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AA AK > Anorganik Seminaraufgaben > Flashcards

Anorganik Seminaraufgaben Flashcards

1
Q

Welche Arten von bindenden Wechselwirkungen konnen in Festkörpern auftreten?
Beschreiben Sie die einzelnen Wechselwirkungsarten und ordnen Sie diese nach deren Stärke.

A
  1. Van-der-Waals-Wechselwirkungen
  2. Wasserstoffbrückenbindungen
  3. Kovalente Bindungen
  4. Metallische Bindung
  5. Ion-Ion-Wechselwirkungen (ionische Bindung)
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2
Q

Betrachten Sie die CsCl-Struktur. Bestimmen Sie die Koordinationszahlen der einzelnen Ionen in den Strukturen. Zeichnen Sie die Elementarzellen der einzelnen Strukturtypen und bestimmen Sie die Anzahl der Atome pro Elementarzelle.

A

Beide Ionensorten bilden eine kubisch primitiv Teilstruktur. Die Caesium-Ionen sind von acht Chlorid-Ionen in Form eines Würfels umgeben (und umgekehrt) (CN=8:8).

Die CsCl-Struktur (BCC-Kristallstruktur) besteht aus kubisch dicht gepackten Ionen, wobei sich die Cs(I)-Ionen (Cäsium) in den kubischen Zwischenräumen befinden. Die Koordinationszahlen der Ionen und die Anzahl der Atome pro Elementarzelle können wie folgt beschrieben werden:

  • Koordinationszahl für Cs(I)-Ionen: 8. Jedes Cs(I)-Ion ist von 8 Cl(I)-Ionen umgeben.
  • Koordinationszahl für Cl(I)-Ionen: 8. Jedes Cl(I)-Ion ist von 8 Cs(I)-Ionen umgeben.

Elementarzelle der CsCl-Struktur:

  • Die Elementarzelle der CsCl-Struktur ist eine einfache kubische Elementarzelle, in der sich ein Cs(I)-Ion in der Zentrumslage und ein Cl(I)-Ion in jeder der Ecken der Würfelflächen befindet.

Anzahl der Atome pro Elementarzelle:

+ Die CsCl-Struktur enthält 2 Atome pro Elementarzelle: 1 Cäsiumatom (Cs) und 1 Chloratom (Cl).

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3
Q

Warum ist der Ionenradius eines Kations immer kleiner als der Atomradius des neutralen Elements? Warum sind Anionen immer groer als die Neutralelemente, von denen sie sich ableiten?

A
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4
Q

Bestimmen Sie die Miller-Indices für die folgende kristallographische Ebene.

A

1,0,1

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5
Q

Bestimmen Sie die Miller-Indices für die folgende kristallographische Ebene.

A

1,1,0

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6
Q

Bestimmen Sie die Miller-Indices für die folgende kristallographische Ebene.

A

0,1,1

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7
Q

Bestimmen Sie die Miller-Indices für die folgende kristallographische Ebene.

A
  • Ebene darf nicht den Ursprung schneiden -> Verschieben
  • -1,0,1
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8
Q

Bestimmen Sie die Miller-Indices für die folgende kristallographische Ebene.

A
  • Ebene darf nicht den Ursprung schneiden -> Verschieben
  • -1,0,1
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9
Q

Bestimmen Sie die Miller-Indices für die folgende kristallographische Ebene.

A
  • Ebene darf nicht den Ursprung schneiden -> Verschieben
  • -1,1,0
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10
Q

Bestimmen Sie die Miller-Indices für die folgende kristallographische Ebene.

A
  • Ebene darf nicht den Ursprung schneiden -> Verschieben
  • 0,-1,1
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11
Q

Bestimmen Sie die Miller-Indices für die folgende kristallographische Ebene.

A

1,1,2

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12
Q

Bestimmen Sie die Miller-Indices für die folgende kristallographische Ebene.

A

0,1,2

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13
Q

Bestimmen Sie die Miller-Indices für die folgende kristallographische Ebene.

