Übungsblätter Flashcards
(112 cards)
1
Q
Was sind die Grundkräfte?
A
1: Gravitationskraft: Wirkt auf jeden Körper mit Masse, nicht abschrimbar; unendliche Reichweite, nimmt ab mit zunehmender Entfernung
2: Elektromagnetische Kraft: wirkt anziehend oder abstoßend, ist abschirmbar; unendliche Reichweite, nimmt ab mit zunehmender Entfernung
3: schwache Wechselwirkung: wirkt im Atomkern, wichtig bei Kernreaktionen; 10^-16m
4: starke Wechselwirkungen: hält Proton & Neutron zusammen, wirkt im Atomkern; 10^-15m
2
Q
Aggregatzustände: Gas->Flüssig Gas->Fest Flüssig->Gas Flüssig->Fest Fest->Gas Fest->Flüssig
A
kondensieren resublimieren verdampfen/verdunsten erstarren sublimieren schmelzen
3
Q
Erklärung: Plasma
A
Plasma ensteht, indem man einem Gas soviel Energie hinzufügt, dass eine kritische Anzahl von Elektronen die Atomhülle verlassen. Teilchengemisch aus: Ionen, freie Elektronen, Gasmoleküle und angeregten gasmolekülen.
4
Q
Absolute Temperaturskala: Smp. Wasser Sdp Wasser Sdp Stickstoff Sublimationspunkt CO2 Sdp Helium Absoluter Nullpunkt
A
°C K 0 273,15 100 373,15 -196 7 -78,5 194,65 -269 4 -273,15 0
5
Q
Erklärung: Element
A
Besteht aus einer Art von Atomen (gleiche Kernladungszahl) und kann nicht weiter getrennt werden (reine Elemente: Atom od. Molekül)
6
Q
Erklärung: Verbindung
A
besteht aus zwei oder mehreren Elementen, die chemisch miteinenader Verbunden sind
7
Q
Erklärung: Gemisch
A
unterschiedliche Elemente und/od Verbindungen, die physikalisch trennbar sind
8
Q
Erklärung: Molekül
A
bestehen aus mind. 2 Atomen (gleich od unterschiedlich)
9
Q
Erklärung: Ordnungszahl (OZ)
A
auch Kernladungszahl: Anzahl der Protonen eines Elements im AK
10
Q
Erklärung: Kernladungszahl
A
auch Ordungszahl (OZ): Anzahl der Protonen eines Elements im AK
11
Q
Erklärung: Isotope
A
haben gleiche OZ, also gleiches Element unterscheiden sich an der Anzahl der Neutronen, Isotopeneffekt: haben unterschiedliche Eigenschaften
12
Q
Erklärung: Massendefekt
A
Wenn sich freie Protonen und Neutronen zu einem kern verbinden, ist dieser Kern leichter als seine Einzelbausteine zusammen. Diese Fehlende Masse wurde als kernbildungsenergie frei.
13
Q
Masse von
Neutron:
Proton:
Elektron:
A
1,674910^-24g
1,672610^-24g
1/2000 * 1,6726*10^-24g
14
Q
Definition Atommasse-Einheit: (+Begründung existenz)
A
def.: 1/12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoffisotops 12C
Begründung: die Masse von Kernbausteinen und Atomen ist extrem klein, daher wurde zum rechnen und vergleichen eine spezielle Atommasseeinheit eingeführt.
15
Q
Bezeichnungen/Abkürzungen der Atommasseeinheit:
A
u (Unit), Da (Dalton), ame (Atommasseneinheit)
16
Q
Definitions Stoffmenge:
A
Stoffmenge eines Systems, das aus ebenso vielen Einzelteilchen besteht, wie Atome in 12g des Nukliods 12C enthalten sind = ein Mol.
17
Q
warum Avogadro-Zahl?
A
weil sie eine Naturkonstante ist und man durch diese Zahl die Masse der Atome ausrechnen kann. Na=6,02210^-23 1/mol
1molNa*12u=12g
18
Q
Dalton`s Atomtheorie
A
WICHTIGSTEN AUSSAGEN:
- alle Atome eines Elements sind identisch
- unterschiedliche Elemente: unterschiedlichen Atomen mit unterschiedlichen Massen
- Verbindung: Atomen verschiedener Elemente
- bestimmte Verbindung: immer gleiche relative Anzahl derselben Atomsorte
- chemische Reaktionen: Atome werden nicht neu erschaffen, zerstört od in andere umgewandelt
19
Q
Welche 3 wichtigen Gesetze können durch das Dalton’sche Modell erklärt werden?
A
- Gesetz der Erhaltung der Masse:
die Masse aller Stoffe nach der Reaktion ist Gleich der Masse aller Stoffe vor der Reaktion - Gesetz der konstanten Proportionen:
relative Anzahl und die Atomsorten sind in einer bestimmten Verbindung immer gleich - Gesetz der multiplen Proportionen
Wenn aus zwei Elementen A und B mehr als eine Verbindung werden kann, dann ist das Verhältnis der verschiedenen Massen B, die mit einer bestimmten Masse A reagieren, immer ein kleiner ganzzahliger Wert.
20
Q
Thomson´s Rosinenkuchen Modell
A
- ganze Atom: positiv geladenen Grundmasse = relativ locker und leicht durchdringbar
- kleinen, leichten, negativ geladenen Elektronen (E) darin homogen eingelagert
- Dichte innerhalb Atomist = überall gleich
21
Q
Experiment zur Erzeugung und Nachweis von Elektronen
A
- durch thermische Energie werden E in einem Material so schnell, dass sie die Kernanziehung überwinden
- zusätzlich elektrisches Feld angelegt: freien E werden in Richtung der + Seite (der Anode) geleitet
-entsteht ein Elektronenstrahl, der durch ein quer zur Strahlrichtung angelegtes zweites Feld (Magnetfeld) abgelenkt werden kann
Beispiele: Kathodenstrahlröhre.
22
Q
Erklärung: Rutherford´schen Streuversuch und die wichtigste daraus gewonnene Erkenntnis.
A
- beschoss dünne Goldfolie (wenige Tausend Atomschichten) mit α-Teilchen (Helium-Kerne)
- Erwartung: Rosinenkuchen-Modells
-> alle α-Teilchen durchdringen die Goldfolie ohne nennenswerten Widerstand geradlinig
Aber: einige E wurden abgelenkt, einige flogen sogar direkt zurück
-sus Streuwinkeln & der Häufigkeit der Ablenkungen entwickelte Rutherford das Kern-Schale-Modell
23
Q
Planetenmodell:
A
- Atome ähnlich aufgebaut wie unser Sonnensystem
- Mitte = Kern (positiv geladen, sehr klein und enthält fast die gesamte Masse)
- Hülle fliegen genauso viele E in Kreisbahnen um den Kern, wie der Kern P
- Umlaufbahnen sind groß= Atom fast leere Kugel
24
Q
Erklärung: drei wichtigsten Bausteine eines Atoms am Beispiel von Wasserstoff und seinen Isotopen Deuterium und Tritium.
A
Atom hat drei wichtige Bausteine:
Protonen und Neutronen im Kern, Elektronen in der Hülle
Das Element wird ja von der OZ/KZ definiert, es können aber unterschiedliche Mengen an Neutronen vorhanden sein.
Beispiel: Die Isotope des Wasserstoffs:
Protium: ein Proton im Kern, ein Elektron in der Hülle
Deuterium: ein Proton und ein Neutron im Kern, ein Elektron in der Hülle (ca. doppelt so schwer wie Protium)
Tritium: ein Proton und zwei Neutronen im Kern, ein Elektron in der Hülle (ca. dreimal so schwer wie Protium)
25
Warum kann das Planetenmodell nicht stimmen? Warum passt es nicht zur klassischen Physik?
- beschleunigte elektrische Ladung erzeugt ein Magnetfeld -> verliert dadurch Energie
- Wenn ein E in einer Kreis- oder Ellipsenbahn um eine positive Ladung kreist -> muss Energie verlieren
- dies sollte dazu führen, dass Umlaufbahn des Eimmer kleiner wird -> E in einer Spiralbahn in den Kern stürzt Atome dürften also nicht stabil sein – Sind sie aber!
