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Schalenstruktur

Schalenstruktur

Die Elektronenkonfiguration gibt die Verteilung der Valenzelektronen eines Atoms auf verschiedene Energiezustände bzw. Aufenthaltsräume (Orbitale) an.

Die Quantenzahlen

Die Hauptquantenzahl n bestimmt die Hauptenergiestufe, die so genannte Schale, und die relative Größe des Orbitals. Die äußerste von Elektronen besetzte Schale bestimmt die Periode des Elements im Periodensystem. Die Schalen werden von 1 beginnend durchnummeriert oder mit den Buchstaben K, L, M, N ... bezeichnet. Die maximale Anzahl der Elektronen in den einzelnen Schalen ergibt sich aus der Formel 2·n2. Theoretisch ergeben sich somit für die einzelnen Schalen: K-Schale (n=1) = 2 Elektronen L-Schale (n=2) = 8 Elektronen M-Schale (n=3) = 18 Elektronen N-Schale (n=4) = 32 Elektronen O-Schale (n=5) = 50 Elektronen Die Bahndrehimpulsquantenzahl l, der Drehimpuls, unterteilt die Schale in Unterschalen verschiedener Energieniveaus. Die Schale n besitzt genau n Unterschalen, nummeriert von 0 bis (n-1) oder mit den Buchstaben s, p, d, f, g, h ... bezeichnet. Ebenfalls wird die Gestalt der einzelnen Orbitale durch l bestimmt. Wie der Name schon sagt ergibt sich aus l der Bahndrehimpuls des jeweiligen Orbitals Die magnetische Bahndrehimpulsquantenzahl m gibt die Orientierung des Orbitals im Raum an. Außerdem macht m eine Aussage über das Verhalten des jeweiligen Orbitals in einem Magnetfeld und unterteilt jede Unterschale in 2l + 1 Orbitale, nummeriert von -l bis +l. Somit ergibt sich z.B. für das p-Orbital 3 Unterteilungen: px, py und pz. Jedes dieser kann von 2 Elektronen antiparallelen Spins besetzt werden (Siehe Pauli-Prinzip und Hundsche Regel) Durch diese 3 Quantenzahlen wird ein Orbital charakterisiert. n,l,m zeigen uns auf, welches Orbital von dem Elektron besetzt wird, z.B. n=2, l=1 zeigen, dass das Elektron in der 2.Schale aufgenommen wird und zwar in einem p-Orbital ( l=0 --> s / l=1 --> p / l=2 --> d, usw.)m charakterisiert nun noch, ob das px, py oder pz-Orbital vom Elektron besetzt wird. Das Elektron selbst wird durch 4 Quantenzahlen eindeutig charakterisiert. Man muss hierzu berücksichtigen, dass Elektronen um ihre eigene Achse rotieren können, mit oder gegen den Uhrzeigersinn. Die Eigenrotation der Elektronen wird beschrieben durch die Spinquantenzahl s. s = +½ (↑, Spin-Up) oder s = -½ (↓, Spin-Down). Orbital

Notation

Die Elektronenkonfiguration eines Atoms wird durch Angeben der besetzten Unterschalen beschrieben. Der Nummer der Schale folgt dabei der Buchstabe für die Unterschale und hochgestellt die Anzahl der Elektronen in der Schale. So ergibt sich für die mit 5 Elektronen besetzte 2. Unterschale der 2. Schale die Schreibweise 2p5. Bei mehreren Unterschalen wird die gemeinsame Schale weggelassen. Aus 2s2 2p3 wird 2s2 p3. Eine weitere verkürzte Schreibweise erhält man, wenn man das Kürzel für das vorausgegangene Edelgas in eckige Klammern setzt und dann die Unterschalen angibt, die noch zum gewünschten Element fehlen. Diese wird wegen ihrer Kürze im Periodensystem verwendet: Beispiel: Chlor: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 -> [Ne] 3s2 3p5 Daneben ist noch die anschauliche grafische Darstellung die Zellenschreibweise (Kästchenschema) üblich.

Regeln

Bei der Verteilung der Elektronen in der Atomhülle müssen verschiedene Regeln beachtet werden: Energieprinzip: Orbitale mit niedrigerem Energieniveau müssen zuerst aufgefüllt werden. Hundsche Regel: Orbitale gleichen Energieniveaus werden zuerst alle einfach besetzt, bevor sie doppelt besetzt werden. Pauli-Prinzip (auch Pauli-Verbot): Es darf keine zwei Elektronen mit übereinstimmenden Quantenzahlen geben. D.h. Wenn 2 Elektronen schon in n, l, und m übereinstimmen und somit ein und das selbe Orbital besetzten, müssen sie in der vierten Quantenzahl s ( Spinquantenzahl ) unterschiedliche Werte aufweisen. Somit ergeben sich besetzte Orbitale mit antiparallelem (Elektronen-)Spin. Die Unterschalen werden in folgender Reihenfolge besetzt (zeilenweise geordnet): 1s (1. Periode) 2s 2p (2. Periode) 3s 3p (3. Periode) 4s 3d 4p (4. Periode) 5s 4d 5p (5. Periode) 6s 4f 5d 6p (6. Periode) 7s 5f 6d ... (7. Periode) Von den oben genannten Regeln gibt es mehrere Ausnahmen, u.a.:
- Bei Lanthan besetzt zuerst ein Elektron ein Orbital der 5d-Unterschale bevor 4f aufgefüllt wird, bei Actinium besetzt entsprechend ein Elektron 6d bevor 5f aufgefüllt wird. Die Elektronen besetzen zuerst leere Orbitale innerhalb einer Unterschale.
- Bei Kupfer und Chrom wechselt ein Elektron des 4s Orbitals in das 3d Orbital, sodass das 4s Orbital trotz seines niedrigeren Energieniveaus nur einfach besetzt ist.
- Weitere Ausnahmen sind: Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Rd, Ag, Ir, Pt, Au, Gd und einige Actinoide: Ac bis Np und Cm.

Zusammenhang mit dem Periodensystem

Im Periodensystem entspricht die Besetzung des s-Orbitals einer neuen Schale, den Sprung in eine neue Periode (siehe Reihenfolge der Elektronenbesetzung). Innerhalb einer Periode werden zuerst die s-Orbitale (2 Elektronen - 1. und 2. Hauptgruppe) und als letzte die p-Orbitale (6 Elektronen - 3. bis 8. Hauptgruppe) besetzt. Die Nebengruppen entprechen dem Besetzen der d-Orbitale (10 Elektronen - 10 Nebengruppen). Die Lanthanoide und Actinoide entsprechen der Besetzung der f-Orbitale (14 Elektronen). ok

Siehe auch

Bohr-Sommerfeldsches Atommodell [http://wwwex.physik.uni-ulm.de/Lehre/gk4-2005/node56.html Auflistung der Elektronenkonfiguration]

Quellen


- Erwin Riedel, Anorganische Chemie, 2. Auflage, 1990 (für die Ausnahmen der Regel für die Besetzung der Atomorbitale) Kategorie:Physikalische Chemie ja:電子配置

Elektronenhülle

Als Elektronenhülle oder auch Atomhülle bezeichnet man die Hülle eines Atoms, welche aus Elektronen besteht, die den Atomkern umgeben. Aus der Kenntnis der Struktur der Elektronenhülle lassen sich viele physikalische und chemische Eigenschaften von Atomen und damit Eigenschaften von Stoffen ableiten: Atomradius, Emission und Absorption von elektromagnetischen Wellen, chemische Bindung, Bindungsart, Bindungslänge, Bindungsstärke, Bindungsgeometrie, elektrische Leitfähigkeit, Dipolmoment. Außerdem besteht ein Zusammenhang zwischen dem Aufbau der Elektronenhülle und dem Aufbau des Periodensystems der chemischen Elemente. Die Entwicklung eines Modells der Elektronenhülle ist eng mit der Entwicklung der Atomtheorie und der daraus entwickelten Atommodelle und Elektronenmodelle verknüpft.

Struktur

Kern-Hülle-Modell von Rutherford

Die Hülle des Atoms ist nahezu masselos und elektrisch negativ geladen. Im neutralen Atom ist der Betrag der positiven Kernladung gleich dem Betrag der Ladung der Hülle

Quantelung der Ladung - Elementarladung

Der Millikan-Versuch (Öltröpfchenversuch) ergab, dass die Ladung der Atomhülle nicht jeden beliebigen Betrag einnehmen kann. Sie kann nur ganzzahlige Vielfache der Elementarladung e = -1602\cdot10^ Coulomb betragen. Das gleiche gilt für die Elementarladung des Kerns: sie ist positiv und hat den Wert e = +1602\cdot10^C. Die Träger einer positiven Elementarladung werden Protonen genannt, die Träger der negativen Elementarladung sind die Elektronen. Damit gilt in einem neutralen Atom:
Die Zahl der Protonen im Kern ist gleich der Zahl der Elektronen in der Hülle.
Stimmt die Zahl der Elektronen in der Atomhülle nicht mit der Zahl der Protonen im Atomkern überein, so ist das Atom geladen, und wird als Ion bezeichnet. Ist die Protonenzahl im Kern größer als die Elektronenzahl, ist das Atom positiv geladen, es liegt ein Kation vor. Ist die Protonenzahl kleiner als die Elektronenzahl, ist das Atom negativ geladen, es liegt ein Anion vor. Auch Moleküle können Ionen bilden:
Hierbei muss die Summe aller Protonen mit der Summe aller Elektronen aller Atome im Molekül verglichen werden: Auch hier spricht man von Kationen, wenn ein Überschuss an positiver Ladung vorliegt, und von Anionen bei Überschuss von negativer Ladung.
Zwitterionen sind Moleküle, die nach außen hin neutral sind, die aber in verschiedenen Bereichen unterschiedlich geladene Atiomgruppen aufweisen (z. B. Aminosäuren). In einem Molekül können außerdem die Atome die Elektronenhüllen gegenseitig stören, wodurch Partialladungen entstehen, siehe Dipol.
Induzierte Dipole entstehen durch zwischenmolekulare Wechselwirkung.