A

2,0,1

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14
Q

Van-der-Waals-Wechselwirkungen

A
  • Art der Wechselwirkung: Van-der-Waals-Kräfte (zw. induzierten Dipolen)
  • Entstehen durch kurzzeitige Fluktuationen in der Elektronenverteilung von Molekülen
  • Induzierte Dipole: Ein Molekül kann ein benachbartes Molekül polarisieren, was eine temporäre Anziehung erzeugt
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15
Q

Wasserstoffbrückenbindungen

A
  • Art der Wechselwirkung: Wasserstoffbrückenbindungen (auch H-Brücken genannt)
  • Ursprung: Spezielle Art der Dipol-Dipol-Wechselwirkung zwischen einem Wasserstoffatom (H) mit einem Teilelektronenmangel und einem elektronegativen Atom (z. B. Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor)
  • Beteiligte Moleküle: Moleküle, die Wasserstoffatome mit einer starken Teilelektronenmangel-führenden Gruppe (Akzeptor) und einer H-Brücken-Donorgruppe enthalten.
  • Anziehungskraft: Der positive Teil des Wasserstoffatoms (H) zieht die negativ geladene Elektronenwolke des Akzeptormoleküls an
  • Richtungsabhängigkeit: H-Brücken sind linear und haben eine bevorzugte Richtung zwischen den beteiligten Atomen
  • Beispiel: Wasserstoffbrücken zwischen Wassermolekülen verursachen hohe Oberflächenspannung und hohe Siedepunkte
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16
Q

Kovalente Bindungen

A
  • Ursprung: Gemeinsame Nutzung von Elektronenpaaren zwischen zwei Atomen
  • Beteiligte Moleküle: Zwei Atome, die Elektronen teilen, um stabilere Elektronenkonfigurationen zu erreichen
  • Elektronenpaar: Ein oder mehrere Elektronenpaare werden zwischen den Atomen geteilt, Überlappung der Atomorbitale, bindene und antibindende Orbitale
  • Richtungsunabhängig: Die Elektronenpaare sind räumlich um den Bindungsachse verteilt, sodass kovalente Bindungen in alle Richtungen wirken können, Bindungskraft ist gerichtet und lokalisiert zwischen zwei Bindungspartnern
  • Beispiel: In einem Wassermolekül (H2O) teilen sich zwei Wasserstoffatome und ein Sauerstoffatom Elektronenpaare, um eine kovalente Bindung zu bilden.
17
Q

Metallische Bindungen

A
  • Art der Bindung: Metallische Bindungen
  • Ursprung: Elektronensea-Modell, bei dem positive Metallionen in einem “Meer” aus delokalisierten Valenzelektronen schwimmen, bewegliche Valenzelektronen und Kationen
  • Beteiligte Moleküle: Metallatome, die Valenzelektronen gemeinsam in einem Elektronensea teilen
  • Delokalisierte Elektronen: Valenzelektronen sind nicht an bestimmte Metallionen gebunden, sondern bewegen sich frei durch die gesamte metallische Struktur, ungerichtet und delokalisiert
  • Richtungsunabhängig: Metallische Bindungen erstrecken sich in alle Richtungen über die Metallstruktur
  • Legierungen: Metallische Bindungen ermöglichen auch die Bildung von Legierungen, bei denen Atome unterschiedlicher Metalle in einer kristallinen Struktur miteinander verbunden sind.
  • Theoretische Beschreibung: Metallische Bindungen werden in der Festkörperphysik und -chemie durch Modelle wie das Elektronengasmodell und die Bandstrukturtheorie beschrieben.
  • Beispiel: In einem Stück Kupfer bilden die Kupferatome ein Elektronensea aus delokalisierten Elektronen, die sich frei durch das Metall bewegen.
18
Q

Ionische Bindungen

A
  • Art der Bindung: Ionische Bindungen
  • Ursprung: Elektrostatische Anziehung zwischen positiv geladenen Ionen (Kationen) und negativ geladenen Ionen (Anionen), Coulomb-Wechselwirkungen
  • Beteiligte Moleküle: Ionen, die durch Elektronentransfer entstehen und unterschiedliche Ladungen haben
  • Stärke: Stark, aber schwächer als kovalente Bindungen und metallische Bindungen
  • Elektronentransfer: Ein Atom gibt Elektronen ab und wird dadurch zu einem positiv geladenen Ion (Kation), während ein anderes Atom Elektronen aufnimmt und zu einem negativ geladenen Ion (Anion) wird.
  • Ionenbindungsbildung: Ionen mit entgegengesetzten Ladungen ziehen sich aufgrund der elektrostatischen Kräfte an und bilden ein ionisches Gitter.
  • Richtungsabhängig: Ionische Bindungen wirken in einem regelmäßigen, dreidimensionalen Gittermuster, sind ungerichtet,
  • Beispiel: In einem Natriumchlorid (NaCl) Molekül gibt Natrium (Na) ein Elektron ab, um zum positiv geladenen Natriumion (Na+) zu werden, während Chlor (Cl) das Elektron aufnimmt und zum negativ geladenen Chloridion (Cl-) wird.
19
Q