26
Erklärug: grundsätzlicher Unterschied zw dem Sonnenlicht und dem Licht,
das von Wasserstoff, Natrium oder einem anderen Element abgegeben werden kann.
- Sonne sendet breites Spektrum an elektromagnetischer Strahlung ins Weltall
-> kann vom menschlichen Auge detektiert werden
= sichtbare Bereich des el-magn. Spektrums
- gesamte Wellenlängen-Mix erscheint uns weiß
-mit Prisma kann Mix getrennt werden: erhalten alle Farben des Regenbogens in kontinuierlichen Band.
- wenn Elemente stark erhitzt, dann senden sie ebenfalls elektromagnetische Strahlung aus
->kein kontinuierliches Spektrum, sondern ein für jedes Element charakteristisches Linienspektrum
- einige Linien: weit im kurzwelligen
Bereich, manche im sehr langwelligen Bereich, manche aber auch im sichtbaren Bereich
Schickt man das Licht eines Elements durch ein Prisma, -> erkennt ein ganz feines Linienspektrum
-Lage der Linien -> Aufschluss über Aufbau der
Atomhülle
27
Postulate, des Bohr'schen Atommodell
-bewegen sich E auf diskreten Bahnen, verlieren keine Energie! -> erzeugen also keine elektromagnetische Strahlung
-E kann von einer Bahn auf eine andere springen: Quantensprung.
- E von ursprünglichen, energiearmen Bahn auf nächst höhere Bahn -> braucht Energie, von außen zugeführt -> Form von Wärme od Strahlung
-E von höheren Bahn in ursprüngliche -> Energie wird frei in Form von Strahlung
-benötigte oder freiwerdende Energie= Energieunterschied der Bahnen
- abgegebene Strahlung: nach Plank ganz best. Frequenz und Wellenlänge, da ja die
Frequenz (und die Wellenlänge) einer Strahlung direkt mit der Energie zusammenhängt:
E=hν.
28
Erklärung des Wasserstoff-Emissionsspektrummit Hilfe des Bohr-Modells
Experiment (beim Erhitzen von Wasserstoff) nur bestimmte Linien mit einer bestimmten Energie auftauchen, dann können sich die E auch nur auf bestimmten Energieniveaus befinden
- Wechsel vom höheren zum tieferen Niveau
wird Licht einer ganz bestimmten Frequenz ausgesendet: Es entsteht eine diskrete Linie
im Spektrum.
-Bohr-Modell postuliert nun gerade solche bestimmte "diskrete" Energieniveaus und
erklärt somit die Beobachtung der Linienspektren.
29
vier Quantenzahlen des Bohr-Sommerfeld-Modells (Werte)
Hauptquantenzahl: n=1,2,3,…, unendlich (ganze Zahlen)
Nebenquantenzahl: l=0, 1,…n-1
Magnetquantenzahl: ml= -l, …, +l
Spinquantenzahl ms= +½,- ½
30
„Pauli-Verbot“ oder Pauli-Prinzip“
In einem System (Atom, Molekül) darf es keine zwei identischen Elektronen geben.
- E müssen sich in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden
- E im gleichen Orbital befinden, stimmen schon drei Quantenzahlen überein (n, l,ml) -> müssen sich also unbedingt in der Spinquantenzahl unterscheiden, da es aber nur 2 Spinquantenzahlen gibt, können im gleichen Orbital auch nur maximal 2E sitzen.
31
Erklärung Welle-Teilchen-Dualismus
- Objekte der Quantenphysik müssen gleichermaßen die Eigenschaften von klassischen
Wellen wie die von klassischen Teilchen zugeschrieben werden
- gilt z.B. für das E
gibt Experimente, die nur erklärbar sind, wenn sich das
Elektron als Teilchen verhält und es gibt Experimente, die nur mit der Wellennatur des E erklärbar sind.
32
Experiment, das die Teilchennatur des Elektrons „beweist"
Erzeugung von Elektronen in der Kathodenstrahlröhre und die Ablenkung des
Elektronenstrahls im Magnetfeld.
33
Experiment, das die Wellennatur des Elektrons „beweist“
Doppelspaltexperiment: Schießt man Elektronen durch einen Doppelspalt erhält man
dahinter ein Interferenzmuster, wie es nur von wellen erzeugt werden kann.
34
Berechnen Sie die Wellenlänge des Elektrons (m=9,10x10-28g) und die Wellenlänge einer Milchtüte (m=1kg)
Masse und Energie: zwei Formen, die sich ineinander umwandeln können.
Die Beziehung dazu ist die berühmte Einstein´sche Formel E=mc2.
Plank hat die Energie mit der Frequenz einer Welle in Beziehung gebracht: E=hν.
Setzen wir die beiden Ausdrücke gleich:
mc2=hν
und lösen nach der Frequenz auf: ν= 𝑚𝑚𝑚𝑚2ℎ
Wir können also jede Masse in eine Frequenz umrechnen, wenn wir die Werte für h (Plank´sches Wirkungsquantum – eine Naturkonstante) und für c (Lichtgeschwindigkeit im Vakuum) einsetzen.
Die Frequenz hängt mit der Wellenlänge wie folgt zusammen: λ= 𝑐ν
Rechnen dürfen sie selbst, aber man kann schon abschätzen: Wenn ich eine große Masse habe (z.B. 1kg) wird die berechnete Frequenz sehr sehr hoch und die Wellenlänge sehr klein. Das wesentlich leichtere Elektron wird eine niedrigere Frequenz haben und damit eine größere Wellenlänge.
35
Bohr-Modell: Elektron als Welle und nicht als Teilchen -> ergeben sich sofort diskrete Umlaufbahnen des Elektrons um den Kern – Warum?
Hier geht es um eine sog. "Stehende Welle".
- existieren nur wenn der Abstand der Begrenzungswände zw der die Welle hin und her läuft ein ganzzahliges Vielfaches der Wellenlänge ist.
-Abstand minimal verkleinert oder vergrößert, gibt es keine stehende Welle, sondern es kommt zur (zumindest teilweisen) Auslöschung.
-soll im Kreis laufen (im Atom brauchen wir sogar dreidimensionale Wellen) muss auch der Radius genau ein Vielfaches der Wellenlänge sein.
- E auf größere Kreisbahn schicken, muss Kreisbahn um genau eine Wellenlänge, oder genau zwei Wellenlängen usw. vergrößert werden: Diskrete Umlaufbahnen (Energieniveaus)!
Würde die Kreisbahn z.B. nur um eine halbe Wellenlänge vergrößert, käme es zur Auslöschung: das Elektron als welle wäre weg, das Atom instabil…
36
Erklärung Heisenberg´sche Unschärferelation
| Warum Wahrscheinlichkeiten statt Fakten
Zwei komplementäre Eigenschaften eines Teilchens können nicht gleichzeitig beliebig genau bestimmt werden
- bekannteste Beispiel: Ort und Impuls
- Unschärferelation ist nicht die Folge technisch behebbarer Unzulänglichkeiten eines entsprechenden Messinstrumentes, sondern prinzipieller Natur
-Um Ort eines T zu beobachten muss irgendetwas damit ww
- winziges Teilchen vermessen z.B. ein Elektron (E)
Der Lichtstrahl, der das E trifft, besteht aus Photonen, die eine ähnliche
Größenordnung haben wie das E selbst. Wird das E getroffen, erhält es
einen zufälligen Impuls und fliegt „irgendwo“ hin. Die reflektierte Welle im Detektor zeigt jetzt einen Ort
an wo das Teilchen war, aber nicht mehr ist!
Wir können über den Ort und Impuls subatomare Teilchen deshalb nur Näherungen
angeben: Wahrscheinlichkeitsräume statt genaue Orte.
37
wichtigste Kennzeichen: wellenmechanischen Modells (die wichtigsten Unterschiede zum Bohr-Sommerfeld-
Modell)
- E als Wellen und nicht als Teilchen betrachtet
- Alle E werden delokalisiert über das ganze Atom oder Molekül betrachtet
Erinnern sie sich: Das 2s-Elektron z.B., hat auch Elektronendichte nahe am Kern!
- Das ganze Atom/Molekül wird als Einheit gesehen: gibt positives (mehr oder
weniger lokales) Feld aller AK mit jeweiligen Bindungsabständen und in dieses
Feld werden die E so verteilt, dass ein Energieminimum entsteht. Da wir Ort und
Impuls der Elektronen nicht genau bestimmen (Heisenberg) können die Rechnungen nur
Wahrscheinlichkeiten liefern, ein bestimmtes E an bestimmten Platz anzutreffen.