Das Bohrsche Atommodell - Quantenmodell

Quantelung der Energie der Elektronen in der Atomhülle

Die Messung der Ionisierungsenergien und die Vermessung von Absorptions- und Emissionsspektren ergibt, dass Elektronen eines Atoms unterschiedliche Energien aufweisen, d. h. unterschiedliche Energieniveaus einnehmen. Daraus entwickelte Bohr sein Schalenmodell, veranschaulicht durch das Planetenmodell:
Elektronen nehmen nur bestimmte Hauptenergieniveaus ein, die im Schalenmodell den einzelnen konzentrisch um den Atomkern angeordneten Elektronenschalen entsprechen. Die Hauptenergieniveaus werden durch die Hauptquantenzahl n bezeichnet: n = 1 ist das niedrigste Hauptenergieniveau. Die Schalen werden mit Großbuchstaben bezeichnet: die K-Schale entspricht dem niedrigsten Energieniveau:
Hauptquantenzahl Schale -------------------------- 1 K 2 L 3 M 4 N 5 O 6 P 7 Q
Ein Atom besitzt theoretisch unendlich viele Energieniveaus, deren Abstand voneinander aber mit zunehmender Hauptquantenzahl immer geringer wird. Das Verhalten von hoch-angeregten Zuständen (grosses n, d.h. in der Nähe der Ionisierung) wird in der sogenannten Rydberg-Physik untersucht. Mit diesem Modell und seinen beiden Bohrschen Postulaten konnte Bohr die von Johann Jakob Balmer 1885 durch eine Formel beschriebenen Spektren des Wasserstoffs erklären: Durch Aktivierung (Energiezufuhr) des Atoms werden die Elektronen auf ein höheres Energieniveau (Schale) gehoben. Von dort springen sie unter Aussendung von Licht auf bestimmte, niedrigere Zustände zurück. So entspricht die Lyman-Serie einem Rücksprung auf die K-Schale, die Balmer-Serie einem Rücksprung auf die L-Schale, die Paschen-Serie einem Rücksprung auf die M-Schale, die Brackett-Serie einem Rücksprung auf die N-Schale und die Pfund-Serie einem Rücksprung auf die O-Schale. Da sich andere Emissionsspektren nicht erklären ließen, wurden sie nach Bohr und Sommerfeld in Unterschalen (Nebenenergieniveaus) gegliedert.

Feinstruktur der Hauptenergieniveaus – Unter- oder Nebenniveaus

Genauere Messungen von Ionisierungsenergien und Spektren ergab, dass die Hauptenergieniveaus aus Unterniveaus zusammengesetzt sind. Diese werden im Schalenmodell des bewegten Elektrons als Drehimpuls interpretiert. Die Unterniveaus werden mit den Kleinbuchstaben bzw. mit der Nebenquantenzahl l bezeichnet: l = 0: s-Niveau, l = 1: p-Niveau, l = 2: d-Niveau, l = 3: f-Niveau l = 4: g-Niveau l = 5: h-Niveau etc. Die Zahl der Unterniveaus entspricht dabei der jeweiligen Hauptquantenzahl:

Orbitale

Mit dem Orbitalmodell muss die Vorstellung von sich auf Schalen bewegenden Elektronen endgültig aufgegeben werden: Orbitale sind Räume, in welchen sich Elektronen mit einer gewissen Wahrscheinlichkeit aufhalten. Veranschaulicht wird das Orbital durch die räumliche Darstellung der Wahrscheinlichkeitsdichte, die sich durch Multiplikation der Wellenfunktion mit ihrem konjugierten Komplexen berechnen lässt. Jedes Unterniveau besteht aus Orbitalen, die Zahl der Orbitale für jedes Unterniveau kann mit der Formel 2
- l+1 berechnet werden. Im Orbitalmodell wird jedem Elektron eines Atoms in der Atomhülle ein bestimmter Quantenzustand zugeordnet, der durch einen Satz von 4 Quantenzahlen vollständig beschrieben wird. Jedes Elektron eines Atoms muss sich in mindestens einer Quantenzahl von allen übrigen Elektronen unterscheiden.
(In Klammern die Angaben für die beiden Elektronen des Heliums)
- n = Hauptquantenzahl (1/1)
- l = Nebenquantenzahl, sie gibt die räumliche Gestalt des Orbitals an (0/0)
- m = Magnetquantenzahl, sie gibt die räumliche Ausrichtung des Orbitals an. (0/0)
- s = Spinquantenzahl (+1/2/-1/2) Ein Orbital kann nur maximal zwei Elektronen mit jeweils entgegengesetztem Spin enthalten. Dafür können innerhalb eines Hauptenergieniveaus mehrere gleiche Orbitale liegen, deren Elektronen sich auf identischem Energieniveau befinden, ausgenommen des einfachsten Orbitals, dem s-Orbital. siehe auch: Elektronenkonfiguration

Bezug zum Periodensystem

Periodensystem In der Regel kommt mit jeder Schale ein neuer Orbitaltyp dazu, beginnend mit der K-Schale, in der es nur das 1s-Orbital gibt. Außerdem hat jede Schale abermals die vorangegangenen Orbitaltypen, jede Schale besitzt also z.B. ihr eigenes s-Orbital. Allerdings überschneiden sich die Energieniveaus der d- und f-Orbitale mit dem Energieniveau der systematisch eigentlich höheren s-Orbitale. Dies hinterlässt „Lücken“ im Periodensystem, oder genauer: es bringt das Periodensystem durcheinander: Direkt hinter Magnesium in der 3. Periode müsste die 3. Nebengruppe beginnen, es geht aber weiter mit Aluminium in der 3. Hauptgruppe. Die 3. Nebengruppe beginnt erst in der 4. Periode (=> 4. Hauptenergieniveau = N-Schale) hinter Kalzium. Erst hier werden die 3d-Orbitale mit Elektronen aufgefüllt. Die Gliederung der Elektronenhülle wird durch die Elektronenkonfiguration dargestellt. So bedeutet die Elektronenkonfiguration des Sauerstoffs 1s22s22p4, dass das Atom im 1s-Orbital (1. s-Orbital, entspricht der K-Schale) zwei Elektronen besitzt, in der zweiten Schale (L-Schale) befinden sich 6 Elektronen: 2 im 2s- und 4 im 2p-Orbital. Die Schalen haben eine maximale Besetzungszahl. Von innen nach außen ist die Elektronenhülle in folgende Schalen (Hauptenergieniveaus) gegliedert:
- K-Schale, n = 1, (max. 2 Elektronen) (2 Elektronen im 1s-Orbital: 1s2)
- L-Schale, n = 2, (max. 8 Elektronen) (2 Elektronen im 2s-Orbital und 6 Elektronen im 2p-Orbital: 2s2, 2p6)
- M-Schale, n = 3, (max. 18 Elektronen) (2 Elektronen im 3s-Oribtal, 6 Elektronen im 3p-Orbital und 10 Elektronen im 3d-Oribtal: 3s2, 3p6, 3d10)
- N-Schale, n = 4, (max. 32 Elektronen) (4s2, 4p6, 4d10, 4f14)
- O-Schale, n = 5, (max. 50 Elektronen)
- P-Schale, n = 6, (max. 72 Elektronen)
- Q-Schale, n = 7, (max. 98 Elektronen) Die Formel für die maximale Besetzungszahl lautet: 2n2, wobei n die Hauptquantenzahl ist.

