Kapitel 2: Flashcards
Die Studierenden können die Lichtemission (Spektrallinien) von angeregten Atomen und den Zusammenhang mit ihrer Elektronenkonfiguration erklären.
-> Es ergibt sich ein Linienspektrum, in dem die einzelnen Wellenlängen (Farben) sich in Form von Spektrallinien zeigen.
Anhand Bohrschen Atommodell:
Durch Energie kann ein Elektron auf eine höhere Schalle gelangen (Angeregter Zustand), wenn das Elektron wieder zurück in den Grundzustand (niedrigste Energie) fällt, wird Energie emittiert (Spektrallinie).
Je nach dem wie viele Schallen das Elektron zurück “springt” oder von welcher zu welcher wird anderes Licht emittiert.
Spektrallinien entsprechen der Energieänderungen, die auftreten, wenn ein Elektron von einer höheren Kreisbahn mit der Quantenzahl n2 auf eine niedrigere Bahn der Quantenzahl n1 herabfällt (n2 muss > n1).
Die Quantenzahl n ist eine ganze Zahl und beschreibt die erlaubten Bahnen, auf denen sich das Elektron bewegen kann.
Anhand Orbitalen:
Beim Übergang eines Elektrons von einem Orbital zum
anderen wird die Energiedifferenz in Form eines Photons abgegeben – genau wie bei dem von Bohr vorgeschlagen Atommodell.
Hinweis:
-> Die Komplementärfarbe zu einer gegebenen Farbe ist immer diejenige, die entsteht, wenn die gegebene Farbe aus weiß erscheinendem Licht entfernt wird.
Die Studierenden können den allgemeinen Aufbau (Chromophoren, auxo- und antiauxochrome Gruppen) farbiger, kovalenter Verbindungen erkennen, beschreiben und erklären, sowie das Energiediagramm der Molekülorbitale (bindend (HOMO)/antibindend (LUMO)) für einfache Moleküle aufzeichnen.
Chromophor:
Charakteristische Atomgruppe, die einem Molekül eine Farbe verleihen kann. Alle diese Chromophore enthalten leicht anzuregende π-Elektronen und sind
folglich ungesättigt.
Auxochrome Gruppe:
Auxochrome Gruppe sind funktionelle Gruppen in Farbstoff-Molekülen, die das Absorptionsmaximum einer bereits vorhandenen farbigen Gruppe (Chromophor) verschieben, und dadurch eine Farbänderung hervorrufen. Meistens ist die gewünschte Farbänderung eine Verschiebung zu längeren Wellenlängen (bathochromer Effekt), weil die Absorption des Chromophors für sich alleine oft im
UV-Bereich liegt, der für das menschliche Auge nicht sichtbar ist.
- sind Elektronendonatoren, d.h. Substituenten mit +M-Effekt
- müssen dafür freie Elektronenpaare besitzen
Antiauxochrome Gruppen:
- sind Elektronenakzeptoren, d.h. Substituenten mit -M-Effekt.
- müssen dafür Mehrfachbindungen besitzen
- wirken nur in Kombination mit einem entsprechend konjugierten Auxochrom
Was ist ein bindenden Orbital? HOMO
Eine konstruktive Kombination von Atomorbitalen führt zu einer niedrigeren Energie Gesamtenergie und heisst bindendes Orbital.
Was ist ein antibindendes Orbital? LUMO
Eine destruktive Kombination von Atomorbitalen führt zu einer höheren Energie Gesamtenergie und heisst antibindendes Orbital.
ΔE: Energiedifferenz zwischen dem höchsten besetzten Molekülorbital (engl.: highest occupied molecular Orbital, HOMO) und den tiefesten unbesetzten Molekülorbital (engl.: lowest unoccupied molecular Orbital, LUMO).
Die Studierenden können den Zusammenhang zwischen HOMO/LUMO Molekülorbitalen, der Wellenlänge des absorbierten Lichtes und der tatsächlichen Farbe von Farbstoffen erklären.