Betrachten Sie die NaCl-Struktur. Bestimmen Sie die Koordinationszahlen der einzelnen Ionen in den Strukturen. Zeichnen Sie die Elementarzellen der einzelnen Strukturtypen und bestimmen Sie die Anzahl der Atome pro Elementarzelle.

A

Die Natriumionen besetzen alle Oktaederlücken in einer kubisch-dichtesten (kubisch-flächenzentrierten) Packung von Chloridionen (und umgekehrt).

Die NaCl-Struktur (kubisch-flächenzentrierte Kristallstruktur) besteht aus kubisch dicht gepackten Ionen, wobei sich die Na(I)-Ionen (Natrium) in den Zentrumslagen der Elementarzelle befinden und die Cl(I)-Ionen (Chlor) sich in den Mitte jeder der sechs Flächen des Würfels befinden. Die Koordinationszahlen der Ionen und die Anzahl der Atome pro Elementarzelle können wie folgt beschrieben werden:

  • Koordinationszahl für Na(I)-Ionen: 6. Jedes Na(I)-Ion ist von 6 Cl(I)-Ionen umgeben.
  • Koordinationszahl für Cl(I)-Ionen: 6. Jedes Cl(I)-Ion ist von 6 Na(I)-Ionen umgeben.

Elementarzelle der NaCl-Struktur:
- Die Elementarzelle der NaCl-Struktur ist eine flächenzentrierte kubische Elementarzelle, in der sich ein Na(I)-Ion in der Zentrumslage und ein Cl(I)-Ion in der Mitte jeder der sechs Flächen des Würfels befindet.

Anzahl der Atome pro Elementarzelle:
- Die NaCl-Struktur enthält 2 Atome pro Elementarzelle: 1 Natriumatom (Na) und 1 Chloratom (Cl).

20
Q

Betrachten Sie die Zinkblende-Struktur. Bestimmen Sie die Koordinationszahlen der einzelnen Ionen in den Strukturen. Zeichnen Sie die Elementarzellen der einzelnen Strukturtypen und bestimmen Sie die Anzahl der Atome pro Elementarzelle.

A

Bei der Zinkblene-Struktur bilden beide Ionensorten kubisch dichteste (kubisch flächenzentrierte) Teilgitter. Die Zn-Atome sind von vier S-Atomen in Form eines Tetraeders umgeben (und umgekehrt) (CN=4:4).

Die Zinkblende-Struktur besteht aus kubisch-flächenzentrierten Ionen, wobei sich die Zn(II)-Ionen (Zink) in den Zentrumslagen der Elementarzelle befinden, und die S(II)-Ionen (Schwefel) befinden sich in der Mitte jeder der sechs Flächen des Würfels. Die Koordinationszahlen der Ionen und die Anzahl der Atome pro Elementarzelle können wie folgt beschrieben werden:

  • Koordinationszahl für Zn(II)-Ionen: 4. Jedes Zn(II)-Ion ist von 4 S(II)-Ionen umgeben.
  • Koordinationszahl für S(II)-Ionen: 4. Jedes S(II)-Ion ist von 4 Zn(II)-Ionen umgeben.

Elementarzelle der Zinkblende-Struktur:
- Die Elementarzelle der Zinkblende-Struktur ist eine flächenzentrierte kubische Elementarzelle, in der sich ein Zn(II)-Ion in der Zentrumslage und ein S(II)-Ion in der Mitte jeder der sechs Flächen des Würfels befindet.

Anzahl der Atome pro Elementarzelle:
- Die Zinkblende-Struktur enthält 2 Atome pro Elementarzelle: 1 Zinkatom (Zn) und 1 Schwefelatom (S).