Anwendung

Das Orbitalmodell kann hervorragend zur Vorhersage von chemischen Bindungen und Eigenschaften, sowie Emmissionsspektren von Atomen und Molekülen benutzt werden. Für Moleküle lassen sich nach dem MO-Modell Molekülorbitale berechnen und abschätzen. Kategorie:Atomphysik

Atom

en umkreisen einen Kern aus zwei Protonen und zwei Neutronen.]] Das Atom (von griechisch άτομος, átomos - unteilbar, [unteilbare] Person) ist der kleinste chemisch nicht weiter teilbare Baustein der Materie. Im Laufe der Wissenschaftsgeschichte wurden unterschiedliche Atommodelle vorgeschlagen. Atome sind elektrisch neutral, jedoch werden oft auch Ionen unter dem Begriff Atom gefasst. Atome bestehen aus einem Atomkern mit positiv geladenen Protonen und elektrisch neutralen Neutronen und einer Atomhülle aus negativ geladenen Elektronen. Atome gleicher Anzahl der Protonen, der Kernladungszahl, gehören zu demselben Element. Bei neutralen Atomen ist die Anzahl von Protonen und Elektronen gleich. Die physikalischen Eigenschaften der Atomhülle bestimmen das chemische Verhalten eines Atoms. Atome gleicher Kernladungszahl besitzen dieselbe Atomhülle und sind damit chemisch nicht unterscheidbar. Nahezu die gesamte von uns wahrnehmbare, unbelebte und belebte Materie in unserer irdischen Umgebung besteht aus Atomen oder Ionen. Kosmologisch betrachtet stellt diese Materieform jedoch nur einen gewissen Anteil neben Plasma, aus dem die Sterne bestehen, der Neutronenmaterie von Neutronensternen und evtl. einer noch hypothetischen Dunklen Materie bislang unbekannter Natur.

Aufbau

Dunklen Materie Ein Atom besteht aus einer Hülle und einem im Vergleich zu seinem Gesamtvolumen winzigen Kern. Die Atomhülle (Elektronenhülle) hat mit einem Radius von etwa 10-10 m einen ungefähr zehntausendfach größeren Radius als der Atomkern (r = 10-14 m). Zur Veranschaulichung: würde man ein Atom auf die Größe einer Kathedrale aufblähen, so entspräche der Kern der Größe einer Fliege (allerdings wäre eine solche Fliege vieltausendfach schwerer als die Kathedrale selbst). Der Atomkern nimmt nur etwa ein Billiardstel des Gesamtvolumens eines Atoms ein. Der Atomkern besteht aus den sogenannten Nukleonen, Protonen und – außer beim Wasserstoff-Isotop 11H – aus Neutronen. Die Atomhülle besteht aus Elektronen. Im Atomkern konzentriert sich fast die gesamte Masse des Atoms. Die Elektronen tragen eine negative elektrische Ladung und die Protonen eine positive, wodurch sie sich gegenseitig anziehen. Die Neutronen sind elektrisch neutral und haben eine geringfügig größere Masse als die Protonen.

Kenndaten

Atome sind in erster Näherung kugelförmig und haben eine Größe von 0,1 bis 0,5 nm, also 0,0000000001 m bis 0,0000000005 m. Innerhalb des Periodensystems nehmen die Atomradien von links nach rechts ab und von oben nach unten zu. Allerdings besteht kein linearer Zusammenhang zwischen der Protonenzahl (und damit der Ordnungszahl) und dem Atomradius. Ihre Masse beträgt abhängig von der Massenzahl zwischen 10-24 und 10-22 g. Siehe auch: Mol, Periodensystem Siehe auch: Atommodell

Kategorisierung und Ordnung

Die Anzahl der Protonen in einem Atom ist die Kernladungszahl oder auch Ordnungszahl (Stellung des Elements im Periodensystem der chemischen Elemente), die Summe der Protonen und Neutronen die Massenzahl. Atome mit der gleichen Anzahl an Protonen werden dem gleichen chemischen Element zugeordnet. Atome mit der gleichen Protonenzahl aber unterschiedlichen Neutronenzahlen nennt man Isotope, sie gehören dem gleichen chemischen Element an. Bei den meisten chemischen Reaktionen spielt die Anzahl der Neutronen keine Rolle. Wichtig ist die Anzahl der Neutronen im Bereich der Strahlungslehre. In der Kernphysik unterscheidet man Atomsorten nach der Zahl der Protonen und Neutronen, da diese eine unterschiedliche Radioaktivität aufweisen. Meist sind nur ein oder zwei Isotope eines Elements stabil, die anderen zerfallen radioaktiv. Von einigen Elementen gibt es auch überhaupt kein stabiles Isotop. Atom(kern)e mit untereinander gleicher Zahl an Protonen bzw. Neutronen bezeichnet man als Nuklide. Das kleinste Atom ist das Wasserstoffatom mit nur einem Proton im Atomkern. Eines der schwersten Atome ist das Uran-Atom mit 92 Protonen im Atomkern (siehe Periodensystem). Das schwerste Atom, dessen Herstellung in entsprechenden Experimenten bisher gelungen ist, ist das Ununoctium-Atom mit 118 Protonen im Atomkern (Stand Aug.2004). Es ist jedoch extrem kurzlebig.

Allgemeines

Die Chemie beschäftigt sich mit den Atomen und ihren Verbindungen, den Molekülen. Dies setzt auch genaue Kenntnisse über die Struktur der Atomhülle voraus. Die Physik beschäftigt sich unter anderem mit dem Aufbau der Atomhülle (Atomphysik), dem Aufbau der Atomkerne aus Elementarteilchen (Kernphysik) und weiter mit den Eigenschaften der Elementarteilchen (Elementarteilchenphysik).

