Wellenlänge des emittierten Lichts ist von dem Element abhängig.
• Linienemissionsspektren von Angeregten H Atomen Grafik ansehen
• Die Elektrische Essiggurke Angeregte Atome können Licht emittieren. Hier wird die Flüssigkeit in einer Essiggurke elektrisch erregt. Die Na+ Ionen in der Flüssigkeit geben ein Licht ab, welches charakteristisch für dieses Element ist.
• Atom-Spektren und Bohr Wenn Elektronen in quantisiertenEnergiezuständen sind, dannkann die ∆E von diesen nurbestimmte Werte haben. Dieserklärt die scharf begrenztenLinienspektren.
• Berechnen Sie die ∆E für ein Elektron das von hoher Energie (n = 2) zu niedriger Energie (n = 1) „springt“. ∆E = Eendgültig - Einitial = -C[(1/12) - (1/2)2]∆E = -(3/4)CBeachten Sie, dass der Prozess EXOTHERM ist
• ∆E = -(3/4)C -C? C wurde durch Experimente ermittelt (es setzt sichzusammen aus: R- die Rydberg Konstante, hPlanckKonstante und c- dieLichtgeschwindigkeit)Rhc (= C) = -1312 kJ/mol oder 3.29 x 1015 HzE von ausstrahlendem Licht = (3/4)Rhc= 1.63 x 10-18 J  = 2.47 x 1015 sec-1und  = c/ = 121.6 nmDas ist in Übereinstimmung mit dem Experiment!
• Potentielle Energie der n-ten Stufe ΔE = - Rhc (1/n2endgültig – 1/n2initial)R = 1.097 x 107 m-1h = 6.626 x 10-34 J·s/photonc = 2.998 x 108 m/s
• Bohr’s Theorie Bohr’s Theorie war eine großartige Leistung.Nobel Prize, 1922
• Bohr’s Theorie - Probleme mit der Theorie • Theorie nur erfolgreich für H.• Eingeführte Quanten Idee ist künstlich.• Um das alles besser zu verstehen, brauchen wir die QUANTEN oderWELLENMECHANIK.
• L. de Broglie (1892-1987) hat vorgeschlagen, dass alle bewegten Objekte Welleneigenschaften haben.Für Licht: E = mc2 E = hν = hc / λDeshalb, mc = h /λund für Teilchen(Masse in kg)(Geschwindigkeit) = h / λ
• E. Schrödinger 1887-1961 Schrödinger applied idea of ebehaving as a wave to the problem of electrons in atoms. He developed the WAVE EQUATION Solution gives set of math expressions called WAVE FUNCTIONS, ψ Each describes an allowed energy state of an eQuantization introduced naturally.
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• WELLENFUNKTION, ψ • Jede ψ entspricht einem ORBITAL — Dem Bereich, in dem sich ein Elektron befindet.• ψ beschreibt nicht die genaue Position des Elektrons.• ψ2 ist proportional zu der Wahrscheinlichkeit, ein Elektron an einem bestimmten Ort zu finden.
• W. Heisenberg 1901-1976 Heisenberg-Unschärferelation W. Heisenberg hat das Problem der Definition von der Natur der Elektronen in Atomen gelöst. Man kann nicht gleichzeitig die Position und das Moment (m • v) eines Elektrons bestimmen. Wir definieren die e- Energie genau aber akzeptieren die Einschränkung, dass wir die exakte Position nicht wissen. 
• Arten der Orbitale s Orbital p Orbital d Orbital
• Orbitale • Es können nicht mehr als 2 e- zu einem Orbital zugeordnet werden• Orbitale werden in die s, p, d (und f) Unterschalen gruppiert
• Menge Orb. Menge e-                              s Orbitale p Orbitale d OrbitaleMenge Orb.               1              3             5Menge e-                   2              6            10
• Unterschale & Schale • Mehrere Unterschalen sind in einer Schale gruppiert.• Jede Schale hat eine Nummer, genannt HAUPTQUANTENZAHL, n• Die Hauptquantenzahl der Schale ist die Zahl der Periode oder die Zeile im Periodensystem, wo die Schale beginnt.