21
Q

Warum ist der Ionenradius eines Kations immer kleiner als der Atomradius des neutralen Elements? Warum sind Anionen immer groer als die Neutralelemente, von denen sie sich ableiten?

A

Kationsbildung (positiv geladene Ionen):
- Ein Kation entsteht, wenn ein Atom Elektronen aus seiner äußeren Valenzschale verliert, um eine positive Ladung zu erhalten und eine stabile Elektronenkonfiguration zu erreichen.
- Hierdurch steigt die effektive Kernladung pro Elektron, so dass diese von der effektiven Kernladung des Atomkerns stärker angezogen werden, was zu einem kleineren Kationsradius im Vergleich zum Atomradius führt.
- Verlust der äußeren Valenzschale

Anionenbildung (negativ geladene Ionen):
- Ein Anion entsteht, wenn ein Atom Elektronen in seine äußere Valenzschale aufnimmt, um eine negative Ladung zu erhalten und eine stabile Elektronenkonfiguration zu erreichen.
- Beim Elektronenzuwachs erhöht sich die Elektronenanzahl in der äußeren Valenzschale
- Hierdurch sinkt die effektive Kernladung pro Elektron, dass sich die äußeren Elektronen weiter vom Atomkern entfernen, was zu einem größeren Anionenradius im Vergleich zum Atomradius führt.

22
Q

Definieren Sie den Begriff Phasenumwandlung.
Welche Arten von Phasenumwandlung werden nach Buerger unterschieden?

A

Eine Phasenumwandlung ist ein Vorgang, bei dem sich irgendeine
Eigenschaft eines Stoffes diskontinuierlich (sprunghaft) ändert, bspw. spezifische Wärme, Elastizität, Kompressibilität, Viskosität, Farbe, elektrische Leitfähigkeit, Magnetismus, Löslichkeit, Symmetrie.
In der Regel mit einer Strukturänderung verbunden.

  1. Rekonstruktive Phasenumwandlungen: Chemische Bindungen werden aufgebrochen und neu geknüpft, es erfolgt ein Umbau der Struktur mit erheblichen Atombewegungen.
  2. Displazive Phasenumwandlungen: Die Atome werden nur ein wenig verrückt, es werden allenfalls intermolekulare Bindungen (z. B. Wasserstoffbrücken) gelöst und neu geknüpft, aber keine primären chemischen Bindungen.
  3. Ordnungs-Unordnungs-Umwandlungen: Verschiedene Atome, die gleiche Atomlagen statistisch besetzen, ordnen sich aus oder umgekehrt
    * z.B. Legierung (bei hoher Temperatur, AuCu, AuCu3 alle geordnet) - intermetallische Verbindung (bei niedriger Temperatur)
23
Q

Erklären Sie Legierung und intermetallische Verbindung anhand von Zink und Kupfer.

A

Zink und Kupfer können sowohl eine Legierung als auch eine intermetallische Verbindung bilden, je nach ihrer Zusammensetzung und den thermodynamischen Bedingungen.

  1. Legierung:
    • Wenn Zink und Kupfer in beliebigen Verhältnissen gemischt werden, ohne dass eine bestimmte chemische Verbindung gebildet wird, handelt es sich um eine Legierung.
    • In diesem Fall sind die Atome von Zink und Kupfer in der Legierung nicht in einer festen, regelmäßigen Struktur angeordnet, sondern in einer ungeordneten Verteilung.
    • Die Legierung wird als Mischkristall bezeichnet, da die Atome beider Metalle in einem einzigen Gitternetzwerk verteilt sind.
    • Diese Legierung kann auch als Messing bekannt sein, wenn sie einen hohen Kupferanteil enthält.
  2. Intermetallische Verbindung:
    • Wenn Zink und Kupfer in einem bestimmten stöchiometrischen Verhältnis gemischt werden und eine chemische Verbindung mit einer festen, regelmäßigen Anordnung der Atome gebildet wird, handelt es sich um eine intermetallische Verbindung.
    • In diesem Fall haben Zink und Kupfer eine spezifische chemische Formel und eine wohldefinierte Kristallstruktur.
    • Ein Beispiel für eine intermetallische Verbindung aus Zink und Kupfer ist die Verbindung CuZn2 (Kupferzink oder Γ-Phase).

