Grundlagen der Atomstruktur, Quantenzahlen & Periodische Trends

Atomare Grundlagen: Ordnungszahl, Masse und Ionen

• Ordnungszahl (Z): Entspricht der Anzahl der Protonen (p⁺).
• Massenzahl (A): Entspricht der Summe von Protonen und Neutronen.
• Neutronenzahl (N): Berechnung: N = A - Z.

Die Darstellung erfolgt als: ^AZ X.

Ionen und Ladung

• Kation: Positiv geladen. Entsteht, wenn das Atom Elektronen (e^-) verliert.
• Anion: Negativ geladen. Entsteht, wenn das Atom Elektronen (e^-) gewinnt.

Lichtstrahlung und Quantenenergie

Die Berechnung der Lichtstrahlung (Frequenz) erfolgt über die Wellengleichung:

Frequenz (f) = c / λ (wobei λ die Wellenlänge ist).

Die Lichtgeschwindigkeit (c) beträgt: 3 × 10⁸ m/s.

Planck-Konstante und Energie

Die Energie (E) eines Quants ist direkt mit der Frequenz (f) verbunden:

E = h · f

Die Planck-Konstante (h) beträgt: 6,63 × 10^-34 J·s.

Energieberechnung und Übergänge

• Energie (E) in Abhängigkeit von der Wellenlänge: E = h · c / λ
• Energie im Bohr'schen Atommodell: E = -K / n² (in Joule, J)
• Energieunterschied (ΔE) bei Übergängen: ΔE = E_f - E_i (Endzustand - Anfangszustand)
• Energieabsorption (Inf → Sup): ΔE ist positiv (+).
• Energieemission (Sup → Inf): ΔE ist negativ (-).

Isotope und Quantenzahlen

Isotope

Elemente mit gleicher Ordnungszahl (Z), aber unterschiedlicher Massenzahl (A) aufgrund einer unterschiedlichen Anzahl von Neutronen.

Die vier Quantenzahlen

Jedes Elektron in einem Atom wird durch vier Quantenzahlen beschrieben:

1. Hauptquantenzahl (n): Beschreibt die Hauptschale (Energielevel). Werte: n = 1, 2, 3, ...
2. Nebenquantenzahl (l): Beschreibt die Form des Orbitals (Drehimpulsquantenzahl). Werte: l = 0, 1, 2, ..., (n-1).
3. Magnetische Quantenzahl (m_l): Beschreibt die räumliche Orientierung des Orbitals. Werte: m_l = -l, ..., 0, ..., +l.
4. Spinquantenzahl (m_s): Beschreibt den Eigendrehimpuls des Elektrons (Spin-Orientierung). Werte: m_s = +½ oder -½.

Arten von Orbitalen und Elektronenkapazität

Elektronenkonfiguration und Möller-Regel

Die Reihenfolge der Besetzung der Orbitale (Aufbauprinzip) lautet:

1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5d¹⁰, 6p⁶, 7s², 5f¹⁴, 6d¹⁰, 7p⁶, ...

Regel der höheren Energie (Möller-Regel / n+l-Regel)

Das Orbital mit der höchsten Energie ist dasjenige, für das die Summe aus Hauptquantenzahl (n) und Nebenquantenzahl (l) am größten ist.

Bestimmung von Periode und Gruppe

• Hauptgruppen (1, 2, 13-18): Enden in s- oder p-Orbitalen.
• Nebengruppen (Übergangsmetalle, 3-12): Enden in d-Orbitalen.
• Das unterscheidende Elektron (das zuletzt hinzugefügte Elektron) bestimmt die Art des Elements und seine Position im Periodensystem.
• Beim Verlust von Elektronen (Ionisierung) werden zuerst die Elektronen der höchsten Hauptschale (höchste n) entfernt.

Periodische Trends im Periodensystem

Elemente sind im Periodensystem nach steigender Ordnungszahl (Z) angeordnet.

Atomradius

• Gruppe (G): Nimmt von oben nach unten zu (durch Zunahme der Elektronenschalen).
• Periode (P): Nimmt von links nach rechts ab (durch höhere Kernladung, die die äußeren Elektronen stärker anzieht).

Ionisierungsenergie (E. Ionisierung)

Die Energie, die benötigt wird, um ein Elektron aus einem Atom zu entfernen.

• Gruppe (G): Nimmt von unten nach oben zu (Elektronen sind näher am Kern und stärker gebunden).
• Periode (P): Nimmt von links nach rechts zu (höhere Kernladung führt zu stärkerer Anziehung, es wird mehr Energie benötigt, um das Elektron zu entfernen).

Elektronenaffinität

Die Energie, die freigesetzt wird, wenn ein Atom ein Elektron aufnimmt. Der Trend ist ähnlich wie bei der Ionisierungsenergie.

Elektronegativität

Die Fähigkeit eines Atoms, in einer chemischen Bindung (insbesondere kovalente Bindung) Elektronenpaare an sich zu ziehen.

• Trend: Nimmt in der Periode von links nach rechts und in der Gruppe von unten nach oben zu.