Geschichte

Siehe auch: Atomismus und Atommodell Die Geschichte der Idee des Atoms beginnt im antiken Griechenland um 400 vor Christus.
- um 400 vor Christus - Demokrit und das Teilchenmodell ::Demokrit, ein altgriechischer Gelehrter, äußerte als erster die Vermutung, dass die Welt aus unteilbaren Teilchen - (griechisch a-tomos = unteilbar) Atomen - bestände. Daneben gäbe es nur leeren Raum. Alle Eigenschaften der Stoffe ließen sich, nach Meinung Demokrits, auf die Abstoßung und Anziehung dieser kleinen Teilchen erklären. Diese Idee wurde von den Zeitgenossen Demokrits abgelehnt, da man damals die Welt als etwas Göttliches ansah. Demokrits philosophischer Kontrahent war vor allem Empedokles, der die Lehre von den vier Elementen Feuer, Erde, Luft und Wasser begründete. Demokrits Vorschlag blieb fast 2 Jahrtausende unbeachtet.
- um 1400 - Die Alchemisten - Gold kann nicht hergestellt werden ::Auch wenn die Alchemisten in ihren Versuchen, aus niederen Stoffen (wie etwa Blei) Gold herzustellen, scheiterten, leisteten sie Vorarbeit für die spätere experimentelle Physik und Chemie.
- 1803 - John Dalton - Atomtheorie der Elemente ::Der englische Chemiker John Dalton griff als erster wieder die Idee von Demokrit auf. Aus konstanten Mengenverhältnissen bei chemischen Reaktionen schließt Dalton darauf, dass immer eine bestimmte Anzahl von Atomen miteinander reagiert.
- 1896 entdeckt Henri Becquerel die Radioaktivität, und stellt fest, dass sich Atome umwandeln können.
- 1897 - Joseph John Thomson - Entdeckung des Elektrons ::Bei einem Versuch mit Strom stellte der britische Physiker Thomson fest, dass Strahlen in Vakuumröhren aus kleinen Teilchen bestehen. Damit war ein erster Bestandteil der Atome gefunden, obwohl man von der Existenz der Atome immer noch nicht überzeugt war. Eine Besonderheit war die Entdeckung vor allem deshalb, weil man dachte, Strom wäre eine Flüssigkeit.
- 1898 - Marie und Pierre Curie - Radioaktivität ::Immer mehr Forscher beschäftigten sich mit den kleinsten Teilchen. Die Curies untersuchten unter anderem Uran, das sie aus Pechblende gewannen. Die Uran-Atome zerfallen unter Abgabe von Wärme und Strahlen, die man als Radioaktivität (von radius = Strahl) bezeichnet. Marie Curie erkannte, dass sich Elemente bei diesem Zerfall verwandeln. (Die Radioaktivität wurde 1896 von Henri Becquerel entdeckt.)
- 1900 - Ludwig Boltzmann - Atomtheorie ::Boltzmann war ein theoretischer Physiker, der die Ideen von Demokrit umsetzte. Er berechnete aus der Idee der Atom-Existenz einige Eigenschaften von Gasen und Kristallen. Da er allerdings keinen experimentelle Beweis lieferte, waren damals seine Ideen umstritten.
- 1900 - Max Planck - Quanten ::Der Berliner Physiker Planck untersuchte die Schwarzkörperstrahlung. Bei der theoretischen, thermodynamischen Begründung seiner Formel führte er die sog. Quanten ein und wurde somit zum Begründer der Quantenphysik.
- 1905 - Albert Einstein - Erklärung der Brownschen Bewegung ::In der dritten Arbeit des „annus mirabilis“ erklärte der Physiker Albert Einstein die Brownsche Bewegung mit Hilfe der Atomhypothese. Damit wurde zum ersten Mal ein beobachtbares physikalisches Phänomen direkt aus Boltzmanns Theorie hergeleitet.
- 1906 - Ernest Rutherford - Experimente ::Der Physiker Ernest Rutherford ging im Gegensatz zu Boltzmann und Planck experimentell auf die Suche nach den Atomen. 1906 entdeckte er mit dem rutherfordschen Experiment, dass Atome nicht massiv sind, ja sogar im Grunde fast gar keine Substanz besitzen. (Damit ist das Wort "Atom" für das, was es bezeichnet, im Grunde falsch. Es wurde aber beibehalten.) Aus dem Experiment leitete Rutherford bis 1911 die genaue Größe eines Atoms, also der Atomhülle und der Größe des Atomkerns ab. Ferner konnte er ermitteln, dass der Atomkern die positive Ladung, die Atomhülle eine entsprechende negative Ladung trägt. So entdeckte er das Proton.
- 1913 - Niels Bohr - Schalenmodell ::Aus dem rutherfordschem Atommodell entwickelte der dänische Physiker Niels Bohr ein planetenartiges Atommodell. Danach bewegen sich die Elektronen auf bestimmten Bahnen um den Kern, wie Planeten die Sonne umkreisen. Die Bahnen werden auch als Schalen bezeichnet. Das besondere daran war, dass die Abstände der Elektronen-Bahnen streng-mathematischen Gesetzmäßigkeiten folgen. Die Bahnen besitzen verschiedene Radien, und jede Bahn besitzt eine maximale Kapazität für Elektronen. Atome streben Bohr zufolge an, dass alle Bahnen komplett besetzt sind. Damit haben sich sowohl viele chemische Reaktionen erklären lassen als auch die Spektrallinien des Wasserstoffs. Da sich das Modell für komplexere Atome als unzureichend erwies, wurde es 1916 von Bohr und dem deutschen Physiker Arnold Sommerfeld insofern verbessert, als man nun für bestimmte Elektronen exzentrische, elliptische Bahnen annahm. Das bohr-sommerfeldsche Atommodell erklärt viele chemische und physikalische Eigenschaften von Atomen.
- 1929 - Erwin Schrödinger, Werner Heisenberg und andere - Das Orbitalmodell ::Aufbauend auf Schrödingers Wellenmechanik und Heisenbergs Matrizenmechanik wurde ein weiteres, bis heute modernes Atommodell entwickelt, das weitere Unklarheiten beseitigen konnte.
- 1929 - Ernest O. Lawrence - Der erste Teilchenbeschleuniger, das Zyklotron ::Um Informationen über den Aufbau der Atomkerne zu bekommen, wurden die Kerne mit Strahlen beschossen. Um nicht auf die schwache natürliche Strahlung angewiesen zu sein, entwickelte Lawrence das Zyklotron. Geladene Teilchen wurden auf kreisförmigen Bahnen beschleunigt.
- 1932 - Paul Dirac und David Anderson - Antimaterie ::Der theoretische Physiker Paul Dirac fand eine Formel, mit der sich die Beobachtungen der Atomphysik beschreiben lassen. Allerdings setzte diese Formel die Existenz von Anti-Teilchen voraus. Diese Idee stieß auf heftige Kritik, bis der amerikanische Physiker Anderson in der kosmischen Strahlung das Positron nachweisen konnte. Dieses Anti-Teilchen zum Elektron hat eine positiver Ladung aber die gleiche Masse wie ein Elektron. Treffen ein Teilchen und sein Anti-Teilchen zusammen, zerstrahlen sie sofort als Energie gemäß der Formel E = m
- c2. 1932 wurde dann noch das Neutron von dem englischen Physiker James Chadwick entdeckt.
- 1933 - Irène und Frédéric Joliot-Curie - Materie aus dem Nichts ::Eher zufällig beobachten die Eheleute Curie, dass sich nicht nur Masse in Energie umwandeln lässt. In einem Experiment verwandelte sich ein Lichtstrahl in ein Elektron und ein Positron (vgl. Paarbildung).
- 1938 - Otto Hahn und Lise Meitner - Die erste Kernspaltung ::Der deutsche Chemiker Hahn, ein Schüler Rutherfords, untersuchte weiter die Atomkerne. Dazu beschoß er Uran-Atome mit Neutronen und erhielt Cäsium und Rubidium oder Strontium und Xenon. Was eigentlich passierte, konnte er nicht erklären. Dies gelang jedoch seiner Mitarbeiterin Lise Meitner, die aufgrund ihrer jüdischen Religion vor den Nazis nach Schweden geflohen war. Sie stellte fest, dass die Summe der Kernteilchen (Protonen und Neutronen) bei den Produkten der des Urans entspricht. Hahn erhielt dafür den Nobelpreis, erwähnte seine Mitarbeiterin aber mit keinem Wort.
- 1938 - Hans Bethe - Kernfusion in der Sonne ::Neben zahlreichen Beiträgen zum Aufbau der Atome erforschte der in Straßburg geborene Bethe die Energieproduktion in Sternen. Er stellte fest, dass in unserer Sonne zwei Wasserstoff-Atomkerne miteinander verschmelzen, während in größeren und helleren Sternen Kohlenstoff-Kerne in die schwereren Stickstoff-Kerne verwandelt werden. Bethe arbeitete auch in Los Alamos mit, wurde aber nach dem Krieg ein engagierter Gegner von Massenvernichtungswaffen.
- 1942 - Enrico Fermi - Der erste Kernreaktor ::Der italienische Physiker Fermi erkannte die Möglichkeit, die Kernspaltung für eine Kettenreaktion zu nutzen. Die bei der Spaltung von Uran freiwerdenden Neutronen, konnten für die Spaltung weiterer Kerne verwendet werden. Damit legte Fermi die Grundlagen sowohl für die kriegerische Nutzung der Kernenergie in Atombomben, als auch friedliche Nutzung in Kernreaktoren. Fermi baute den ersten funktionierenden Kernreaktor.
- 1942 - Werner Heisenberg - Atomforschung für die Nazis ::Die Nazis beauftragten den Physiker Heisenberg, eine Atombombe zu entwickeln. Durch einen Rechenfehler misslang ihm dies aber. Bei der Berechnung der kritischen Masse verrechnete er sich um den Faktor 1000.
- 1942 - Albert Einstein und Leo Szilard - Roosevelt soll die Atombombe bauen ::Eigentlich hat Einstein selber nicht zum Bau der Atombombe beigetragen. Er unterstützte aber einen Brief an den amerikanischen Präsidenten Roosevelt, dass die Atombombe unbedingt vor den Nazis entwickelt werden solle. Auch der ungarische Universalgelehrte Szilard erkannte die Gefahr, die von einer deutschen Atombombe ausging. Er lieferte zwar wichtige Ideen für den Bau der Atombombe, war aber an deren Entwicklung in Los Alamos nicht beteiligt. Auch später warnte Szilard noch vor dem Gebrauch der Atombombe.
- 1945 - J. Robert Oppenheimer - Die erste Atombombe ::Oppenheimer war der Organisator, der in Los Alamos die besten Physiker und Ingenieure versammelte. So gelang es innerhalb kürzester Zeit der Bau einer Atombombe, das Manhattan-Projekt. Nach dem Einsatz der Atombombe in Hiroshima wurde Oppenheimer zum Gegner von Atombomben.
- 1951 - Erwin Müler – das Feldionenmikroskop ::Müller gelingt mit der Konstruktion eines Feldionenmikroskopes erstmals die direkte Abbildung von Atomen auf einer Wolfram-Spitze.
- 1952 - Edward Teller - Die Wasserstoffbombe ::Der ungarische Physiker Teller war Mitarbeiter von Oppenheimer. Allerdings hatte er eine weitergehende Idee. Er wollte eine Bombe auf der Basis der Kernfusion bauen, die Bethe in der Sonne nachgewiesen hat. Aus Angst vor dem Kommunismus wurde Teller zu einem Rüstungsfanatiker und entwickelte die Wasserstoffbombe.
- 1960 - Donald A. Glaser - Die Blasenkammer ::Nach dem Ende des zweiten Weltkrieges konzentrierte sich die Forschung auf den Aufbau der Elementarteilchen. Mit der Entwicklung der Blasenkammer hatte man nun eine Möglichkeit, die kleinsten Teilchen, die in Teilchenbeschleunigern entstanden, zu "sehen".
- 1964 - Murray Gell-Mann - Die Quarks ::Mit Hilfe der Blasenkammer konnte auf einmal eine riesige Anzahl an bisher unsichtbaren Teilchen sichtbar gemacht werden, die Widersprüche zu der bisherigen Physik darstellte. Um dies zu erklären, postulierte der Physiker Gell-Mann Grundbausteine, aus denen die Kernbausteine aufgebaut sein sollen. Mittlerweile gibt es sehr viele Indizien für die Existenz der Quarks, auch wenn sie einzeln nicht zu beobachten sind.
- 1978 - Der Fusionreaktor ::Um die riesigen Mengen an Energie zu nutzen, die bei einer Kernverschmelzung (Kernfusion) frei werden, versuchte man, die Fusionsenergie gezielt zu nutzen. Die Kernverschmelzung (Kernfusion) gelang erstmals mit Teilchenbeschleunigern. Derzeit laufen Versuche, Kernfusionsreaktoren herzustellen, bislang konnte aber nur für sehr kurze Zeit mehr Energie gewonnen werden, als in den Prozess hineingesteckt wurde
- 1995 - Eric Cornell, Wolfgang Ketterle und Carl Wiemann - Das Bose-Einstein-Kondensat ::In einem ultrakalten Gas aus Rubidium-Atomen wird erstmals ein Bose-Einstein-Kondensat hergestellt, ein bereits von Einstein vorhergesagter Zustand der Materie.
- 2000 - CERN - Das Higgs-Boson ::Das Kernforschunngszentrum CERN in Genf forscht in ihrem Beschleuniger nach dem Higgs-Boson, das als Erlöser-Teilchen bezeichnet wird und dessen Existenz die bestehenden Theorien zur Elementarteilchenphysik bestätigen soll. Bisher gibt es keine eindeutigen experimentellen Belege für die Existenz des Higgs-Bosons.
- 2002 - Brookhaven - seltsame Materie ::Im Schwerionenbeschleunigerring RHIC im amerikanischen Brookhaven prallen Goldionen hoher Energie aufeinander. Dabei sollen sie für extrem kurze Zeit und in einem sehr kleinen Raumbereich ein Quark-Gluonen-Plasma erzeugen. Dies ist ein Zustand der Materie, der heute in der Natur nicht mehr vorkommt, aber vermutlich unmittelbar nach dem Urknall existierte.