In einigen Fällen kann eine Legierung mit der Zeit zu einer intermetallischen Verbindung reagieren, wenn die Bedingungen für die Bildung dieser Verbindung gegeben sind.

24
Q

CaO wandelt sich bei einem Druck von 65 GPa vom NaCl- zum CsCl-Typ um.
Welcher Art ist die Umwandlung?

A
  • Rekonstruktive Phasenumwandlung: Bei einer rekonstruktiven Phasenumwandlung findet eine grundlegende Neuorganisation der Atome statt, um von einer Kristallstruktur zur anderen zu gelangen. Dies geht über eine bloße Verschiebung der Atome hinaus und beinhaltet Änderungen in der Symmetrie, Koordinationszahl oder Atomverbindungen.
  • NaCl-Typ und CsCl-Typ: CaO (Calciumoxid) kristallisiert normalerweise im NaCl-Typ (kubisch-flächenzentrierte Struktur). Unter hohem Druck von 65 GPa erfolgt eine strukturelle Reorganisation, die zu einer Veränderung der Kristallstruktur in den CsCl-Typ (kubisch-raumzentrierte Struktur) führt.
  • Rekonstruktiver Charakter: Die Umwandlung von der KFZ-Struktur zur KRZ-Struktur geht über eine einfache Verschiebung der Atome hinaus und beinhaltet eine grundlegende Neuorganisation der Kristallstruktur. Dies entspricht dem rekonstruktiven Charakter einer Phasenumwandlung.
  • Von Koordinationszahl 6 zu 8
  • Koordinationszahl ändert sich
25
Q

Entscheiden Sie unter Zuhilfenahme der Ionenradienquotienten, ob der CaF2- oder Rutil-Strukturtyp für die folgenden Verbindungen wahrscheinlicher ist: NiF2, CdF2 und K2S.

A

r = r_M/r_X
a/2 = r_M + r_X

  • CsCl > 0,732 NaCl 0,414 > Zinkblende
  • Flourid > 0,732 Rutil 0,414
26
Q

NaF kristallisiert ebenfalls in NaCl-Typ, die Ionen-Radien sind mit denen in CaO vergleichbar. Bei welcher Verbindung wird der Coulomb-Anteil an der Gitterenergie größer sein?

A

Tatsächlich ist der Coulomb-Anteil an der Gitterenergie in CaO aufgrund der zweifachen Ladung der Ionen größer als in NaF, da dort nur einfach geladene Ionen vorhanden sind. Hier ist die korrigierte Erklärung:

  • Ladung der Ionen: Natriumion (Na+) ist einfach geladen (eine positive Ladung), während Calciumion (Ca2+) doppelt geladen ist (zwei positive Ladungen).
  • Coulomb-Anteil: Der Coulomb-Anteil an der Gitterenergie wird durch die elektrostatische Anziehungskraft zwischen den Ionen im Kristallgitter bestimmt. Eine größere Ladung der Ionen führt zu einer stärkeren elektrostatischen Anziehung, was den Coulomb-Anteil erhöht.

Daraus folgt:

  • In CaO wird der Coulomb-Anteil größer sein als in NaF, da das Calciumion (Ca2+) eine doppelte Ladung hat, im Vergleich zum einfach geladenen Natriumion (Na+). Die stärkere elektrostatische Anziehungskraft zwischen den doppelt geladenen Calciumionen und den doppelt negativ geladenen Sauerstoffionen führt zu einem größeren Coulomb-Anteil in CaO.
  • In NaF ist der Coulomb-Anteil geringer, da nur einfach geladene Ionen vorhanden sind, und die elektrostatische Anziehung zwischen den einfach geladenen Natriumionen und den einfach negativ geladenen Fluoridionen ist schwächer als in CaO.

Zusammenfassend ist der Coulomb-Anteil an der Gitterenergie in CaO größer als in NaF, aufgrund der doppelt geladenen Ionen in Calciumoxid im Vergleich zu den einfach geladenen Ionen in Natriumfluorid.

27
Q

Berechnen Sie die elektrostatische Bindungsstarke fur CaCl2 (Rutil-Strukturtyp) und bestimmen Sie die Koodinationszahl des Anions

A

Mithilfe der 2. und der 3. Pauling-Regel die elektrostatische Bindungsstärke berechnen.