- „erlaubte“ Energieniveaus werden errechnet und diese werde von unten nach oben in
der Energieskala mit E besetzt, bis alle E untergekommen sind.
„Erlaubt“ heißt bei Schrödinger &Bohr, dass es kein Kontinuum gibt, sondern nur
diskrete Energieniveaus: Ein E kann auf dem einen oder anderen Energieniveau
sitzen, aber nie dazwischen. Zum Übergang braucht man eine Mindestenergiemenge:
Quantelung/Portionierung der Energie!
38
Warum gibt es keinen exakten, eindeutigen Atomradius
-Elektronendichte in einem Atom nimmt mit zunehmendem Abstand zum Atomkern
kontinuierlich ab und läuft dabei asymptotisch gegen Null.
-> 100% Elektronendichte im Atom -> Radius unendlich groß
-damit kann man nicht arbeiten = wird irgendwo abgeschnitten (je nach
Problemstellung kann das bei 90 oder 99% oder ein andere Wert sein).
- Atomradien sind also nicht fix, hängen von der Messmethode ab
(Vorsicht beim Vergleichen von Atomradien: Alle Radien müssen nach der gleichen
Methode ermittelt worden sein!)
39
Erklärung: Van-der-Waals-Radius
Halber Abstand der Kerne zweier benachbarter, aber nicht verbundener Atome.
z.B. Edelgase im festen Zustand.
40
Erklärung Metallischer Radius:
Halber Abstand der Kerne zweier benachbarter Atome im festen Metall
41
Erklärung Kovalenzradius:
Halber Abstand der Kerne zweier Atome des selben Elements in einer kovalenten Bindung, also z.B. im Cl2-Molekül.
42
Entdeckung OZ
Anfang des 20. Jahrhunderts machte Henry Moseley Experimente mit den damals neu entdeckten Elektronen (Thomson, 1897) und der Röntgenstrahlung (Röntgen, 1895). Er beschoss reine Elemente mit einem hochenergetischen Elektronenstrahl und konnte nachweisen, dass die Elemente daraufhin Röntgenstrahlen emittierten. Jedes Element erzeugte dabei Röntgenstrahlen einer ganz bestimmten – für das Element charakteristischen – Frequenz. Er ordnete die Elemente nach zunehmender Frequenz und gab jedem Element eine Nummer: H=1, He=2, usw. Diese Nummer nannte er Ordnungszahl.
Er erkannte dann, dass diese OZ genau der Anzahl der positven Ladungen (der Protonen) im Kern entsprach: Die OZ ist also das gleiche wie die Kernladungszahl!.
Er erkannte weiterhin, dass man die „Anomalien“ im PSE einfach vermeiden kann, wenn man das PSE nicht nach der Masse, sondern nach der OZ/KZ ordnet.
43
Entdeckung OZ
Henry Moseley experimenierte mit E (Thomson, 1897) & Röntgenstrahlung (Röntgen, 1895)
- beschoss reine Elemente mit hochenergetischen Elektronenstrahl -> knachweisen, dass die Elemente daraufhin Röntgenstrahlen emittierten
- jedes Element erzeugte dabei Röntgenstrahlen einer ganz bestimmten – für das Element charakteristischen – Frequenz.
- ordnete die Elemente nach zunehmender Frequenz und gab jedem Element eine Nummer: H=1, He=2, usw. -> Nummer nannte er Ordnungszahl.
- erkannte, dass OZ genau Anzahl der positven Ladungen (der Protonen) im Kern entsprach
- „Anomalien“ im PSE einfach vermeiden, wenn PSE nicht nach der Masse, sondern nach der OZ/KZ geordnet wird
44
Ordnung der Elemente nach zunehmender Masse nicht unbedingt identisch zur Ordnung nach zunehmender Kernladungszahl?
liegt an Isotopen:
- Elemente können unterschiedlich viele Neutronen(N) haben (Isotope).
- Atome mit mehr N = schwerer
- Masse natürlich vorkommenden Elements = Durchschnitt aller Isotope
- Element mit niedrigerer OZ aber Isotopen mit vielen N schwerer sein, als nachfolgende Element mit höheren OZ
45
HG2
Erdalkalimetalle
46
HG6
Chalkogene
47
HG7
Halogene
48
HG8
Edelgase
49
Beschreibung Elektronenkonfiguration von C (Grundzustand)
1s up-/down spin
2s up-/down spin
2p 2 up spin
50
Erklärung Hund'sche Regel
Wenn für die E eines Atoms mehrere Orbitale/Nebenquanten mit gleichem Energieniveau zur Verfügung stehen, werden diese zuerst mit je einem E mit parallelem Spin besetzt (formeller Begriff: „Maximale Multiplizität“).
-alle Orbitale des gleichen Energieniveaus mit je 1 E gefüllt, werden sie 2E vervollständigt
51
Erklärung Edelgas-Konfiguration
im PSE in der 8. HG
- haaben immer abgeschlossene s- und p-Niveaus
- stellt sich heraus, Anordnung = besonders stabil und Elemente mit vollen s- und p-Niveaus = wenig reaktiv Man nennt dies Anordnung deshalb nach den Edelgasen „Edelgas.Konfiguration“.
Alternativ: „Elektronenoktett“, da 1 volles s- & 3 volle p-Niveaus insgesamt 8 E
- besondere Stabilität dieses Zustands kommt auch in der „Oktett-Regel“ zum Ausdruck:
Elemente ab der zweiten Periode, streben in ihren Verbindungen (Moleküle oder Ionen) volle s- und p-Niveaus auf ihrer Valenzschale an, d.h: idealerweise acht Elektronen!
52
Wenn Natrium mit Chlor reagiert, gibt Na ein Elektron ab und Cl nimmt ein Elektron auf – Warum? Warum nicht umgekehrt?
- Elemente streben in Verbindungen abgeschlossene VS
- volle s- und p-Niveaus (Oktett-Regel, Edelgaskonfiguration) führen zu stabilen Zuständen
- Na hat als Element 1 E auf 3. Schale, E abgibt, fällt äußere Schale weg und 2. Schale - vollbesetzt mit acht Elektronen – wird zur neuen VS des Na+-Kations.
- Chlor verhält es sich umgekehrt: Um Edelgaskonfiguration zu erreichen, muss es ein E aufnehmen: Cl1-. Um äußere Schale ganz abzustreifen, müsste es sieben Elektronen abgeben. Ein Cl7+ ist aber energetisch viele viel ungünstiger als ein Cl1-und bildet sich folglich nicht.
53
Erklärung Ionisierungsenergie
Energie, die aufgewendet werden muss, um einem neutralen Atom ein Elektron zu entreißen.
Energie der Reaktion:
Genau genommen ist das die 1.IE. Man kann natürlich auch mit entsprechend viel Energieaufwand aus einem Kation ein zweites Elektron herauslösen. Die dazu nötige Energie ist natürlich deutlich mehr: 2.IE.
54
Erklärung Elektronenaffinität
Energie, die aufgewendet werden muss oder frei wird, um einem neutralen Atom ein zusätzliches Elektron zu geben.
Energie der Reaktion: zur Darstellung eines Anions!
-Entreißen eines E aus Atom immer endotherm (energieaufwendig)
-Aufnehmen eines zusätzlichen E, endotherm oder exotherm
-gibt Elemente, die als Anion stabiler sind als das Element in Atom-Form.
55
Trends PSE Elektonenaffinität
sind nicht eindeutig, da Werte sehr mit der speziellen Elektronenkonfiguration zusammenhängen (leere, volle, oder halbbesetzte Energieniveaus sind grundsätzlich günstiger als andere Konfigurationen). Generell haben Elemente im rechten oberen Bereich des PSE oft negative E-Affinitäten, bilden also leicht Anionen, während die Metalle im linken PSE-Bereich hohe positive Werte haben, bilden also üblicher Weise keine Anionen.
