1 / 26

Atomstruktur och periodicitet

Atomstruktur och periodicitet. ___. h. 4 · . 7. Något om ”elektronens historia”.

china
Download Presentation

Atomstruktur och periodicitet

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Atomstruktur och periodicitet ___ h 4· 7 Något om ”elektronens historia” 1896 Thompson Upptäcker e- 1900 Planck Kvantisering av strålning n·h1905 Einstein Fotoelektriska effekten h>E01911 Rutherford Planetmodell för atomens elektronstruktur 1913 Bohr Kvantisering av atomens energi 1916 Sommerfelt Förfinar Bohrs modell med elliptiska banor 1916 Lewis Elektroner och kemisk bindning 1923 Schrödinger Vågekvationen 1926 Pauli Uteslutningsprincipen — elektronspinn s = ½, -½ 1927 Heisenberg Osäkerhetsprincipen p · x ≥ 1927 Davisson Elektrondiffraktion i Ni kristall Germer 1932 Ruska Elektronmikroskopet

  2. Våg-partikel dualismen • Ljus är både partiklar, fotoner och vågor. Likaledes är elektronen en partikel med massa, me = 0,91·10-30kg, och laddning, e = 1,6021·10-19C, och vågor med våglängden . • Fotoner (och även elektroner) karaktäriseras av sin energi, E = h·, liksom av sin våglängd , Plancks konstant h = 6,626·10-34 J·s • våglängd · frekvens = hastighet (m) (s.-1 = H2) (ms-1) eller · = c för ljus c = 3,00·108m/s 700nm – 400nm Röntgen (x-rays) =  – strålar < 3nm

  3.  = = c 3,00·108ms-1 __ __________ 470·10-9m Blått ljus 470nm ()  = 6,4·1014s-1 = 6,4·1014s-1 Energin = hv = 6,63·10-34J s·6,4·1014s-1 E = 4,2·10-19Jper foton Per mol: 6,022·1023·4,2·10-19J = 250kJ Jämför!

  4. SPEKTROSKOPI hc hc __ __ E E Spektroskopi är det experimentella studiet av växelverkan mellan strålning och materia, där skillnader mellan olika energinivåer observeras och mäts. Absorptionsspektrum: Kontinuerlig strålning Kontinuerligt spektrum med mörka linjer vid  = gasmassa Emissionsspektrum: Ett antal linjer vid  = gasmassa Se BD: tabell 3.2, C2

  5. E1 h·c __ __  __ __ c h3 n2 R = 22 · · = 1,097· 107m-1 mee4 Bohrs modell för väteatomen Bohrs ekvation E = h· = Rydbergs formel (Janne Rydberg. 1854-1919, fysikprofessor i Uppsala) __ __ ___ ___ 1  1 1 = = R · Z2 · ( - )  c ni2 nf2 Rydberg konstant Energinivåerna En = - , n = 1, 2, 3, .... ∞

  6. Alla spektroskopiska observationer av H-atomen E = h Väteatomens storlek, Bohr-radien a0 a0 = 0,53Å Elektronens hastighet (avståndet mellan a0 från atomkärnan) 1 ___ Ve = · c ms-1 137

  7. ___ h 4 Atomernas och elektronernas värld styrs av: Schrödingerekvationen (1926) här given i den sk tids-oberoende formen för en elektron som rör sig i 3dimensioner. Lösningarna till denna differentialekvation är dels energinivåer (egenvärden), dels vågfunktioner, även kallade orbitaler (egenfunktioner). Heisenbergs osäkerhetsprincip (1927) E · t = p · x ≥ = 0,5273 · 10-34 J·s

  8. Atomorbitaler och energinivåer betecknas – karaktiseras – med fyra kvanttal: • Huvudkvanttalet n = 1, 2, 3 , 4, ... ∞ • Bikvanttalet l = 0, 1, 2, 3, ... (n-1) s, p, d, f, ... • Magnetiska kvanttalet m = -l, -(l-1), ..., -1, 0, 1, ..., (l-1), l • Spinnkvanttalet s = + ½ or -½

  9. s skarp p principal d diffuse f fundamental Exempel: Om n = 4, kan l vara 0, 1, 2 eller 3. Om l = 3, kan m vara -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, i detta fall kallas atomorbitalerna ”4f-orbitaler”, sju till antalet, var och en med sitt speciella m-värde. Pauliprincipen: två elektroner i samma atom kan inte ha alla fyra kvanttalen lika.  De 14 lantanoidelementen.