Mit wachsender Zahl konjugierter Doppelbindungen – d.h. mit der Länge des delokalisierten π-Systems – werden die Energiedifferenzen ΔE (HOMO → LUMO)
immer geringer.
Damit Absorption im sichtbaren Gebiet des Spektrums möglich ist, dürfen die Energiedifferenzen zwischen HOMO und LUMO nicht zu gross sein, was dann der Fall
ist. wenn die π-Elektronen des Chromophors stark delokalisiert sind.
Konjugierte Polyene absorbieren im Bereich des sichtbaren Lichts erst bei einer Kette von 9 Doppelbindungen.
Die Studierenden können die Synthese und die Anwendung eines gewöhnlichen Textilfarbstoffes experimentell vorführen und erklären.
Synthese:
Färbung:
Hinweis: Indigo ist ein sogenannter “Küpenfarbstoff”, da er vor dem Färbevorgang erst in eine lösliche Form überführt werden muss: Diese Lösung ist nur schwach gelb gefärbt und heisst Küpe.
- Indigoblau wird reduziert zu Indigoweiss
- Stoff wird in Lösung (gelb) gegeben
- an der Luft oxidiert das Indigoweiss wieder zu Indigoblau -> Stoff wurde blau gefärbt
Womit hatte Bohr recht und wo lag er falsch?
Bohr hatte Recht mit seiner Vermutung, dass…
… die Elektronen nur in bestimmten Energiezuständen auftreten und
… die Spektrallinien, die ein Atom emittiert, beim Übergang der Elektronen zwischen den verschiedenen Zuständen entstehen.
Bohr hatte Unrecht mit seiner Vermutung, dass…
… Elektronen auf festen Bahnen um den Kern kreisen
Bohr wusste nichts von Welle-Teilchen-Dualismus
Jedes Teilchen hat eine Wellenlänge, die eng mit seiner
Masse und seiner Geschwindigkeit verbunden ist, und die durch die de Broglie-Beziehung beschrieben wird:
Welche Konsequenz hat die Welleneigenschaft von Elektronen?
Wir können für eine sich auf einer Wasseroberfläche ausbreitenden Wasserwelle nicht sagen, an welchem Ort genau sich die Welle eigentlich befindet. Folglich
können wir auch nicht den Ort des Elektrons in einem Atom genau angeben, was Bohr in seinem Modell doch gemacht hatte: Das Elektron umkreist den Kern keineswegs so, wie ein Planet die Sonne umrundet.
In der Quantenmechanik wird anstelle eines bestimmten Ortes, an dem sich ein Teilchen aufhält, nur die Wahrscheinlichkeit angegeben, mir der man das Teilchen an einer bestimmten Stelle auffinden kann.
-> Ein Atomorbital oder einfach ein Orbital kann man sich als einen abgegrenzten Raumbereich vorstellen, in dem die Wahrscheinlichkeit, das Elektron anzutreffen, hoch ist (etwa 90 %).
Wie können Orbitale beschriftet werden?
Schrödinger stellte fest, dass jedes Atomorbital durch drei Quantenzahlen charakterisiert wird: Eine Quantenzahl kennzeichnet den Zustand eines Elektrons und spezifiziert den Wert einer Eigenschaft
- Hauptquantenzahl n (n = 1,2,3,…)
- Nebenquantenzahl l (l = 0,1,2, …, n-1)
- magnetische Quantenzahl m (m = -l, -l+1, … 0 … l -1, l)
Welche Konsequenz hat die Welleneigenschaft von Elektronen?
Wir können für eine sich auf einer Wasseroberfläche ausbreitenden Wasserwelle nicht sagen, an welchem Ort genau sich die Welle eigentlich befindet. Folglich
können wir auch nicht den Ort des Elektrons in einem Atom genau angeben, was Bohr in seinem Modell doch gemacht hatte: Das Elektron umkreist den Kern keineswegs so, wie ein Planet die Sonne umrundet.