  • Rutil: Koordinationszahl von Ca2+ ist 6, oktaedrisch koordiniert
  • Ladung von Ca2+ ist 2
  • Mithilfe der 2. Paulingregel die elektrostatische Bindungsstärke der Kationen bestimmen
  • s = 2/6; s = 1/3
  • Mithilfe der 3. Paulingregel die Koordinationzahl der Anionen
  • z = a * s; z = 1
  • a =1/s
28
Q

Wie ist Silikat koordiniert?

A

Immer tetraedisch koordiniert, also KZ von 4

29
Q

Im Granat, Mg3Al2Si3O12, ist ein O2{-Ion von 2 Mg2+-, 1 Al3+- und 1 Si4+- Teilchen umgeben. Es gibt Kationenlagen mit den Koordinationszahlen 4, 6 und 8.
Verwenden Sie die zweite Pauling-Regel um zu entscheiden, welche Kationen auf welche Plätze kommen.

A
  • Magnesium muss mit 2 multipliziert werden
  • Sauerstoff hat eine Ladung z von - 2
  • x = 2 = 2 * siMg + siAl + siSi
  • Ausprobieren
  • Si hat immer Koordinationszahl von 4
30
Q

Wie lässt die Gitterenergie von MgCl2 berechnen? Skizzieren Sie den Lösungsweg.

A

Entschuldigung für das Missverständnis. Hier ist der umgeformte Text, der sich auf die Berechnung der Gitterenergie von Magnesiumchlorid (MgCl2) mit dem Born-Haber-Kreisprozess bezieht:

Der Born-Haber-Kreisprozess beschreibt die Berechnung der Gitterenergie von Magnesiumchlorid (MgCl2) mithilfe eines thermodynamischen Zyklus basierend auf den Hess’schen Gesetzen. Dieser Kreisprozess ist von besonderer Bedeutung, da die direkte Messung der Gitterenergie oft schwierig ist. Daher ermöglicht er eine indirekte Berechnung dieser wichtigen Energiegröße.

Der Born-Haber-Kreisprozess umfasst die folgenden Schritte für die Bildung von Magnesiumchlorid:

  1. Bildung von Magnesiumchlorid (MgCl2):
    Mg (s) + Cl2 (g) → MgCl2 (s)
  2. Sublimationsenergie von Magnesium (S):
    Mg (s) → Mg (g) (Energieaufnahme, Sublimationsenergie von Magnesium)
  3. Dissoziationsenergie von Chlor Diss:
    Cl2 (g) → 2 Cl (g) (Energieaufnahme, Dissoziationsenergie von Chlor)
  4. Erste Ionisierungsenergie von Magnesium (IP1):
    Mg (g) → Mg+ (g) + e- (Energieaufnahme, erste Ionisierungsenergie von Magnesium)
  5. Zweite Ionisierungsenergie von Magnesium (IP2):
    Mg+ (g) → Mg2+ (g) + e- (Energieaufnahme, zweite Ionisierungsenergie von Magnesium)
  6. Elektronenaffinität von Chlor (EA): (2 EA, da beide Chloratome benötigt werden)
    2 Cl (g) + 2e- → 2Cl- (g) (Energieabgabe, Elektronenaffinität von Chlor)
  7. Gitterenergie (E):
    Mg2+ (g) + 2 Cl- (g) → MgCl2 (s) (Energieabgabe, Gitterenergie)

Der Born-Haber-Kreisprozess bildet einen geschlossenen Zyklus, bei dem die Summe aller Energien (Energieaufnahme minus Energieabgabe) gleich null sein sollte.

Die Gitterenergie von Magnesiumchlorid kann berechnet werden, indem die anderen bekannten Energien addiert und die Gitterenergie isoliert wird.