Zitate


- Nur scheinbar hat ein Ding eine Farbe, nur scheinbar ist es süß oder bitter; in Wirklichkeit gibt es nur Atome und den leeren Raum. – Demokrit (5. Jh. v. Chr.)
- Richard Feynman hat einmal gesagt, müsste er das wichtigste Ergebnis der modernen Naturwissenschaft in einem Satz zum Ausdruck bringen, entschiede er sich für: "Die Welt besteht aus Atomen." – Brian Greene (Der Stoff, aus dem der Kosmos ist, ISBN 388680738X, S. 255)

Literatur


- Bernhard Bröcker u.a.: dtv Atlas Atomphysik: Tafeln und Texte. 6. Aufl. 1997. ISBN 3-423-03009-7.

Siehe auch


- Atomabsorption
- Atombombe
- Atomkraft
- Atomwaffe
- Atomgewicht
- Elementarteilchen
- Heisenbergsche Unschärferelation
- Kernmodell
- Kernreaktionen
- Liste von Mineralen
- Molekül
- Nebelkammer
- Quantenmechanik
- Quantenphysik
- Strahlenschutz
- Superatome
- Teilchenbeschleuniger
- Teilchendetektor
- Teilchenquelle
- Wechselwirkung

Weblinks

Animationen


- Animationen der Atome aller Elemente: http://www.physik.rwth-aachen.de/~harm/aixphysik/atom/Periodic/index.html
- Animation eines Heliumatoms: http://www.purchon.com/chemistry/helium.htm

Sonstiges


- [http://www.pm-magazin.de/de/wissensnews/wn_id878.htm "Kraftmikroskopie zeigt einzelne Atome"] von Peter Rösch (P.M.)
- [http://www.chemieseite.de/allgemein/node4.php Übersicht über die verschiedenen Atommodelle] Kategorie:Atomphysik ja:原子 ko:원자 ms:Atom simple:Atom th:อะตอม

Orbital

Orbitale sind Einelektronen-Wellenfunktionen (meist mit \psi abgekürzt) in der Quantenmechanik. Das Betragsquadrat einer Wellenfunktion \left|\psi\right|^2 wird als Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons interpretiert, das sie beschreibt. Im Wellenmodell existieren keine Kreisbahnen, wie im Atommodell von Niels Bohr und auch keine anderen, definierten Bahnen (Trajektorien). Viel mehr brachten Entwicklungen der Quantenmechanik die Erkenntnis, dass der genaue Aufenthaltsort der Elektronen aufgrund der Unschärferelation Werner Heisenbergs nicht exakt, sondern nur ihre Verteilung stochastisch beschrieben werden kann. Da die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen asymptotisch gegen null geht und sich bis ins Unendliche erstreckt, wählt man als Orbital den Aufenthaltsraum, in dem sich das betrachtete Elektron mit ca. 90% Wahrscheinlichkeit aufhält. Man erhält damit Räume, die ungefähr der Größe der Atome entsprechen. Die Begrenzungsflächen sind Flächen gleicher Aufenthaltswahrscheinlichkeit (Isoflächen).

Klassifikation

Orbitale werden anhand der vier Quantenzahlen n, l, ml und s klassifiziert, manchmal auch durch n, l, j und mj, wobei gilt:
- n (Hauptquantenzahl, Wertebereich: n = 1, 2, 3, ...) beschreibt das Hauptenergieniveau, welches ein Elektron besitzt. Es entspricht gewissermaßen der Schale n des bohrschen Atommodells. Die Hauptquantenzahl beschreibt einen Bereich, in dem die Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons sehr hoch ist. Je größer n wird, desto weiter entfernt vom Atomkern bewegt sich das Elektron, zudem erhöht sich dessen kinetische Energie. Die maximale Anzahl der Elektronen in einer Schale ist definiert als 2n^2.
- l (Nebenquantenzahl, Bahndrehimpulsquantenzahl, Wertebereich: l = 0, 1, ..., (n-1)) beschreibt den Bahndrehimpuls des Elektrons :
|L|=\hbar \cdot \sqrt
und damit die "Form" des Orbitals. Häufig findet man in der Literatur die Buchstaben s,p,d,f,g als Bezeichnung für die Nebenquantenzahl, abgeleitet aus den englischen Adjektiven für die korrespondierenden Spektrallinien: sharp, principal, diffuse, fundamental (danach wird alphabetisch fortgesetzt). Die Anzahl der Unterschalen ist gleich der Hauptquantenzahl, für n = 3 sind also drei Unterschalen möglich l = 0, 1, 2. Die Anzahl der Orbitale pro Unterschale ist auf 2l + 1 begrenzt.
- ml (Magnetquantenzahl, Wertebereich: ml = -l, -(l-1), ...0,... +(l-1), +l) beschreibt die räumliche Ausrichtung, die das Orbital bezüglich eines äußeren Magnetfeldes einnimmt. Die resultierenden Orbitale sind energetisch gleich, nur wenn von Außen ein Magnetfeld angelegt wird, lassen sie sich unterscheiden. Für die Projektion des Drehimpulsvektors auf die Richtung des Magnetfeldes gilt: :
L_z=\hbar \cdot m

- s (Spin(magnet)quantenzahl, s = +1/2 oder s = -1/2) Ihre Existenz deutet man als Eigenrotation der Elektronen. So kann ein Orbital zwei Elektronen aufnehmen die einen gegenläufigen Spin besitzen (Pauli-Prinzip). Die Spinquantenzahl wird auch mit ms bezeichnet. :Für jede Drehimpulsquantenzahl existiert eine magnetische Quantenzahl, so gibt es die Quantenzahlen ml (Wertebereich -l, ..., +l) und ms (mögliche Werte +1/2 und -1/2). Oft wird der Bahndrehimpuls und der Spin zum Gesamtdrehimpuls eines Elektrons mit der Quantenzahl j addiert (Wertebereich |l-s|, |l-s|+1, ..., l+s), die zugehörige magnetische Quantenzahl ist dann mj.

Charakteristische Formen

Pauli-Prinzip Die Orbitale zu den verschiedenen l Zahlen haben charakteristische (grobe) Formen, die auch bei höheren n-Werten qualitativ erhalten bleiben. Jedem l wird aus historischen Gründen ein bestimmter Buchstabe zugeteilt: (Die Bezeichnungen s, p, d und f stammen aus der Spektroskopie und dienen nur der Bezeichnung. Ein g-Orbital mit l=4 tritt theoretisch für ein Atom mit der Ordnungsnummer 121 auf. Die Bezeichnung folgt wie auch beim nachfolgenden h-Orbital, l=5 dem Alphabet.) Die Orbitale charakterisieren streng genommen nur die möglichen Eigenzustände der Elektronen-Wellen, wie sie in Einelektronensystemen, wie z.B. Wasserstoffatom H oder Heliumionen He+, Lithiumionen Li2+ usw. vorkommen. Die zu den Orbitalen gehörigen Wellenfunktionen (siehe auch Kugelflächenfunktionen) ergeben sich aus der stationären Schrödingergleichung eines Einelektronensystems. Trotz dieser Einschränkung reicht allerdings die Kenntnis der groben Form der Orbitale, die auch in Mehrelektronensystemen erhalten bleibt, um viele qualitative Fragen zum Aufbau von Stoffen zu beantworten. Es ist dabei zu beachten, dass die in der Literatur dargestellten Orbitale oft nicht die Eigenzustände des Drehimpulsoperators sind. Zum Beispiel wird von den Eigenzuständen von L_z (Drehimpuls in z-Richtung) nur der eine Eigenzustand für den Eigenwert m=0 dargestellt und als pz bezeichnet. Die mit px und py bezeichneten Orbitale sind nicht die entsprechenden Eigenzustände für m=-1 und m=1 sondern Superpositionen dieser Eigenzustände. (Sie sind Eigenzustände von Lx bzw. Ly, die aber nicht mit Lz kommutieren!) Für die Schlussfolgerungen ist das kein Problem, solange die entsprechenden Wellenfunktionen orthogonal sind.