In der Quantenmechanik wird anstelle eines bestimmten Ortes, an dem sich ein Teilchen aufhält, nur die Wahrscheinlichkeit angegeben, mir der man das Teilchen an einer bestimmten Stelle auffinden kann.
-> Ein Atomorbital oder einfach ein Orbital kann man sich als einen abgegrenzten Raumbereich vorstellen, in dem die Wahrscheinlichkeit, das Elektron anzutreffen, hoch ist (etwa 90 %).
Die Wahrscheinlichkeit ist am grössten in der Nähe des Kerns und wird mit wachsender Entfernung immer geringer. Die Wahrscheinlichkeit ist in jeder Richtung
gleich.
Was ist ein Chromophor?
Charakteristische Atomgruppe, die einem Molekül eine Farbe verleihen kann. Alle diese Chromophore enthalten leicht anzuregende π-Elektronen und sind
folglich ungesättigt.
Die Farbigkeit eines Farbstoffes beruht auf einem Chromophor, dessen natürliche Farbigkeit durch auxochrome Gruppen („Farbhelfer“) beeinflusst werden kann.
Wie funktioniert die Valenca-Bond-Theorie?
Die Valence-Bond-Theorie (VB-Theorie) beschreibt die Bindungsbildung als die Verschmelzung von Atomorbitalen der Valenzschale benachbarter Atome und die Paarung von Spins der Elektronen in diesen Orbitalen.
Das Verschmelzen zweier Atomorbitale, das zur Bildung eines neuen, mit zwei gepaarten Elektronen besetzten Molekülorbitals führt, bezeichnet man als
Überlappung der Atomorbitale.
Die Entstehung eines Molekülorbitals ist die Folge der Kombination der zwei Wellenfunktionen der beiden Atomorbitale.
- Konstruktive Interferenz
- Destruktive Interferenz
Bestimmen Sie die Atomorbitale der Valenzschale in denen sich ungepaarte Elektronen befinden.
2. Bilden Sie aus diesen Elektronen Paare, und lassen Sie die Atomorbitale, die sie besetzen, miteinander überlappen, so dass Sie zu σ-Bindungen (durch Kopf-an-Kopf Überlappung) oder π-Bindungen (durch seitliche Überlappung) gelangen.
Was sind π-Bindungen
Eine π-Bindung besteht aus zwei Elektronen, die ein Molekülorbital besetzen, das zwei Orbitallappen auf jeder Seite der Kernverbindungsachse aufweist.
Die Tatsache, dass π-Bindungen Elektronenwolken auf jeder Seite der Kernverbindungsachse aufweisen, bedeutet nicht, dass es sich auch um zwei
Bindungen handelt: Eine π-Bindung ist eine Bindung mit zwei Orbitallappen.
Die Schlussfolgerungen bezüglich der Rolle von π-Bindungen bei der Beschreibung von Molekülen mit Mehrfachbindungen lassen sich verallgemeinern.
- Eine Einfachbindung besteht aus einem gemeinsamen Elektronenpaar in einer π-Bindung.
- Eine Doppelbindung besteht aus zwei gemeinsamen Elektronenpaaren in einer σ- und einer π-Bindung.
- Eine Dreifachbindung besteht aus drei gemeinsamen Elektronenpaaren in einer σ-Bindung und zwei π-Bindungen.
Was sind Mesomerieeffekte?
Mesomerieeffekt (M-Effekt):
Wenn sich freie Elektronenpaare oder -Elektronen von
Doppelbindungen an der Mesomerie eines Chromophors beteiligen:
- Ein +M-Effekt liegt vor, wenn durch Mesomerie die Elektronendichte im Chromophor erhöht wird.
- Ein -M-Effekt liegt vor, wenn durch Mesomerie die Elektronendichte im Chromophor vermindert wird.