Eg = -ΔHf(MgCl2) + ΔHsub(Mg) + ΔHdis(Cl22) + ΔHion1(Mg) + ΔHion2(Mg) + 2 * ΔHEA(Cl) + ΔHlatt(MgCl2)

Dabei bedeuten die Symbole:

ΔHf(MgCl2) = Enthalpie der Bildung von Magnesiumchlorid (MgCl2)
ΔHsub(Mg) = Sublimationsenthalpie von Magnesium (Mg)
ΔHdis(Cl2) = Dissoziationsenthalpie von Chlor (Cl2)
ΔHion1(Mg) = Erste Ionisierungsenergie von Magnesium (Mg)
ΔHion2(Mg) = Zweite Ionisierungsenergie von Magnesium (Mg)
ΔHEA(Cl) = Elektronenaffinität von Chlor (Cl) Verdoppeln
ΔHlatt(MgCl2) = Gitterenergie von Magnesiumchlorid (MgCl2)
31
Q

Was besagt der Satz von Hess in Bezug auf die Gitterenergien?

A
  • Der Satz von Hess besagt, dass die Enthalpieänderung einer chemischen Reaktion unabhängig vom Reaktionsweg ist und nur von den Ausgangs- und Endzuständen abhängt.
  • Das bedeutet, dass die Gesamtenthalpieänderung zwischen einem Anfangszustand A und einem Endzustand C dieselbe ist, egal ob die Reaktion direkt von A nach C verläuft oder über eine andere Reaktionsfolge von A über Zwischenstufen B zu C.
  • Ausgangs- und Endzustand wichtig und entscheidend, dazwischen egal
  • In welche Teilschritte können wir die Reaktion unterteilen, so dass Gitterenergie, die nicht messbar ist, berechnet werden kann
32
Q

ZnS kristallisiert unter anderem in der Zinkblende-Struktur (kubische Elementarzelle).
Mittels Röntgendifraktometrie können die Netzebenenabstände in einem kristallinen Pulver bestimmt werden.
* ˆWelcher Zusammenhang besteht zwischen dem Gitterparameter a, den Miller’schen Indizes und den Netzebenenabstanden in einer kubischen Struktur?
* Berechnen Sie folgende Netzebenenabstande, wenn der Gitterparameter a =5.41 A beträgt: d111, d220 und d331.

A

d = a / √(h^2 + k^2 + l^2)

  • Die Miller’schen Indizes (hkl) geben die Richtungen und Ebenen in einem Kristallgitter an.
  • Die Indizes h, k und l repräsentieren die Schnittpunkte der Ebenen mit den Achsen des Kristallgitters.
  • Die Kehrwerte der Miller’schen Indizes (1/h, 1/k, 1/l) stehen im Verhältnis zu den Abständen zwischen den Ebenen.
  • Die Abstände zwischen den Ebenen werden als Netzabstände bezeichnet und können mit Hilfe der Miller’schen Indizes berechnet werden.Die Formel zur Berechnung der Netzabstände ist: d = a / √(h^2 + k^2 + l^2), wobei a die Kristallgitterzahl ist.
  • Die Kristallgitterzahl a ist die Längeneinheit, die den Abstand zwischen den Gitterpunkten im Kristallgitter angibt.
  • Die Kristallgitterzahl a ist eine charakteristische Eigenschaft des jeweiligen Kristallgitters und kann experimentell gemessen oder theoretisch berechnet werden.

Zusammenfassend gesagt, stehen die Miller’schen Indizes in Beziehung zu den Netzabständen, die wiederum von der Kristallgitterzahl a abhängen. Die Miller’schen Indizes geben Informationen über die Orientierung von Ebenen und Richtungen im Kristallgitter, während die Netzabstände und die Kristallgitterzahl a die räumliche Anordnung der Atome im Kristall beschreiben.

d111 = 3,12
d200 = 1,91
d331 = 1,24

33
Q

Elementares Germanium kristallisiert in der Diamant-Struktur, der Gitterparameter a beträgt 5,6575 A.
* Berechnen Sie die Abstände der folgenden Netzebenen: (111), (220), (311) und (400).
* Bei welchen Winkeln 2 θ treten für diese Netzebenen Reflexe im Diffraktogramm auf (gamma = 1,54 A).