• QUANTENZAHLEN Die Form, Größe und Energie jedes Orbitals ist eine Funktion von 3 Quantenzahlen:n (haupt) → Schalel (neben) →Unterschaleml (magnet) → bezeichnet ein Orbital innerhalb einer Unterschale
• Quantenzahlen -Symbol, Werte, Beschreibung Symbol                                     Werte                                  Beschreibung n (haupt)                                  1, 2, 3, ..                   Orbitalgröße und Energie E = -R(1/n2) l (neben)                              0, 1, 2, .. n-1                 Orbital Form oder Art (Unterschale) ml (magnet)                           -l..0..+l                         Orbital, Orientierung Zahl der Orbitale in der Unterschale = 2l + 1
• Schale und Unterschale - Wenn n=1 ist, dann... Wenn n = 1 ist, dann ist l = 0 und ml = 0Deshalb gibt es bei n = 1 nur eine Art von Unterschale und diese Unterschale hat ein einziges Orbital (ml hat einen einzigen Wert → 1 Orbital)Diese Unterschale wird s (“ess”) genannt Jede Schale hat 1 s Orbital und ist KUGELFÖRMIG.
• p Orbital Wenn n = 2 ist, dann ist l = 0 oder 1Deshalb gibt es in n = 2 Schale2 Arten von Orbitale — 2 UnterschalenFür l = 0 ml = 0    → das ist eine s UnterschaleFür l = 1 ml = -1, 0, +1    →das ist eine p Unterschale mit 3 Orbitalen Wenn s = 1 ist, gibt es eine KNOTEN-FLÄCHE durch den Kern. Die drei möglichen p-Orbitale sind jeweils um 90° im Raum gedreht.
• d Orbitale Wenn n = 3 ist, was sind die dann Werte von l?l = 0, 1, 2und daher gibt es 3 Unterschalen in der Schale.Für l = 0, ml = 0→ s Unterschale mit einem einzigen OrbitalFür l = 1, ml = -1, 0, +1→ p Unterschale mit 3 OrbitalenFür l = 2, ml = -2, -1, 0, +1, +2→ d Unterschale mit 5 Orbitalen
• Anzahl Knotenflächen s Orbitale haben keine Knotenfläche (l = 0) und sind Kugelformig.p Orbitals haben l = 1, und 1 Knotenfläche, und sind hantelförmig.d Orbitale (mit l = 2) haben 2 Knotenflächen
• Anordnung der Elektronen in Atomen SCHALEN (n)       ↓UNTERSCHALEN (l)        ↓ORBITALE (ml) Jedem Orbital können nicht mehr als 2 Elektronen zugeordnet werden! Diese Aussage ist an die Existenz einer 4-ten Quantenzahl, der Spinmagnetquantenzahl, soder ms gebunden.
• Spinmagnetquantenzahl ms Es kann experimentell nachgewiesen werden, dass Elektronen eine intrinsische Eigenschaft haben die ‚spin‘ genannt wird.Es gibt zwei Spinrichtungenms = +1/2 and -1/2.
• Electron Spin and Magnetism -Diamagnetisch NICHT von einem Magnetfeld angezogen.
• Electron Spin and Magnetism -Paramagnetisch Substanz wird von einem Magnetfeld angezogen Stoffe mit ungepaarten Elektronen sind paramagnetisch.
• QUANTENZAHLEN Jetzt haben wir vier! n → Schale 1, 2, 3, 4, ...l → Unterschale 0, 1, 2, ... n - 1ml → Orbitale - l ... 0 ... + lms → Elektronen Spin +1/2 und -1/2
• Das Pauli-Prinzip / Ausschließungsprinzip In einem Atom dürfen keine zwei Elektronen in allen vier Quantenzahlenübereinstimmen.Jedes Elektron hat eine eindeutige “Adresse”.
• Elektronen in Atomen Wenn n = 1 ist, dann ist l = 0Diese Schale hat ein einzelnes Orbital (1s), dem 2e- zugeordnet werden können Wenn n = 2 ist, dann ist l = 0, 12s Orbital                      2e-drei 2p Orbitale             6e-SUMME                     = 8e- Wenn n = 3 ist, dann ist l = 0, 1, 23s Orbital                        2e-drei 3p Orbitale               6e-fünf 3d Orbitale              10e-SUMME                      = 18e- Wenn n = 4 ist, dann ist l = 0, 1, 2, 34s Orbital                                   2e-drei 4p Orbitale                          6e-fünf4d Orbitale                          10e-sieben 4f Orbitale                     14e-SUMME                                 = 32e- und so weiter...
• Zuordnen von Elektronen auf Atome • Im Allgemeinen werden Elektronen den Orbitalen mit sukzessiv höher werdender Energie       zugeordnet.• Für H Atome: E = - C(1/n2).E hängt nur von n ab.• Für multi-Elektronen Atome, hängt die Energie sowohl von n als auch l ab.

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