Quantentheorie

Aus der nichtrelativistischen Quantentheorie ergeben sich die Orbitale nach folgender Rechnung. Die Wechselwirkung zwischen Elektron und Atomkern wird vereinfacht durch das Coulombpotential beschrieben, der Atomkern wird als fix angenommen. Der Hamiltonoperator für das Einelektronensystem ist
\hat = \frac + V(R)
Da der Hamiltonoperator mit dem Drehimpulsoperator kommutiert, bilden H, L^2 und L_z ein vollständiges System kommutierender Operatoren. Es gibt also gemeinsame Eigenzustände dieser drei Operatoren. Die Zustände sind durch die drei zugehörigen Quantenzahlen n, l und m bestimmt. Die Schrödingergleichung lässt sich in einen Radiusabhängigen und einen Winkelabhängigen Teil teilen. Die Eigenfunktionen sind das Produkt der Kugelfunktionen (Eigenfunktionen des Drehimpulsoperators) Y_(\vartheta,\varphi) und einem radialen Anteil \phi_(r).

Hybridisierung

Einige Symmetrien von chemischen Bindungen scheinen den charakteristischen Formen der Orbitale zu widersprechen. Diese Bindungssymmetrien werden erst durch die Bildung von Hybrid-Orbitalen verständlich.

Siehe auch


- Atommodell
- Molekülorbital

Weblinks


- [http://www.quantenwelt.de/atomphysik/modelle/orbital.html Erklärung des Orbitalmodells mit Abbildungen der Orbitale] ([http://www.quantenwelt.de/atomphysik/modelle/orbital_s.html s], [http://www.quantenwelt.de/atomphysik/modelle/orbital_p.html p], [http://www.quantenwelt.de/atomphysik/modelle/orbital_d.html d], [http://www.quantenwelt.de/atomphysik/modelle/orbital_f.html f])
- [http://n.ethz.ch/student/simonbr/physik_simulationen_hatom.html Java-Applet zur bildlichen Darstellung der Wasserstoff-Orbitale] (geht evtl. nur auf Windows-Systemen)
- [http://www.hydrogenlab.de 3d-Darstellung der Orbitale des Wasserstoffatoms]
- [http://netchemie.de/netchemie/index.php?c=peri Animierte p-Valenzorbitale im Netchemie PSE]
- [http://www.shef.ac.uk/chemistry/orbitron/AOs/1s/index.html 3d-Darstellungen von Orbitalen] Kategorie:Atomphysik Kategorie:Chemie Kategorie:Physikalische Chemie

Hundsche Regel

Die Hundsche Regel ist eine empirische Regel in der Chemie, die von Friedrich Hund im Jahr 1925 beschrieben wurde. Sie besagt, dass – wenn für die energiereichsten Elektronen eines Atoms mehrere Orbitale mit gleicher Energie zur Verfügung stehen – diese zuerst mit je einem Elektron mit parallelem Spin besetzt werden. Erst wenn alle Orbitale gleicher Energie mit jeweils einem Elektron gefüllt sind, werden sie auch mit einem zweiten Elektron besetzt. Die Regel gilt nur für den Grundzustand des Atoms. Eine durch einen starken Liganden verursachte Elektronenkonfiguration, die nicht der Hundschen Regel entspricht, wird als magnetisch anomal oder als low spin bezeichnet. Während man im Bereich der Chemie von einer Hundschen Regel (Singular) spricht, sind in der Atomphysik mehrere Hundsche Regeln bekannt. Die Hundsche Regel in der Chemie stellt eine Teilmenge der in der Physik bekannten vier Hundschen Regeln dar.

Siehe auch:

Atommodell, Elektronenkonfiguration, Periodensystem

Weblinks


- http://www.pas-berlin.de/chemie/ch-1/2_Atomistik/232_Pauli.htm Kategorie:Chemie

Pauli-Prinzip

Das Pauli-Prinzip (auch paulisches Ausschlussprinzip) ist ein wichtiges, experimentell entdecktes Prinzip der Quantenmechanik. Es ist nach seinem Entdecker Wolfgang Pauli benannt.

Spezielle Form (Pauli-Verbot)

In seiner zuerst beobachteten und einfachsten Form gilt, dass in einem Atom keine zwei Elektronen in allen vier Quantenzahlen, die zu seiner Zustandsbeschreibung im Atommodell notwendig sind, übereinstimmen dürfen. Die relevanten Quantenzahlen im Atom sind dabei die Schale des Elektrons (Hauptquantenzahl), der Spin der Elektronen (Spinquantenzahl) sowie die Drehimpulsquantenzahl und die magnetische Quantenzahl.

Allgemeine Form (verallgemeinertes Pauli-Prinzip)

Formulierung

Die Gesamtwellenfunktion \psi(\vec r_i,s_i) eines Systems von n Fermionen ist total antisymmetrisch bezüglich der Vertauschung zweier Teilchen: :\psi(\vec r_1,\ldots,\vec r_n,s_1,\ldots,s_n)=-P\psi(\vec r_1,\ldots,\vec r_n,s_1,\ldots,s_n). Dabei sind \vec r_i und s_i Ort und Spin des i-ten Fermions, und P der Permutationsoperator, der die paarweise Vertauschung von jeweils zwei Teilchen bewirkt (P\psi(\vec r_1,\vec r_2)=\psi (\vec r_2,\vec r_1)).

Anschauliche Deutung

Die totale Antisymmetrie einer Wellenfunktion bedeutet, dass sie bei Vertauschung zweier beliebiger Teilchen ihr Vorzeichen wechselt. Physikalisch bedeutet die Antisymmetrie, dass zwei Fermionen niemals den selben Quantenzustand besetzen können: stimmen nämlich zwei Fermionen in Ort und Spinquantenzahl überein, so verändert eine formale Vertauschung der beiden Fermionen aufgrund derer Ununterscheidbarkeit die Wellenfunktion nicht. Die einzige Lösung ist dann eine verschwindende Gesamtwellenfunktion wegen \Psi = - \Psi, also \Psi = 0. Bei einer Separation in Ortswellenfunktion und Spinwellenfunktion fordert die Antisymmetrie der Gesamtwellenfunktion bei symmetrischer Ortswellenfunktion eine antisymmetrische Spinwellenfunktion, und umgekehrt. Eine (anti)symmetrische Spinwellenfunktion kennzeichnet eine paarweise (anti)parallele Spinorientierung. Die triviale Lösung einer antisymmetrischen Ortswellenfunktion erhält man, wenn sich die paarweise vertauschten Teilchen am selben Ort befinden (\vec r_i=\vec r_j ).

Gültigkeit

Das Pauli-Prinzip gilt für alle Fermionen (Teilchen mit halbzahligem Spin). Diese genügen der Fermi-Dirac-Statistik aufgrund des sogenannten Spin-Statistik-Theorems. Neben Fermionen gibt es auch Teilchen mit ganzzahligem Spin. Für diese so genannten Bosonen gilt das Pauli-Prinzip nicht. Sie genügen der Bose-Einstein-Statistik und können gleiche Quantenzustände besetzen (im Extremfall bis zum Bose-Einstein-Kondensat).

Konsequenzen

Das Pauli-Prinzip führt zur Austauschwechselwirkung und ist für die Spinordnung in Atomen (Hundsche Regeln) und Festkörpern (Magnetismus) verantwortlich. In der Kosmologie wird durch das Pauli Prinzip erklärt, dass alte Sterne wie zum Beispiel weissen Zwerge oder Neutronensterne nicht unter ihrer eigenen Gravitation zusammenbrechen. Hierbei erzeugen die Fermionen einen Gegendruck, der einer weiteren Kontraktion entgegenwirkt. Siehe auch: Ununterscheidbare Teilchen, Kooperatives Phänomen, Ferromagnetismus, Antiferromagnetismus, Spindichtewelle Kategorie:Quantenphysik ja:パウリの排他原理 ko:파울리 배타 원리

Periodensystem

Das Periodensystem der Elemente, kurz Periodensystem oder PSE, bietet eine Übersicht der verschiedenen chemischen Elemente. Die Elemente werden mit steigender Kernladung (Ordnungszahl) entsprechend ihrer chemischen Eigenschaften in Perioden sowie Haupt- und Nebengruppen eingeteilt. Nachfolgend ist das Periodensystem der Elemente in seiner heute bekanntesten Form dargestellt. Die Elemente sind mit ihrer Ordnungszahl und ihrem Symbol aufgeführt. (Ein über die Ordnungszahl 118 erweitertes Periodensystem befindet sich unter Erweitertes Periodensystem).