56
Erklärung effektive Kernladung
- ist die + Ladung, die ein best E tatsächlich spürt
-mit dieser Ladungsmenge wird E vom Kern angezogen
Wichtig: Effektive Kernladung, die die Valenzelektronen spüren:
-kommt in VS viel +Ladung an, werden Außenelektronen stark vom Kern angezogen, bewegen sich dann näher am Kern, können sich nicht so weit entfernen, die Valenzschale hat eine kleinere Ausdehnung! Konsequenz: Radius des Atoms ist kleiner, das Volumen des Atoms ist kleiner!
-umgekehrt wenig + Ladung auf der VS, dann bewegen sich E weiter weg vom Kern und der Radius ist größer.
Warum kommt nur best +Ladung auf der VS an?
- elektromagnetische Kräfte können abgeschirmt werden (im Unterschied z.B. zur Gravitationskraft!).
57
Wie verhalten sich die Größen von Ionen (Kationen, Anionen) im Vergleich zu neutralen Atomen?
- Kationen: immer viel kleiner als die neutralen Atome
- Kern hat jetzt Ladungsüberschuss&kann die E der Hülle besser anziehen
- Atom gibt alle E der äußeren Schale ab, wenn es ein Kation bildet
- > Fehlt äußere Schale, Ion viel kleiner als neutrale Atom!
- Anionen immer deutlich größer als neutralen Atome
- äußere Schale wird mit 1 odmehreren E aufgefüllt
- Kern hat jetzt Ladungsunterschuss, die inneren E schirmen Kernladung sehr gut ab, die vielen E der äußeren Schale schirmen auch noch pos. Ladung ab und stoßen sich untereinander stark ab: Die VS und damit der Radius wird deutlich größer.
58
Zusammenhang: Größe einer Solvathülle & Ladungsdichte
- in polaren Lösungsmittel werden die Kationen und Anionen von den Lösungsmittelmolekülen ummantelt (solvatisiert – bei Wasser als LM spricht man auch von hydratisiert – Hydrathülle)
- > durch die Ion-LM-Anziehung wird Energie frei (Solvatationsenergie).
- Energie = entscheidend, um die Gitterenergie des Feststoffs zu überwinden und damit den Feststoff in Lösung zu bringen.
- Anziehung zw polaren Lösungsmittelmolekülen und Ionen = elektrostatische Kraft
- Kation ww z.B. mit - Pol des Lösungsmittel-Dipols
- ww umso stärker, je höher die Ladungsdichte im Ion -kleines einfach geladenes Kation (z.B. Li+) hat eine überschüssige Ladung verteilt auf ein kleines Kugelvolumen: Ladungsdichte = hoch!
- viel größere Casium-Kation z.B., hat gleichen Ladungsüberschuss auf eine sehr große Kugel verteilt: Ladungsdichte = klein
- hoher Ladungsdichte können nun viele starke Ww mit polaren LM eingegangen
- LM ordnet sich in vielen Schichten um das geladene Teilchen
- niedriger Ladungsdichte ist die WW mit den LM-Molekülen viel schwächer und nur wenige LM-Moleküle bleiben am Ion als Solvathülle
- Kleine Ionen mit hoher Ladungsdichte ->eine größere Solvathülle, als große Ionen
- Vergleich gilt nur, wenn große und kleine Ionen die gleiche Ladung haben (z.B. beide einfach positiv). Doppelt oder dreifach geladene Ionen haben natürlich auch eine höhere ladungsdichte und damit auch eine größere Solvathülle.
59
Welche Elemente liegen bei Normalbedingungen wie vor?
Atomar: Edelgase: He, Ne, Ar, Kr,…
Molekular: Nichtmetalle, wie z.B. Wasserstoff, Sauerstoff, Chlor
Netzwerke: Nichtmetalle/Halbmetalle, wie z.B. Kohlenstoff, Bor, Silizium
Metallisch: Metalle eben… Eisen, Natrium, Kupfer,…
Ionisch: KEINE – Es gibt kene ionischen Elemente, aber natürlich viele ionische (salzartige) Verbindungen.
60
Skizzieren Sie das Energieprofil der Annäherung zweier Wasserstoffatome aus unendlichem Abstand bis zur kovalenten Bindung (ÜB 4 NR 1)
.
61
Zeichnen sie Ausschnitte Diamant-Gitter:
ÜB 4 Nr 3
Jede Ecke, jeder Knick stellt ein C-Atom dar: Strichformel
Netzwerk aus Kohlenstoffatome, die alle perfekt tetraedrisch mit vier weiteren Kohlenstoffen vier kovalente Bindungen eingehen. Die C-Atome werden als sp3-hybridisiert beschrieben. Die Struktur besteht dadurch aus vielen „sesselförmigen“ 6-Ringen: sehr stabil, sehr hart!
62
Zeichnen sie Ausschnitte Graphen:
ÜB 4 Nr 3
dargestellt ist eine Resonanzstruktur: Die delokalisierten Elektronen sind lokalisiert gezeichnet (Doppelbindungen).
Zweidimensionale Lage aus Kohlenstoffatomen. Alle C-Atome werden als sp2-hybridisiert beschrieben. Jedes C-Atom geht drei trigonal-planare Bindungen ein und benutzt dazu drei Elektronen. Die jeweils vierten Elektronen sind über die ganze Lage delokalisiert. Es bilden sich hochsymmetrische planare 6-Ecke (Bienenwabenstruktur).
Viele Graphen-Lagen übereinander, die nicht chemisch, sondern nur physikalisch zusammenhängen, nennt man Graphit. Die Lagen können aufeinander gleiten: Graphit ist weich, schmierig.
63
Erklärung Elektonengativität (EN)
Die Fähigkeit von Elementen (Atomen) Elektronen über ihre eigene Hülle hinaus anzuziehen.
64
Trends PSE Elektonegativität
nimmt im PSE innerhalb einer Periode von links nach rechts….ZU
nimmt im PSE innerhalb einer Gruppe von oben nach unten….AB
65
Erklärung polare kovalente Bindung (zwei Beispiele)
-In kovalenten Bindung werden Bindungselektronen zw Bindungspartnern geteilt:
Beide Atome haben „Zugriff“ auf Bindungselektronen. -In „homonuklearen“ Molekül (zwei gleiche Atome sind verbunden, z.B. F-F) üben beide Atome gleiche Kraft auf Bindungselektronen aus & werden genau geteilt: Bindungselektronen verteilen sich homogen zw Bindungspartnern.
- kovalente Bindung zw 2 Bindungspartner mit unterschiedlicher EN = nicht symmetrisch
-Bindungselektronen werden vom Partner mit höheren EN stärker angezogen
Höhere EN heißt:Atom kann E über eigene Hülle hinaus besser anziehen
-Bindungspartner mit höheren EN hat jetzt Elektronenüberschuss (negative Teilladung (Partialladung)),der andere Partner ein Elektronendefizit (positive Partialladung). Es hat sich also ein Dipol gebildet.
66
drei Beispiel von Elementen mit sehr niedrigen EN-Werten (elektropositive Elemente) und drei Beispiele mit sehr hohen EN-Werten.
Niedrige EN-Werte: Na, K, Cs, Mg, Ca: rechte Seite des PSE, vor allem rechts unten, Metalle haben generell eine niedrige EN. Man redet auch von der „elektropositiven Seite“ des PSE, aber beachten Sie: elektropositiv soll nur bedeuten: wenig elektronegativ!
Hohe EN-Werte: linke obere Ecke des PSE: F, Cl, O, N,…
67
Wasser und Ammoniak zeigen ein permanentes Dipolmoment. Welche Folgerungen kann man aus diesem experimentellen Ergebnis ziehen, in Bezug auf die Struktur der Moleküle?
Ohne chemische Kenntnisse:
vermuten, dass H2O entweder linear (H-O-H-Winkel 180°) oder gewinkelt ist. Jede der beiden H-O-Bindungen hat ein Dipolmoment, da H und O unterschiedliche EN-Werte haben. In einem linearen, hochsymmetrischen Molekül würden sich nach außen hin die beiden Dipolmomente genau zu Null aufheben, da ja die eine Seite genauso stark in die eine Richtung, wie die andere Seite in die Gegenrichtung zieht. Lineares Wasser hätte also kein messbares permanentes Dipolmoment. Da aber ein Moment physikalisch gemessen werden kann (sogar ein recht starkes) muss Wasser gewinkelt sein: H-O-H-Winkel ca. 104,5°.
