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Zusammenfassung
Chemie

Universität Graz

3,Gößnitzer, 2014

Gudrun H. ©
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Allgemeine Chemie 2 vom Molbio Studium. Kapitel 2

Kapitel 2


Dalton Atomtheorie


  • Elemente bestehen aus Atomen. Alle Atome eines Elementes sind gleich, Atome von verschiedenen Elementen sind verschieden.

  • Bei chemischen Reaktionen werden Atome miteinander verbunden oder getrennt. Dabei werden nie Atome zerstört oder neu gebildet. Kein kein eines Element kann in ein Atom eines anderen Elementes umgewandelt werden.

  • Eine gegebene Verbindung besteht immer aus den gleichen Atomsorten, die in einen festen Mengenverhältnis verknüpft sind.


Gesezt der Erhaltung der Masse


Während einer chemischen Reaktion lässt sich keine Veränderung der Gesamtmasse beobachten.

Summe der Masse aller reagierenden Substanzen = Summe der Masse alle Produkte


Gesetz der konstanten Proportionen


In einer Verbindung sind stets die gleichen Elemente im gleichen Massenverhältnis


Gesetz der multiplen Proportionen


Wenn zwei Elemente A und B mehr als eine Verbindung miteinadner eingehen, dann stehen die Masse von A und die Massen von B, in einem ganzzahligen Verhältnis.


Elektron


Ladung: q= -e= -1,66022 * 10^-19 C

Masse: m= 9,1094 * 10^-28 g


Proton


Ladung: q= e= 1,6022 *10^-19 C

Massse: m= 1,6726 * 10^-24 g


Neutron


hat keine Ladung

Masse: m= 1,6749 *10^-24 g


Rutherford Atommodell


Im Mittelpunkt der Atome befindet sich der Atomkern. Die gesamte Atommasse und die ganze postive Ladung befidnet sich im Kern. Im Kern befindet sich Protonen und Neutronen. Elektronen nehmen fast das gesamte Volumen ein. Sie befinden sich außerhalb des Atomkerns. Damit ein Atom neutral ist, muss die Anzahl der Protonen denen der Neutronen entsprechen. Atomkern ist 1 fm groß. Das gesamte Atom hat eine Größe von 1pm.


Atomsymbole


Ordnungszahl Z: ist gleich die Zahl der positiv geladenen Elementarteilchen. Ordnungszahl= Zahl der Protonen. In einem neutralen Atom entspricht die Ordnungszahl auch gleich der Zahl der Elektronen. Links unten


Massenzahl A: gibt die Gesamtzahl der Nucleonen an. Also die Protonen und Neutronen zusammen. Links oben


Ion


ein elektrisch geladenes Teilchen, das aus einem oder mehreren Atomen besteht. Die elektrische Ladung entsteht durch auf oder abgabe von Elektronen. Die Ladung wird rechts oben angeschrieben.


Ionenladung = Gesamtladung der Protonen + Gesamtladung der Elektronen = Gesamzahl der Protonen -Gesamtzahl der Elektronen


Isotope


Alle Atome eines Elements haben die gleiche Ordnungszahl, sie können sich jedoch in den Massenzahlen unterscheiden. Die unterschiedlichen Massenzahlen, ergibt sich aus einer unterschiedlichen Anzahl von Neutronen


Atommasssen


1u= 1/12m (12-6 C Atom)= 1,660540 * 10^-27 kg


Mol


Na= 6,02214 *10^23


relative Atommasse Ar: ist eine reine Zahl ohne Angabe einer Einheit.