  10. hc Eh __ __ ___ E = mc2  c2 ·c E = h·v = m = = Sammanfattning • våg-partikel dualismen Vågor Energi Partiklar  = c·  elektromagnetisk strålning (c m/s) h • ___  = EKE = ½ mv2 m·v m(kg) v(m/s)

  11. H 27:30 Na(g) Na+(g) + e-H = 495kJ/mol = Går det att jonisera Na(g) med  = 589nm? Joniseringsenergin E(per foton) E(per mol) < 495kJmol-1 Ljuset( = 589nm) har inte tillräcklig energi att jonisera Na(g). Men vad är den längsta våglängden för att kunna slita loss en elektron från Na(g)? E(per foton)

  12. Ex. Jämför  för e- (m = 9,11·10-31kg, v = 1,0·107m/s) med en boll (m = 0,10kg, v = 35m/s) 1J = 1kg·m2/s2 , h = 6,626·10-34kg·m2/s

  13. __ Z2 E = - 2,178·10-18J = - h·c·R· n2 __ Z2 n2 -E1 ___ n2 • Bohrs modell för väteatomen n = 4 n = 3 n = 2 n = 1 z (för väte, Z =1) nE eller E = (E1 = 1312kJ/mol i BD) = Joniseringsenergin)

  14.  emitterar h 27:50(a): Beräkna  för övergången n=4  n=3 i väteatomen

  15. 27:9 • En orbital beskrivs av huvudkvantalet n, bikvantalet l och magnetiska kvantalet m. (Här: n = n i Bohrs modell) Kvantmekanisk modellför väteatmonen Schrödningerekvationen  vågfunktionen  = atomorbital Bara vissa vågor är möjliga. Varje våg = spec. Energi  bara vissa energier finns.

  16. l = 0 = 2s m = 0 2s n = 2 m = -1 l = 1 = 2p m = 0 2px, 2py, 2pz m = 1 l = 0 = 3s m = 0 3s m = -1 l = 1 = 2p m = 0 3px, 3py, 3pz m = -2 m = -1 l = 2 = 3d m = 0 m = 1 m = 2 3dxy, 3dyz, 3dxz 3dx2y2, 3dz2 n = 3 m = 1 Grund-tillstånd för H n = 1 l = 0 = 1s m = 0 1s Exicterade tillstånd för väteatomen För H: alla orbitaler med samma n har samma energi.

  17. S N N S e- e- p · x ≥ h __ 4 • Det 4:de kvanttalet • Paulis princip • Varför har elektroner obestämda lägen?  Spinnkvanttalet s = ½, -½  Högst 2 elektroner per orbital (och i så fall med olika spinn ). Heisenbergs osäkerhetsrelation:

  18. Ex. Beräkna x för en elektron med P = mv = 9,11·10-31kg·0,100m/s v = 0,100m/s och jämför x med radien för H atomen. Väteatomens radie (Bohr-radien) ao = 0,53·10-10m x >> ao Slutsats: om man vet elektronens hastighet med god noggrannhet, då vet man inte alls var elektronen är.

  19. Jfr., x för en boll med m = 145 g, v = 0,100 m/s.

  20. Energinivåer i orbitalet H (Z = 1) Li (Z = 3) Na (Z = 11) 3s 3p 3d 3d 3d 3p 3s 3p 3s 3s 3p Energi 3p 3s 3p 3s 3s 3s 3s

  21. Atomer med flera elektroner: Inre elektroner skärmar kärnans laddning. 11+ Zeff+ [10 andra e-] e-  e- Na per foton eller Joniseringsenergi (BD. Tabell 4·1) Från E (experimentellt) kan man beräkna Zeff.

  22. Hur fylls orbitalerna med e-? Paulis princip: Max 2e-/orbital och då med motsatta spinn. Hunds regel = principen om maximal multiplicitet: När elektroner börjar fylla orbitaler med samma energinivå (t.ex. de 3 p-orbitalerna eller de 5 d-orbitalerna) fylls först en e- i varje orbital.

  23. Aufbau – principen:                                                      1s 2s 2p Elektronfiguration H He Li Be B C N O F Ne Na 1s1 1s2 1s2 2s1 1s2 2s2 1s2 2s2 2p1 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s1 = [Ne] 3s1 3s 

  24. 5f 6d 7p 4s fylls före 3d: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 3d 6s 4p 5s

  25.            Sedan kommer: 4f fylls Lantanoider (14) 5f fylls Aktinoider (14) Övergångsmetaller: d-orbitalerna 3d 4s   Sc (21) [Ar] Ti (22) [Ar] V (23) [Ar] Cr (24) [Ar] [Ar] 4s2 3d1 [Ar] 4s2 3d2 [Ar] 4s2 3d3 [Ar] 4s1 3d5         Specialregel: hel- och halvfyllda d-orbitaler är särskilt gynnade. [Ar] 4s1 3d10 [Xe] 6s2 5d1  Cu (29) [Ar] La (57) [Ar] 5d 6s 

  26. Periodiska systemet Mendeleev 1869 Fysikaliska egenskapers periodicitet Atomradier Jonradier Joniseringsenergi: Na(g)  Na+(g) + e- E = 496 kJ/mol Elektronaffinitet Cl(g) + e-  Cl-(g) E = -349 kJ/mol Grundämnenas namn på svenska: Se kompendium i elementär labteknik, sid 18-21.

More Related