Geschichte

Erweitertes Periodensystem Die Datierung der Entdeckung solcher Elemente, die bereits seit der Frühzeit oder Antike bekannt sind, ist nur ungenau und kann je nach Literaturquelle um mehrere Jahrhunderte schwanken. Sicherere Datierungen sind erst ab dem 18. Jahrhundert möglich. Bis dahin waren erst 15 Elemente als solche bekannt und beschrieben (Metalle wie Eisen, Kupfer, Blei, Bismut, Arsen, Zink, Zinn, Antimon, Platin, Silber, Quecksilber und Gold oder Nichtmetalle wie Kohlenstoff, Schwefel und Phosphor). Die meisten Elemente wurden im 19. Jahrhundert entdeckt und wissenschaftlich beschrieben. Zu Beginn des 20. Jahrhunderts waren nur noch zehn der natürlichen Elemente unbekannt. Seither wurden vor allem schwer zugängliche, oftmals radioaktive Elemente dargestellt. Viele dieser Elemente kommen nicht in der Natur vor und sind das Produkt von künstlichen Kernverschmelzungsprozessen. Erst im Dezember 1994 wurden die beiden künstlichen Elemente Darmstadtium (Eka-Platin) und Roentgenium (Eka-Gold) hergestellt. (siehe auch: [http://www.seilnacht.com/Lexikon/psframe.htm www.seilnacht.com]) Anfang des 19. Jahrhunderts stellte Johann Wolfgang Döbereiner erstmals einen Zusammenhang zwischen der Atommasse und den chemischen Eigenschaften einzelner Elemente fest. 1863 stellte Newlands eine nach Atommassen geordnete Tabelle der Elemente in Achtergruppen (Gesetz der Oktaven) auf. Das Periodensystem selbst wurde 1869 nahezu gleichzeitig und unabhängig voneinander von Dmitri Mendelejew (1834-1907) und Lothar Meyer (1830-1895) aufgestellt. Dabei ordneten sie ebenfalls die chemischen Elemente nach steigenden Atommassen, wobei sie Elemente mit ähnlichen Eigenschaften (Anzahl der Valenzelektronen) untereinander anordneten. Im 20. Jahrhundert wurde der Aufbau der Atome entdeckt, die Periodizität wurde durch den Aufbau der Elektronenhülle erklärt. (siehe auch Entwicklung des Periodensystems der Elemente)

Aufbau

Die chemischen Eigenschaften eines Elements werden nur durch die Eigenschaften der Elektronenhülle bestimmt, die Eigenschaften des Atomkerns spielen bis auf die Kernladung, die die Anzahl der Hüllenelektronen festlegt, keine Rolle. Das Periodensystem ist damit vollständig durch die Elektronenkonfiguration der Atome erklärbar. Die Elemente in einer Periode (Zeile des PSE) haben die gleiche Anzahl von Elektronenschalen, die Elemente einer Gruppe (Spalte des PSE) gleichen sich im Aufbau der äußeren Elektronenschale. Die Unterscheidung in Haupt- und Nebengruppen ergibt sich dadurch, dass bei letzteren nicht die äußerste, sondern die zweitäußerste Schale mit Elektronen aufgefüllt wird, bei den Lanthaniden/Lanthanoiden und Actiniden/Actinoiden die drittäußerste. Im Wesentlichen bestimmt die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Elektronenschale das chemische Verhalten eines Atoms, deshalb haben die Elemente der einzelnen Gruppen, da sie die gleiche Anzahl an Elektronen auf der äußeren Bahn haben, vergleichbare chemische Eigenschaften.. Das Element 84 (Po Polonium) und alle nachfolgenden sind radioaktiv und somit instabil. Auch innerhalb der Elemente 1 bis 83 sind 2 Stoffe enthalten, die radioaktiv, also instabil sind: Nr. 43 Tc Technetium und Nr. 61 Pm Promethium (Name nach Prometheus). So bleiben tatsächlich nur 81 stabile Elemente übrig, die in der Natur vorkommen - alle anderen sind radioaktive Stoffe. Von den radioaktiven Elementen sind nur Thorium und Uran in größeren Mengen in der Natur vorhanden, da diese Elemente Halbwertszeiten in der Größenordnung des Alters der Erde haben. Alle anderen radioaktiven Elemente sind entweder intermediäre Zerfallsprodukte des Urans und Thoriums, wie das Radium oder entstehen bei seltenen natürlichen Kernreaktionen oder durch Spontanspaltung von Uran und Thorium. Letztere können in wägbaren Mengen nur künstlich hergestellt werden. Dies gilt grundsätzlich für alle Elemente mit Ordnungszahlen über 94, von denen bis heute noch keine Spuren in der Natur gefunden wurden, obwohl sie ebenfalls bei der Elementsynthese in einer Supernova entstehen.

Tendenzen

Im PSE kann man feststellen, dass einige Eigenschaften der Elemente sich in bestimmten Positionen im PSE finden lassen.
So erscheint es logisch, dass die Anzahl der Protonen von links nach rechts in einer Zeile und von oben nach unten in einer Spalte zunimmt. So gibt es weitere Eigenschaften, die sich im Periodensystem darstellen lassen:
- Masse
  - nimmt von oben nach unten und von links nach rechts zu (Ausnahmen: Ar vor K, Te vor I, Co vor Ni, Th vor Pa).
- Atomradius
  - nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab (bei Hauptgruppenelementen)
- Elektronegativität
  - Nimmt von oben nach unten ab, von links nach rechts zu (Ausnahme: Edelgase)
- Ionisierungsenergie
  - nimmt von oben nach unten ab, von links nach rechts zu.
- Metallcharakter
  - nimmt von oben nach unten zu und von links nach rechts ab.
- Basizität der Oxide
  - nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab.
- Schrägbeziehung:
  - Ähnlichkeiten zwischen:
    - Lithium - Magnesium
    - Beryllium - Aluminium
    - Bor - Silizium
  - Grimmscher Hydridverschiebungssatz
- Lanthanoidenkontraktion

Siehe auch


- Elektronenkonfiguration im Periodensystem.
- Liste der chemischen Elemente nach
  - Namen
  - Ordnungszahl
  - Symbol
- Seltenheit

Das Lied der chemischen Elemente

1959 hat der Amerikaner Tom Lehrer ein Lied geschrieben, in dem die Namen aller bis dato bekannten 102 Elemente vorkommen. Dieses Lied heißt „The Elements“ (Lied der chemischen Elemente).
- http://chemlab.pc.maricopa.edu/periodic/lyrics.html
- http://www.privatehand.com/flash/elements.html

Weblinks

Deutsche Seiten


- [http://www.seilnacht.com/Lexikon/psframe.htm Bebildertes Periodensystem]
- [http://mypse.sourceforge.net/ Interaktives Periodensystem - deutsch (GPL)]
- [http://www.pse-online.de/html/allgemein/pdf.htm/ Periodensystem als PDF]

Englische Seiten


- [http://www.webelements.com Informationen zu den Elementen]
- [http://www.iupac.org/reports/periodic_table/index.html offizielles Periodensystem der Elemente der] IUPAC Kategorie:Werkzeug der Chemie !Periodensystem als:Periodensystem ja:周期表 ko:주기율표 ms:Jadual berkala simple:Periodic table th:ตารางธาตุ

Bohr-Sommerfeldsches Atommodell

Das Bohr-Sommerfeldsche Atommodell, Sommerfeldsche Atommodell oder die Sommerfeld-Erweiterung beschreibt Elektronenbahnen in einem Atom. Es wurde 1915/16 von Arnold Sommerfeld vorgeschlagen und stellt eine Verfeinerung des Bohrschen Atommodells dar. Obwohl die Vorstellung von definierten Teilchenbahnen in der Quantenmechanik um 1925 zugunsten von bloßen Wahrscheinlichkeitsverteilungen (Orbitalen) aufgegeben wurde, bleibt das Bohr-Sommerfeldsche wegen seiner Anschaulichkeit von hohem didaktischem Wert; es reicht aus, um qualitativ den Aufbau des Periodensystems der chemischen Elemente zu erklären. Wie das Bohrsche ist auch das Bohr-Sommerfeldsche Modell eine semiklassische Beschreibung. Es wird also angenommen, dass sich die Elektronen um den Atomkern nach den Bewegungsgleichungen der klassischen Mechanik bewegen. Quantentheoretische Prinzipien werden durch zusätzliche Quantisierungsbedingungen (Bohr-Sommerfeld-Quantisierung) eingeführt. Diese Quantisierungsbedingungen führen dazu, dass nur eine kleine Teilmenge der Bahnen, die nach der klassischen Mechanik möglich wären, erlaubt sind. Als Folge davon können auch die mit der Bahnbewegung verbundenen Erhaltungsgrößen (Energie, Drehimpuls) nicht mehr beliebige, sondern nur noch bestimmte, diskrete Werte annehmen. Diese sind also "gequantelt".

Geometrie der Elektronenbahnen

Während im Modell von Bohr die möglichen Bahnen des Elektrons Kreise um den Atomkern sind, führt Sommerfeld allgemeinere Ellipsenbahnen ein, der Kreis kommt noch als Spezialfall der Ellipse vor. Der Kern befindet sich nach diesem Modell in einem der Brennpunkte einer Bahnellipse, so dass sich eine geometrische Konfiguration wie bei den Planetenbahnen nach den Keplerschen Gesetzen ergibt. Auf den Ellipsen bewegt sich das Elektron wie auf den Bohrschen Bahnen ohne Emission elektromagnetischer Strahlung, wie sie nach der klassischen Elektrodynamik auftreten müßte. Das Bohr-Sommerfeldsche Modell stellt also ein Keplersches Planetensystem im Kleinen dar, während das Bohrsche der älteren Kopernikanischen Vorstellung entspricht. Die Analogie zur Planetenbewegung um die Sonne ist naheliegend, da die Kraftfelder der Coulombkraft des Atomkerns und der Gravitation der Sonne die gleiche Form haben: die Kraft F ist proportional zum Quadrat des reziproken Abstandes r, F ~ 1/r2.