Gleiches beim Ammoniak: Er könnte planar sein oder dreidimensional gewinkelt. Im planaren Fall könnten die drei H-Atome symmetrisch um das N-Atom liegen: trigonal-planar, H-N-H-Winkel 120°. Die drei NH-Bindungen sind jede für sich polar (EN-Unterschiede), gehen die drei Bindungen aber symmetrisch in die Ecken eines gleichseitigen Dreiecks, heben sich die Dipolmomente gegenseitig auf. Da man aber am NH3 ein permanentes Dipolmoment messen kann muss es dreidimensional gewinkelt sein:
H-N-H-Winkel ca. 107°. Die Winkel im idealen Tetraeder (109,5°), im Wasser und im Ammoniak müssen sie wissen!
68
CO2 und CH4 haben kein permanentes Dipolmoment. Wie muss deshalb CO2 aussehen? Welche möglichen Strukturen für CH4 passen zu diesem Befund?
CO2: Da jede CO-Bindung ein Dipolmoment haben muss, aber man beim CO2 kein permanentes Dipolmoment messen kann (NULL!), muss das Molekül linear sein: Nur im linearen Zustand O=C=O heben sich die beiden Dipolmomente rechts und links gegenseitig auf.
CH4: Genau wie beim CO2 müssen sich auch im CH4 die einzelnen Dipolmomente der Bindungen (hier vier C-H-Bindungen) aufheben. Die Struktur muss hoch symmetrisch sein. Hier gibt es aber zwei mögliche Strukturen, die beide kein permanentes Dipolmoment zeigen würden: C-Atom im Zentrum und die H-Atome in den Ecken eines Teraeders oder in den Ecken eines Quadrats. Nur aus Dipolmessungen alleine, können wir keine der beiden Möglichkeiten ausschließen. Wir werden aber im VSEPR-Modell sehen, dass der Tetraeder die richtige Form von CH4 ist, da dort die Bindungselektronen und die H-Atome einen größeren Abstand zueinander einnehmen können, deshalb mehr Platz haben und dadurch das Molekül energieärmer ist, als eine hypothetische quadratische Form.
69
Erklärung Resonanzstruktur
Resonanzstrukturen (Synonym: mesomere Strukturen oder Grenzstrukturen) sind Lewis-Formeln, die für sich alleine genommen zwar die richtige Konnektivität und die richtige Anzahl an Elektronen eines Moleküls wiedergeben, dennoch das Molekül falsch beschreiben: Delokalisierte Elektronen (Elektronen, die also über mehr als zwei Atome verteilt sind) werden fälschlicher Weise einem Atom oder einer Bindung lokalisiert zugeordnet.
Man zeichnet in der Praxis nun mehrere Lewis-Formeln, wobei man die eigentlich delokalisierten Elektronen, sukzessive anderen Atomen/Bindungen lokal zuordnet und definiert, dass die wahre Elektronenverteilung ein Durchschnitt der (falschen) Resonanzstrukturen ist.
Grund für diese seltsame Vorgehensweise: Man kann dann auch bei Systemen mit delokalisierten Elektronen die sehr bequemen Lewis-Formeln weiter benutzen: Man muss sie aber mit chemischem Sachverstand lesen!!!!!
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Erklräung VSEPR-Modell
Die Elektronenpaare (bindende und freie) auf der äußeren Schale (Valenzschale) stoßen sich gegenseitig ab und orientieren sich so im Raum, dass jedes Elektronenpaar möglichst viel Platz hat.
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```
Welche Geometrie erwarten Sie?
Zentralatom mit zwei Substituenten:
Zentralatom mit drei Substituenten:
Zentralatom mit vier Substituenten:
Zentralatom mit fünf Substituenten:
Zentralatom mit sechs Substituenten:
```
```
Zentralatom mit zwei Substituenten:
Geometrie linear
Bindungswinkel 180°
Zentralatom mit drei Substituenten:
Geometrie Trigonal-planar
Bindungswinkel 120°
Zentralatom mit vier Substituenten:
Geometrie tetraedrisch
Bindungswinkel 109,5°
Zentralatom mit fünf Substituenten:
Geometrie Trigonal-bipyramidal
Bindungswinkel 120°/90°
Zentralatom mit sechs Substituenten:
Geometrie oktaedrisch
Bindungswinkel 90°
```
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Erklärung: Methan als Tetraeder und nicht planar-quadratisch.
planar-quadratischen Struktur:
Bindungselektronenpaare Winkel von 90°, im Tetraeder 109,5°.
Größerer Winkel heißt, dass die EP´s mehr Platz haben: Tetraeder ist stabiler!
Andere Betrachtungsweise: Nicht nur die EP´s , sondern auch die Substituenten selbst (hier die H-Atome) wollen möglichst viel Platz für sich haben. Sie versuchen also, soweit wie möglich von den anderen gebundenen Substituenten Abstand zu halten. Die Kantenlänge eines Tetraeders ist größer als die Kantenlänge eines Quadrats bei gleicher Bindungslänge!
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Kommentieren sie den Platzbedarf eines Bindungselektronenpaars im Vergleich zu einem freien Elektronenpaar
Bindungselektronenpaar sitzt zw zwei positiven Kernen
-Kerne ziehen E an und sorgen dafür, dass die E sich recht nahe der Kern-Kern-Verbindungsachse aufhalten müssen: Das Bindungs-Molekülorbital ist „schlank“.
freies Elektronenpaar sitzt an nur einem Atom und wird also auch nur von einem Atomkern angezogen
- Auf der „anderen Seite“ gibt es keine Anziehung
Orbital also mehr kugelig&braucht mehr Platz.
Atom-H-Bindung:
-einer der Bindungspartner Wasserstoff
hat sein E Bindung zur Verfügung gestellt
Auf einen Seite der Bindung: irgendein Atom,
auf der anderen: nur noch ein Proton, ist klein& braucht praktisch keinen Platz.
Atom-H-Bindung = kleiner & braucht weniger Platz als ein freies Elektronenpaar.
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Kommentieren sie die Bindungswinkel in Wasser, Ammoniak und Methan.
Methan: vier identische H-Substituenten, die alle genau gleich viel Platz brauchen und auch alle gleich gebunden sind: perfekt tetraedrisch!
Ammoniak: drei identische N-H-Bindungen, die schlank sind und ein freies EP, das mehr Platz braucht: NH3 ist ein verzerrter Tetraeder, die N-H-Bindungen werden vom EP zusammengedrückt. Der H-N-H-Winkel geht vom idealen Tetraeder (109,5°) auf ca. 107° zurück.
Bei Wasser gibt es zwei schlanke O-H-Bindungen und zwei größere freie EP´s: Der H-O-H-Winkel wird noch stärker auf ca. 104,5° zusammengedrückt.
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Erklärung vier Kernaussagen des VB-Modells
1. Einfach besetzte Orbitale können durch Überlappung eine Bindung zwischen zwei Atomen erzeugen. Es ist eine sog. 2-Zentren-2-Elektronen-Bindung.
2. In gemeinsamen Bindungsorbital müssen die Elektronen natürlich unterschiedlichen Spin haben. Für uns „Anwender“ ist das aber erst einmal unwichtig, weil sich das in der Praxis einfach so ergibt. Wir müssen also nicht schauen, welchen Spin die Elektronen in den Atomen vor der Bindung haben und dann entscheiden, ob die Spins passen oder nicht: die Spins passen einfach immer.
3. Wenn das Ausgangsatom auf der äußeren Schale neben den gefüllten und evtl. halbgefüllten Orbitalen auch noch leere hat, dann können zunächst Elektronen aus den doppelt-besetzten Orbitale in die leeren gehen, damit möglichst viele einfach besetzte Orbitale entstehen, die dann eine Bindung mit anderen Atomen eingehen können. Man sagt: Das Atom geht vom Grundzustand (so wie wir es uns im PSE vorstellen: Aufbauprinzip des PSE) in den angeregten (energiereicheren) Zustand über.
4. Wenn ein Zentralatom Bindungen zu Substituenten eingeht, entsteht eine Geometrie, die durch die Orientierung der Orbitale am Zentralatom bestimmt wird. Wenn also z.B. vier Wasserstoffe an C andocken um CH4 zu machen, muss es am C-Atom vier einfach besetzte Orbitale geben, die in die Ecken eines Tetraeders ausgerichtet sind. Warum? Weil wir experimentell nachweisen können, dass CH4 perfekt tetraedrisch ist!