A
  • d = a / √(h^2 + k^2 + l^2)
  • 3,27
  • 2,00
  • 1,17
  • 1,41

Bragg-Gleichung:
* n * λ = 2 * d * sin(θ);
* Umstellen nach θ
* θ = sin^(-1)(n * λ / 2d)
* d aus der 1. Aufgabe einsetzen und θ mit 2 multiplierzen aufgrund der Aufgabenstellung.

n: Eine ganze Zahl, die als Beugungsordnung bezeichnet wird. Sie gibt die Anzahl der Wellenlängen der gestreuten Strahlung an.
λ: Die Wellenlänge der einfallenden Strahlung (z. B. Röntgenstrahlung oder Neutronenstrahlung).
d: Der Netzebenenabstand des Kristalls, der den Abstand zwischen parallelen Ebenen im Kristallgitter angibt.
θ: Der Beugungswinkel, unter dem die gestreute Strahlung beobachtet wird.
  • Die Bragg-Gleichung besagt, dass konstruktive Interferenz auftritt, wenn die 2 * d * sin(θ) ein ganzzahliges Vielfaches der Wellenlänge λ ist.
  • In anderen Worten, die gestreute Strahlung ist dann in Phase und addiert sich konstruktiv, was zu verstärkter Beugung führt.
  • Die Bragg-Gleichung ermöglicht die Bestimmung der Netzebenenabstände in einem Kristallgitter, wenn die Wellenlänge der einfallenden Strahlung bekannt ist und der Beugungswinkel gemessen wird.
  • Dieses Prinzip wird in der Röntgenbeugung verwendet, um die Struktur von Kristallen zu analysieren und Informationen über ihre atomare Anordnung zu erhalten.
34
Q

Beschreibe die Rekonstruktive Phasenumwandlung.

A

Eine Phasenumwandlung ist ein Vorgang, bei dem sich irgendeine
Eigenschaft eines Stoffes diskontinuierlich (sprunghaft) ändert, bspw. spezifische Wärme, Elastizität, Kompressibilität, Viskosität, Farbe, elektrische Leitfähigkeit, Magnetismus, Löslichkeit, Symmetrie.
In der Regel mit einer Strukturänderung verbunden.
* 1. Ordnung: Diskontinuierlich
* 2. Ordnung: Kontinuierlich

  1. Rekonstruktive Phasenumwandlungen: Chemische Bindungen werden aufgebrochen und neu geknüpft, es erfolgt ein Umbau der Struktur mit erheblichen Atombewegungen. Solche Umwandlungen verlaufen immer nach der ersten Ordnung.
35
Q

Beschreibe die Displasive Phasenumwandlung.

A

Eine Phasenumwandlung ist ein Vorgang, bei dem sich irgendeine
Eigenschaft eines Stoffes diskontinuierlich (sprunghaft) ändert, bspw. spezifische Wärme, Elastizität, Kompressibilität, Viskosität, Farbe, elektrische Leitfähigkeit, Magnetismus, Löslichkeit, Symmetrie.
In der Regel mit einer Strukturänderung verbunden.
* 1. Ordnung: Diskontinuierlich
* 2. Ordnung: Kontinuierlich

  1. Displazive Phasenumwandlungen: Die Atome werden nur ein wenig verrückt, es werden allenfalls intermolekulare Bindungen (z. B. Wasserstoffbrücken) gelöst und neu geknüpft, aber keine primären chemischen Bindungen. Die Umwandlungen können, müssen aber nicht, nach der zweiten Ordnung verlaufen.
36
Q

Beschreibe die Ordnungs-Unordnungs-Umwandlungen.

A

Eine Phasenumwandlung ist ein Vorgang, bei dem sich irgendeine
Eigenschaft eines Stoffes diskontinuierlich (sprunghaft) ändert, bspw. spezifische Wärme, Elastizität, Kompressibilität, Viskosität, Farbe, elektrische Leitfähigkeit, Magnetismus, Löslichkeit, Symmetrie.
In der Regel mit einer Strukturänderung verbunden.
* 1. Ordnung: Diskontinuierlich
* 2. Ordnung: Kontinuierlich

  1. Ordnungs-Unordnungs-Umwandlungen: Verschiedene Atome, die gleiche Atomlagen statistisch besetzen, ordnen sich aus oder umgekehrt.
    Häufig handelt es sich um eine Umwandlung zweiter Ordnung.
    * z.B. Legierung (bei hoher Temperatur, AuCu, AuCu3 alle geordnet) - intermetallische Verbindung (bei niedriger Temperatur)

AA AK (4 decks)

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