Quantenzahlen

Eine Ellipse kann nicht mehr wie ein Kreis durch einen Parameter (Radius) beschrieben werden, sondern dazu benötigt man zwei (z. B. große und kleine Halbachse). Deshalb sind bei Ellipsenbahnen auch zwei Quantenzahlen notwendig, um den Bahnparameter und damit den Zustand des Atoms zu beschreiben.
- die Hauptquantenzahl n wird aus dem Bohrschen Modell übernommen
- hinzu kommt die Neben- oder Drehimpulsquantenzahl l, deren Wertebereich von der Hauptquantenzahl n abhängt, in dem sich das Atom befindet; l kann als Werte Natürliche Zahlen von 0 bis n-1 annehmen. Diese beiden Quantenzahlen reichen, um eine Ellipse in der Ebene zu beschreiben. Um die Lage der Ellipsenebene im dreidimensionalen Raum zu kennzeichnen, führte Sommerfeld noch eine weitere Quantenzahl ein
- die magnetische Quantenzahl m. Der Wertebereich dieser Quantenzahl ist abhängig davon, welche Nebenquantenzahl l das Atom gerade hat, m kann die Werte 0,-1,+1,...,-l,+l annehmen.
- Außerdem gibt es noch die Spinquantenzahl s, welche die Rotationsrichtung – rechts herum oder links herum - also den Spin angibt. Sie wird mit den Werten +½ oder -½ beziehungsweise den Symbolen ↑oder ↓ angegeben. Diese Quantenzahl resultiert nicht aus Sommerfelds Quantisierungsbedingungen, sondern wurde später aufgrund experimenteller Befunde (z.B. Stern-Gerlach-Versuch) ins Modell eingefügt.

Nebenquantenzahl

Anders als im Bohrschen Modell existiert zu einem Energieniveau, das weiterhin durch die Hauptquantenzahl n bestimmt ist, nicht mehr nur ein möglicher Drehimpuls, der Drehimpuls kann im Sommerfeldmodell in diesem Energieniveau insgesamt n verschiedene Werte annehmen. Stellt man sich das Modell geometrisch vor, wird jede erlaubte Kreisbahn im Bohrschen Modell, welche durch die Hauptquantenzahl n charakterisiert ist, durch ein System von Ellipsen ersetzt, wobei die Zahl der Ellipsen gleich n ist. Jede Ellipse entspricht genau einem Drehimpuls, mit der Drehimpulsquantenzahl l werden die Ellipsen des Systems in der Weise durchnummeriert, dass l=0 die am meisten gestreckte Ellipse (größte Exzentrizität) und l=n-1 einem Kreis, welcher der Bohrschen Bahn entspricht, ist. Die große Halbachse einer Ellipse ist gleich dem Radius der Kreisbahn im Bohr-Modell.

Magnetische Quantenzahl

Das sich um den Atomkern bewegende Elektron erzeugt ein statisches Magnetfeld, dessen Richtung (Feldvektor) senkrecht zur Ellipse steht. Bringt man das Atom in ein äußeres Magnetfeld, dann richtet es sich so aus, dass sein Feldvektor mit dem des äußeren Feldes nur bestimmte diskrete Winkel einschließen, der durch die magnetischen Quantenzahl beschrieben ist.

Verbesserung gegenüber dem Bohrschen Atommodell

Der Fortschritt des Bohr-Sommerfeldschen Atommodells gegenüber seinem Vorgänger besteht vor allem darin, daß es die Feinstruktur des Wasserstoffspektrums erklären kann und berechenbar macht. Dies ist möglich, wenn man Effekte berücksichtigt, die aus der Speziellen Relativitätstheorie folgen.

Bohr-Sommerfeldsches Atommodell und Schalenstruktur der Atomhülle

Die Schalen der Atome (K-Schale, L-Schale, .. entsprechend n=1, n=2, ..) werden auch als Energiehauptniveaus bezeichnet, welche nochmals in Energieunterniveaus (s-, p-, d- .. Unterniveau entsprechend l=0, l=1, l=2, ..) unterteilt sind. Dabei besitzt das erste Hauptniveau (K-Schale, n=1) auch nur das erste Unterniveau (s-, l=0), das zweite Hauptniveau (L-Schale, n=2) besitzt jedoch sowohl das erste (s-, l=0), als auch das zweite Unterniveau (p-, l=1) etc. Jedes Unterniveau hat ein unterschiedliches Elektronenmaximum. Unterniveaus Hauptniveau s- p- d- f- max.Elektronenanzahl K (n=1) 2 (+) - (+) - (+) - (=) 2 L (n=2) 2 (+) 6 (+) - (+) - (=) 8 M (n=3) 2 (+) 6 (+) 10 (+) - (=) 18 N (n=4) 2 (+) 6 (+) 10 (+) 14 (=) 32 Bsp.: Na K (n=1) 2 - - - 2 L (n=2) 2 6 - - 8 M (n=3) 1 - - - 1 11 Da Natrium 11 Elektronen besitz verteilen sie sich so, wie im oben genannten Beispiel. Die Elektronenkonfiguration des Natrium wird in folgender Kurzschreibweise zusammengefasst: 1s22s22p63s1 Dabei bedeutet: 3s1 :3=Hauptniveau :s=Unterniveau :1=Elektronenanzahl im Unterniveau Die Reihenfolge der Niveaubesetzung nach dem Energieprinzip ergibt sich aus dem Elektronenbesetzungsschema: :1s :2s 2p ::3s 3p 3d :::4s 4p 4d 4f ::::5s 5p 5d 5f :::::6s 6p 6d ::::::7s 7p Dabei wird das Niveau von oben nach unten pro Spalte von links nach rechts abgelesen! (1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d ...) Bsp.: 80 Hg =1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10

Hundsche Regel und das Pauli-Prinzip

Weiterhin werden die Unterniveaus in Orbitale unterteilt und im Paulingschen Kästchenschema dargestellt. Hierbei kann ein Orbital höchstens zwei Elektronen beinhalten. Hundsche Regel: Zunächst wird jedes Orbital innerhalb eines Energieunterniveaus der Reihenfolge nach mit nur einem Elektron besetzt. Wenn jedes Orbital (eines Unterniveaus) einmal besetzt ist, werden die Orbitale in der Reihenfolge der Erstbesetzung mit einem weiteren Elektron aufgefüllt. Pauli-Prinzip: Die beiden Elektronen in einem Orbital unterscheiden sich in ihrem Spin. Im Kästchenschema wird jedes Elektron durch einen Pfeil dargestellt; sind in einem Orbital beide Elektronen vorhanden, so werden diese durch zwei Pfeile mit entgegengesetzter Richtung dargestellt.

Siehe auch


- Elektronenkonfiguration
- Elektronenhülle Kategorie:Atomphysik

Kategorie:Physikalische Chemie

Kategorie:Chemie

Mineralogist

Mineralogy is an earth science focussed around the chemistry, crystal structure, and physical (including optical) properties of minerals. Studies also include the processes of mineral creation and destruction. Historically, mineralogy was heavily concerned with taxonomy of the rock-forming minerals; to this end, the International Mineralogical Association is an organization whose members are organizations representing mineralogists in individual countries. Its activities include managing naming of minerals (via the Commission of New Minerals and Mineral Names), location of known minerals, etc. As of 2004 there are over 4000 species of mineral recognized by the IMA. Of these, perhaps 150 can be called "common," another 50 are "occasional," and the rest are "rare" to "extremely rare." More recently, driven by advances in experimental technique (such as neutron diffraction) and available computational power, the latter of which has enabled extremely accurate atomic-scale simulations of the behaviour of crystals, the science has branched out to consider more general problems in the fields of inorganic chemistry and solid-state physics. It, however, retains a focus on the crystal structures commonly encountered in rock-forming minerals (such as the perovskites, clays and framework silicates). In particular, the field has made great advances in the understanding of the relationship between the atomic-scale structure of minerals and their function; in nature, prominent examples would be accurate measurement and prediction of the elastic properties of minerals, which has led to new insight into seismological behaviour of rocks and depth-related discontinuities in seismograms of the Earth's mantle. To this end, in their focus on the connection between atomic-scale phenomena and macroscopic properties, the mineral sciences (as they are now commonly known) display perhaps more of an overlap with materials science than any other discipline.

See also


- Georg Agricola, the "father of mineralogy"
- List of minerals - a simple list concentrating on minerals with Wikipedia articles.
- List of minerals (complete) - a more complete list of IMA-approved minerals, regularly updated.
- List of mineralogists
- List of publications in mineralogy

External links


- [http://wwwobs.univ-bpclermont.fr/ima/ International Mineralogical Association]
- [http://www.mindat.org/index.php mindat.org mineralogical database] ja:鉱物学

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