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Welche stabile Moleküle würde man anhand des Grundzustandes von C erwarten?
C-Atom im Grundzustand zwei halb-besetzte p-Orbitale, die senkrecht aufeinander stehen. Man würde erwarten, dass C mit diesen beiden p-Orbitalen zwei kovalente Bindungen macht, die dann einen Winkel von 90° haben würden. Also sollte es z.B. CH2 als stabiles Molekül geben. Tatsächlich gibt es CH2. Es ist das sog. Methylen. Es sit sehr schwierig herzustellen und dimerisiert schon bei tiefsten Temperaturen – Es ist also extrem reaktiv. Übrigens hat es auch einen Bindungswinkel der weit von 90° entfernt ist (136°).
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Erklärung Hybridisierung.
Kern-Schale-Modell werden Hauptenergieniveaus und Unterenergieniveaus definiert
Verteilung der E in einzelnen Energieniveaus, wie beim PSE = Grundzustand der Elemente.
elektronischen Grundzustand kann Verbindungen nicht erklären
„Grundzustand“ der Elemente passt nicht zu der Art, wie sie in Verbindungen vorkommen
Hybridisierungstheorie = Modifikation des Grundzustandes
->Linearkombination von Wellenfunktionen!
mathematische Funktionen werden linear kombiniert, es entstehen aus n Ausgangsfunktionen auch n Ergebnisfunktionen.
->Ergebnisfunktionen sind Mischungen der Ausgangsfunktionen: Hybride!
-Linearkombination aus 1 s-Orbital & 3 p-Orbitalen -> 4 neue gemischte Orbitale, die alle gleich aussehen, die gleiche Energie haben und einen Durchschnittswinkel der ursprünglichen Orbitale zeigen.
-Linearkombination von 1 s- und 3p-Orbitalen unterschiedlicher Energie und Form: 4 identische Orbitale ->vier sp3-Hybridorbitale.
-> neuen Energieniveaus (Orbitale) = Hybridorbitale
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Warum rotieren Atome um eine Einfachbindung und um eine Dreifachbindung, aber nicht um eine Doppelbindung (bei moderaten Bedingungen)?
Einfachbindung: Überlappung von 2 s-Orbitalen,2p-Orbitalen, 1 s- und 1 p-Orbital oder 2 Hybridorbitalen = rotationssymmetrisch, wenn Orbitale in Richtung der Kern-Kern-Verbindungslinie ausgerichtet
-rotationssymmetrischen Orbitalen wird bei Drehung des einen Bindungspartners relativ zum anderen an der Bindung nicht wirklich was verändert.
-Elektronendichte zw den Bindungspartnern bleibt während der Rotation gleich
-->σ-Bindungen.
Doppelbindung: Kombination von rotationssymmetrischen σ-Bindung und einer π-Bindung (durch seitliche Überlappung zweier p-Orbitale senkrecht zur σ-Ebene)
Bindung um 90° rotieren: σ-Anteil vorhanden, π-Anteil zerstört, da jetzt die beiden ursprünglichen p-Orbitale, die die π-Bindung gebildet haben, senkrecht aufeinander stehen und nicht mehr überlappen können.
Dreifachbindung: 1 σ-Bindung, 2 π-Bindungen
90° gedreht: σ-Bindung nicht betroffen, π-Bindungen auch nicht
Eine Dreifachbindung kann also wie eine Einfachbindung frei rotieren: Bei jeder Rotation werden π-Bindungen ständig zerstört aber eben auch durch neue ersetzt.
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Wie wäre die Lewisstruktur des Sauerstoffmoleküls nach der VB-Theorie?
Was stimmt an dieser Struktur nicht mit der Realität überein?
O2-Molekül: 1 Doppelbindung und jedes O-Atom 2 freie Elektronenpaar.
Alle E wären also gepaart und das Molekül müsste relativ reaktionsträge sein und vor allem diamagnetisch!
Die Realität:O2-Molekül sehr reaktiv¶magnetisch --> ungepaarten Elektronen
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Wie verhalten sich paramagnetische und diamagnetische Stoffe im Magnetfeld?
```
Paramagnetische Stoffe (mindestens ein ungepaartes Elektron) werden in ein Magnetfeld stark hineingezogen.
Diamagnetische Stoffe (alle Elektronen gepaart) werden schwach abgestoßen.
```
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Was ist der fundamentale Unterschied zwischen der VB-Theorie und der MO-Theorie?
VB-Theorie: mathematische Erklärung des VSEPR-Modells
-VSEPR Postulate werden mathematisch untermauert
MO-Theorie: Atom/Molekül als Ganzes
-Berechnung der Energieniveaus für das Gesamtmolekül und so optimiert, dass sie möglichst tief liegen
-Enstandene Energieschema wird von unten nach oben mit E gefüllt
-> Geometrie ergibt sich automatisch
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Was versteht man unter der LCAO-MO
Lineakombination von Atomorbitalen zu Molekülorbitalen
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Wieviel Ergebnis-Funktionen (MO´s) erhält man, wenn man n Ausgangsfunktionen (AO´s) mathematisch linear kombiniert?
Aus n Ausgangsfunktionen werden durch Linearkombination immer auch genauso viele (also n) Ergebnisfunktionen
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Welche drei Faktoren müssen passen, um aus AO´s eine stabile chemische Bindung zu erhalten?
1. Symmetrie der AO's: damit konstruktive Überlappung entsteht
- > Wellenfunktionen dürfen sich nicht gegenseitig Auslöschen
2. Gleiche/ähnliche Energielage der AO's: je weiter auseinander, desto schlechter die Überlappung, desto höher die Energielage der MO's
3. Ingesamt richtige Anzahl von E: zb AO's -> 2 E
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Definition Bindungsordnung
Bindungsordnung (BO) in einem zweiatomigen Molekül ist die Differenz zwischen der Anzahl bindender und antibindender Elektronenpaare, bzw: BO = ½(Nbindend-Nantibindend).
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Welche Kombinationsmöglichkeiten (Überlappungsmöglichkeiten) gibt es für s- und p-Orbitale? Kommentieren Sie die jeweilige Stabilität der MO´s.
Überlappung von 2 s-Orbitalen:
2 kugelförmige s-Orbiatle -> überlappen sehr gut: sehr stabile σ-Bindungen
Überkappung von 2 p-Orbitalen:
-können entlang der gleichen Achse (Kern-kern-Verbindungsachse) sehr gut überlappen -> stabile σ-Bindung
-stehen parallel zueinander: seitliche Überlappung (AK nahe zusammen) -> starre π-Bindung, kann nicht roiteren, weniger stark
Überlappung 1 s- & 1 p-Orbital:
p-Orbital entlang Kern-Kern-Verbindungsachse (px) kann mit s-Orbital stabile σ-Bindung eingehen
-> py & pz nicht: Überlappungsintervall = 0 (VZW bei p: eine Seite konstruktiv, eine destruktiv -> heben sich auf)
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Die LCAO-MO-Methode berechnet Energieniveaus, die von den Elektronen des Moleküls besetzt werden können. Woher weiß man, dass die Berechnungen die Realität gut widerspiegeln?
mit Ultravioketten-Photoelektronenspektroskope kann Lage der Energieniveaus bestimmt werden
-> Bestrahlung eines Moleküls mit UV-Licht hoher Energie -> Emission von E aus Molekül: Bildung Kationen
Energie der emittierten E wird gemessen: hängt von Energieniveaus der MO's ab
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Nennen sie drei Kugelpackungen, die bei Metallen vorkommen: Name, Raumausfüllung, Schichtfolge, Koodinationszahl, Form &Menge der Holräume, Bsp
1. Hexagonal dichteste Kugelpackung (hcp): 75%, ABA, 12, n Oktaeder-, 2n Tetraeder-Lücken, Bsp: Mg
2. Kubisch dichteste Verpackung (ccp, fcc), 74%, ABCA, 12, n Oktaeder-, 2n Tetraeder-Lücken, Cu
3. Kubischraumzentrierte Packung (bcc), 68%,--,8,--,W
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Beschreibung Elektronengasmodell
Vostellung Metallbindung:
- Atomrümpfe bilden Kugelpackung
- alle Außenelektronen sind frei beweglich im Metallkristall
- bewegen sich wie ein Gas um Atomrümpfe
auch: Elektronensee-Modell
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Erklärung mit Elektronengasmodell: typischen metallischen Eigenschaften
Verformbarkeit:
-alle Metallatome gleich und ww in gleicher Weise miteinander
- durch äußere mechanische Kraft: Lage verschoben -> gleiche ww wie davor
- System ist nach Bearbeitung fast im gleichen Energiezustand wie davor
Elektr. Leitfähigkeit:
-Außenelektronen = frei beweglich
- Anlegen von Spannung = leichter Stromfluss
Mteallglanz:
Lichtwelle trifft Metalloberfläche -> trifft auf leicht bewegliche E
- e reagieren: schwingen hin und her -> reflektieren Strahlung wieder --> glänzende Oberfläche
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Erklären Sie das Bändermodell
(skript 2, S.17-20)
Grundlagen:Molekülorbital-Theorie und das PAULI-Prinzip
Im Metall:
- Atome in dichten, dreidimensionalen Anordnung
1. gedanklich zwei Atome, die ein Molekül bilden:
- kombinierung der 2 AO zu 2 MOs – bindend und antibindend (n AO werden n MO)
- alle MOs müssen sich nach PAULI-Prinzip mind in einer quantenchemischen Bedingung – und damit energetisch – unterscheiden
- bei n kombinierten AO wird die Energiedifferenz zw den MOs einer Hauptquantenzahl so gering, dass zw den Energieniveaus der einzelnen MOs nicht mehr differenziert werden kann.
- >werden praktisch ununterscheidbar und bilden ein Energieband
- höchste mit E besetzte Band = Valenzband,
- niedrigste unbesetzte Band = Leitungsband (zentrale Rolle bei der Leitung des elektrischen Stroms)
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Erklrärung mit Bändermodell Unterschied zw Metallen, Halbleitern und Isolatoren
- Energielage der AO ist vor der Bindungsbildung & dier Effizienz der Überlappung untereinander von Element zu Element verschieden
- Atome, die bei Kristallbildung ein MO-Schema "erzeugen", bei dem sich Valenzband & Leitungsband berühren od Überlappen
- Atome, bei denen die bindenden Orbitale und damit auch das entstehende bindende Band (Valenzband) energetisch weit absinkt
- antibindende Leitungsband muss dann energetisch weit angehoben werden
-> Ursache: Energieerhaltungssatz: Betrag der Energie der stabilisierten (abgesunkenen) MO`s muss gleich dem Betrag der Energie der destabilisierten (angehobenen) MO's sein
Fälle: Valenzband und Leitungsband berühren sich nicht mehr, sind durch Energiebetrag ΔE getrennt
Grundzustand: keine E im Leitungsband --> keine elektrische Leitfähigkeit
E können nur wechseln, wenn sie genug energie haben um ΔE überwinden zukönnen
ΔE klein: T erhöhung, E ins Leitungsband springenlassen
-> Halbleiter: tiefe T, leiten nicht; je höher T umso leitfähiger
ΔE groß: hohe T reciht nicht um Sprung zu ermöglichen
-> Isolatoren
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def Legierung
homogene Mischungen verschiedener Metalle
Lösung: homogene Mischung bis in den atomaren/molekularen Bereich
auch: Lösung verschiedener Metalle
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welche zwei Arten von Legierungen gibt es?
1) substitutionelle Legierung:
- Atome eines Metalls werden durch Atome eines anderen Metalls ersetzt
Bsp. Cu/Sn = Bronze
Cu/Zn = Messing
2) interstitielle Legierung:
Atome des einen Metalls liegen in der tetraedrischen od oktaedrischen Hohlräumen des anderen Metalls
Bsp: Fe/C = gusseisen, Stahl
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in welchen Regionen des PSE stehen die Elemente, die Salze miteinander bilden?
Salze, also ionische Verbindungen, bilden sich zw Elementen mit großen EN-Differenz, also bevorzugt zw Elementen im rechten unteren Teil des PSE ("elektropositive" Elemente) und den Elementen iim linken oberen Teil.
niedriger EN-Wert: alle Metalle, also 1. und 2. HG und ale übergangsmetalle
bilden Salze mit 6. und 7. HG
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entscheidende Unterschied zw Metall dichteste Kugelpackung und Ionen dichteste Kugelpackung?
Metallen:
- ungeladene - neutrale- Atome von gleicher Größe bilden Kugelpackung
Ionenkristall:
- geladene Teilchen: gleiche Ladung stößt sich ab, ungleiche Ladung zieht sich an
- auf kleinstem Raum Ladungsneutralität
-> Kationen von Anionen umgeben und umgekehrt
- unterschiedlich große Teilchen: Kationen kleiner als Anionen (Ionenradien!)
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Nenne die typische koordinationszahl für Ionengitter, die Art der Kugelpackung und jeweils ei Bsp.
```
KZ= 4, tetraedisch, z.B. ZnS in zwei Modifikationen: Wurtzit (hcp) und Zinkblende (ccp)
KZ= 6, oktaeder, z.B. NaCl (Steinsalz, Kochsalz)
KZ= 8, anionen bilden Würfelgitter, Kation sitzt im Zentrum (bcc), zB. CsCl
```
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warum und wie hängt die KZ mit dem radienquotient zusammen?
Ausgangssituation:
Kation und Anion = unterschiedlich geladen und unterschiedlich groß
Vorraussetzung für stabilen Ionenkristall:
Ladungsneeutralität auch auf kleinstem Raum, möglichst große Raumausfüllung = dichteste Packungen
- Unterschied der Radien groß: Anionen bilden dichteste Kugelbackung, dabei 74% Raumausfüllung & tetraedrische und oktaedrische Hohlräume entstehen
- kleinere Kationen nehmen Plätze in Hohlräumen ein -> so eng wie möglich an Anionen (el. Anziehung)
- Kation so groß, dass sie nicht in Oktaederlücken passen, ist Größenunterschied nicht mehr groß zw Anion und Kation
- Anionen bilden dann keine dichteste Packung, es entsetht ein würfelförmiges Gitter, indem das Kation im zentrum des Würfels sitzt
- Radius von Anion bekannt: Größe der Tetraeder- und Oktaederlücken berechnen -> vorhersage, welcher Kationenradius noch in Lücken passt und wann nur ein Würfelgitter geht
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Erklärung: Born-Harber-Kreisprozess
basiert auf Satz von Hess:
- Reaktionsenthalpie = unabhängig vom Reaktionsweg, abhängig vom Ausgabgs- und Endzustand der Produkte und Edukte
- in einem solchen Kreisprozess kann jede Größe bestimmt werden, wenn die anderen bekannt sind
- anstatt Reaktion -> Summe an hypothetischer Teilschritte, die alternativen und energiegleichen Reaktionsweg darstellen
- > Bestimmung von schwer messbaren Größen , zzB Gitterenergie von Iobebverbuíndungen, Elektronenaffinität od Ionisierungsenergie möglich
100
Erklärung typische Eigenschaften von Salzen anhand des Ionengitters:
hohe Schmelz- & Siedetemp
Verhalten gegenüber Polaren Lösungsmitteln
Zerbrechlichkeit
hohe Schmelz- & Siedetemp:
- sehr starke elektrostatische WW zw Anionen und Kationen: hohe Gitterenergie, die beim Schmelzen überwunden werden muss
- auch in Schmelze starke Anziehung -> extrem hohe Siedepunkte
Verhalten gegenüber Polaren Lösungsmitteln:
- polare LM können gut mit Ionen ww & führen in Lösung zu einer starken Solvatation
- H2O= LM mit stärksten Fähigkeit zur Solvatation (Bildung einer Hydrathülle) & damit das beste LM für Salze
- Solvatationsenergie muss Gitterenergie kompensieren
- Solvatationsenergie < Gitterenergie: Salz löst scih nicht
Zerbrechlichkeit (Sprödheit)
- ähnlich wie Metalle bilden auch Salze Kugelpackungen
- wenn durch äußere Einwirkung eine Schicht gegen eine andere verschoben wird, werden plötzlich gleichnamige Ladungen direkte Nachbarn --> stoßen sich sofort ab und der Kristall zerfällt
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Welche Intermolekularen Kräfte wirken zw folgenden Partikeln:
- Ionen
- Metalle
- Kovalente Netzwerke
- Dipol-Moleküle
- Unpolare Moleküle
- Ionen: elektrostatische Kräfte zw Anion und Kation
- Metalle: Zusammenhalt durch delokalisierte Valenzelektronen (Elektronengas)
- Kovalente Netzwerke: chemische kovalente Bindungen
- Dipol-Moleküle: elektrostatische Kräfte
- Unpolare Moleküle: London'sche Dispersionskräfte
London'sche Dispersionskräfte sind bei allen Bindungsarten vorhanden
102
Wie erklärt man sich die London'schen Dispersionskräfte? Zw welchen Teilchen wirken sie?
Erklärung:
- in isolierten Atom, negative Ladung der Atomhülle im zeitlichen Mittel vollkommen symmetrisch verteilt
- Momentaufnahme: kann vorkommen, das sich rein zufällig mer E auf der einen Seite befinden, als auf der anderen
- durch solche kurzzeitigen Unregelmäßigkeiten entsteht kurzzeitig ein Dipol: Eine Seite geringfügig höhere E-Dichte -> negativer Pol
eine Seite geringfügig niedrigere E-Dichte -> positiver Pol
-> polarisiserte Atom nahe genung an anderes Atom, spührt dieses nachbaratom den Dipol und due e reagieren darauf, indem sich auch ein Dipol einstellt
-> Das erste Atom induziert einen Dipol im zweiten Atom
in unpolaren Moleklülen, sind induzierte Dipole die einzigen zwischenmolekularen Kräfte
103
Erklärung Van-der-Waals-Kräfte
alle arten von Dipol-Dipol-WW zw Atomen od Molekülen
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Erklärung wasserstoffbrücken
H-Brücken sind WW zw einem sehr stark positivierten H-Atom & einem elektronegativen Atom im gleichen Molekül od in einem anderen molekül
- H-Brpcken sind weit weniger stark, als eine echte chemische Bindung, aber deutlich stärker als übliche polare WW zw Molekülen od Gruppen im gleichen Molekül
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zw welchen Strukturen können sich H-Bindungen ausbilden?
zw Molekülen mit: O-H, N-H od F-H-Bindungen
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wie stark sind H-Brücken im Vergleich zu einer chemischen Bindung?
4-25 kJ/mol entspricht eine H-Brückenbindung ca 5-10% einer typischen Einfachbindung
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Was versteht man unter der Dichte-Anomalie des Wassers, wodurch wird sie erzeugt und welche konkreten Auswirkungen hat dieses Phänomen?
- normalerweise, Stoffe im festen Zustand: höhere Dichte als im flüssigen:
- beim Schmelzen vergrößert sich das Volumen
- Feststoff sinkt in der Schmelze ab
-- Wasser umgekehrt: Eis ist voluminöser als flüssiges Wasser! Eis schwimmt auf fl. Wasser! Bei 4°C hat Wasser die größte Dichte.
Auswirkung: Gewässer frieren von oben nach unten zu. Am Gewässerboden liegt das Wasser mit der größten Dichte und das ist 4°C warm.
108
Was ist der Dampfdruck einer Flüssigkeit? Von was ist er abhängig?
Wasser bei 25°C RT:
- H2O Moleküle flüssig, ABER auch gasförmig!
--> Dampfdruck des Wassers
- ist temperartur abhängig
15°C: 18-20 mbar (sog. Wasserstraglvakuum)
100°C: 1013 mbar (atmosphären druck)
109
Beschreiben Sie ein Experiment (ein Versuchsaufbau) zur Messung des Dampfdrucks von Ethanol bei Raumtemperatur.
Kolben mit angeschlossenem U-Rohrmonometer. In den Kolben wird eine Menge Ethanol gefüllt (z.B. halbvoll). Jetzt wird die Apparatur an eine Vakuumpumpe angeschlossen. Würde man die Pumpe jetzt einschalten, würde das Ethanol anfangen zu kochen und in die Pumpe gezogen. Die Pumpe bleibt also zunächst aus. Der Kolben mit dem Ethanol wird in ein fl. Stickstoffbad gestellt. Wenn das Ethanol eingefroren ist wird die darüberstehende Luft mit der Pumpe abgesaugt. Der Kolben wird zur Pumpe hin verschlossen und man lässt ihn wieder auf Raumtemperatur auftauen. Jetzt hat man im Kolben nur noch Ethanol. Ein Teil ist bei RT flüssig und ein Teil geht in die Gasphase bis der Dampfdruck des Ethanols bei RT erreicht ist. Der Druck kann am U-Rohrmanometer abgelesen werden. Wird die Apparatur erhitzt steigt der Dampfdruck, wird abgekühlt sinkt er.
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Wie hängen Dampfdruck und Siedetemperatur zusammen? Warum siedet eine Substanz im Vakuum tiefer als bei Atmosphärendruck?
- Dampfdruck steigt mit Temperatur an -> exponentiell!
- Flüssigkeit siedet wenn Dampfdruck = äußerer Druck
- -> Siedepunkt steigt mit zunehmenden und fällt mit abnehmendem äußeren Druck: im Vakuum sieden flüßigkeiten tiefer als bei Normaldruck
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Erklären Sie die Begriffe…
Tripelpunkt:
Kritischer Punkt
Tripelpunkt: an diesem Punkt des Phasendiagramms gibt es alle drei Phasen gleichzeitig, an jedem anderen Punkt des Phasendiagramms gibt es nur eine oder höchstens zwei
Kritischer Punkt:
es gibt keinen unterschied mehr zwischen flüssiger Phase und Gasphase
(Vor dem Kritischen Punkt wird mit zunehmender Temperatur immer mehr Gasphase gebildet. Der Druck in der Gasphase wird also immer höher (abgeschlossenes System!) und damit auch die Dichte der Gasphase. Gleichzeitig nimmt die Dichte der flüssigen Phase mit zunehmender Temperatur ab. Irgendwann kommt der Punkt, an dem die Dichte der Gasphase gleich ist wie die Dichte der Flüssigkeit. Jetzt erkennt man keine Phasengrenze mehr, da ja alles gleich dicht ist. Der Punkt, an dem die beiden Dichten gleich werden und die Phasengrenze zwischen flüssig und gasförmig verschwindet ist der kritische Punkt.
Zustände oberhalb des kritischen Punktes nennt man „überkritisch“.
Überkritisches Kohlend)
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Erklären Sie anhand des Systems „Wasser flüssig / Wasser gasförmig“ den Begriff des Dynamischen Gleichgewichts.
- Kolben z.B. bei Raumtemperatur, indem sich nur Wasser befindet
- Kolben ist z.B. halbvoll mit flüssigem Wasser und in der Gasphase Wassermoleküle, sorgen für den sich einstellenden Dampfdruck
- Dampfdruck ändert sich nicht mehr, solange T konst
- Annahme: bei Auftauen und Erwärmen des Wassers auf RT gehen nach und nach Wassermoleküle in die Gasphase, wenn RT erreicht ist und der passende Dampfdruck sich eingestellt hat, dann passiert einfach nichts mehr
- Tatsächlich bleibt Dampfdruck konstant und auch die Flüssigkeitsmenge verändert sich nicht mehr.
- Dennoch passiert mikroskopisch ständig etwas: Ständig schafft es das ein oder andere Wassermolekül aus der flüssigen Phase in die Gasphase aber im gleichen Maße wird auch immer wieder ein Gasmolekül von der flüssigen Phase eingefangen.
-> In der Summe bleibt also die Anzahl der Gasteilchen immer gleich, dennoch gibt es einen ständigen Austausch von Wassermolekülen zwischen der flüssigen und der Gasphase.
Beobachtung: Gleichgewicht – alle Konzentrationen bleiben gleich, es scheint nichts mehr zu passieren – aber es ist ein dynamisches Gleichgewicht: beide Prozesse Verdampfen und Kondensieren erfolgen in hohem Maße aber mit gleicher Geschwindigkeit, also im gleichen Ausmaß.
Ganz viele chemisch-physikalische Vorgange führen zu einem dynamischen Gleichgewicht. Statische Gleichgewichte gibt es in der Chemie nicht!