Molare Masse: die Masse eines Mols


Kapitel 6


Elektromagnetische Strahlung

  • Wellenlänger: λ

  • Amplitude: A
    Intensität ist proportional zu A^2

  • Ausbreitungsgeschwindigkeit= Lichtgeschwindigkeit. Im Vakuum c= 2,9979 * 10^8 m/s

  • Frequenz v : entpsricht der Zahl der Wellen, die an einem gegebenen Ort in jeder Sekunde vorbeikommen. [v] = 1Hz = 1 s^-1


c=λ *v


Quantentheorie


Energie in Form von elektromagnetsicher Strahlung wird nur in definierten Proportionen absorbiert oder abgestrahlt. Die einzelnen Energieprotionen heißen Quant.


Energiebetrrag E: E= h*v


Plank-Konstante h: 6,62608 10^-34 Js


Ein einzelnes Quant, kann man sich als Teilchen vorstellen, das sich mit Lichtgeschwindigkeit fortbewegt = Photon.


Atomspektren


Licht wird beim Durchgang durch ein Prisma abgelenkt → je kleiner die Wellenlänge, desto stärker die Ablenkung.


Beim Erhitzen von Gassen oder Dämpfen chemischer Substanzen kommt es zu einen Leuchten. Wird dieses Licht durch ein Prisma geleitet, so wird ein Linienspektrum beobachtet. Das Spektrum besteht aus einer begrenzten Anzahl von scharf begrenzter, farbiger Linien → jede von entspricht einer eigenen, definierten Wellenlänge.

Jedes zum Leuchten angeregte Element zeigt ein charakteristisches Spektrum.


Balmer-Gleichung:


Bohr- Atommodell


  • Das Elektron kann sich nur auf bestimmten Kreisbahnen aufhalten. Die Bahnen sind konzentrisch um den Atomkern angeordnet. Jede Bahn wird mit Buchstaben (K,L,M,N) oder einer Zahl (n= 1,2,3,4 ) bezeichnet

  • Auf jeder Bahn, auf der das Elektron kreist, hat es eine bestimmte Energie. Auf der K-Schale, hat das Elektron die geringste Energie. Um das Elektron auf eine weiter außen liegende Bahn zu bringen, muss man Energie zuführen.

  • Wenn sich das Elektron auf der innersten Bahn befindet und die geringste Energie hat → Grundzustand. Durch Zufuhr von Energie, kann das Elektron auf eine größere Bahn springen und einen höheren Energiezustand annehmen → angeregter Zustand

  • Wenn das Elektron vom angeregten Zustand wieder auf eine weiter innen liegende Bahn springt, wird ein definierter Energeibetrag frei und in Form eines Lichtquants emittiert. Der Energiebetrag entspricht der Differenz der Energien des höheren und des niedrigeren Energiezustands.


Energie in der nten Schale:


En= - (2,179* 10^-18/ n^2) J

Wenn ein Elektron von einer äußeren Bahn auf eine weiter innen liegenden Bahn spircht → überschüssige Energie als Lichtquant abgegeben.


Formel :


Um ein Elektron vollständig vom Atom abzutrennen benötigt man die Ionisierungsenergie


Formel:


Periodensystem


Döberreiner: Teilte Elementengruppen in Triaden ein. Die Elemente einer jeden Triade sind einander ähnlich und die relative Atommasse des jeweils zweiten Elements ist ungefähr der Mittelwert aus den Atommassen der anderen beiden.


Newland: Oktavengesetz. Achtergruppen nach steigender Atommassen. Das achte Element ähnelt den ersten und das neunte den zweiten usw.


Periodensystem: Meyer und Mendelejew


  • Elemente nach steigender Atommasse geordnet

  • es tauchen Ähnlichkeiten in den Eigenschaften periodisch auf, ähnliche Elemente stehen in senkrechten Spalten zusammen → Gruppen

  • Leere Stellen für unentdeckte Elemente

  • Edelgase nicht vorhergesehen

  • Problem bei Zuordnung → Elemente werden nach Ordnungszahl geordnet


Moseley- Gesetz


Wenn Kathodenstrahlen (Elektronen) mit einer Hochspannung gegen eine Anode beschleunigt werden → Ausstrahlung von Röntgenstrahlen, diese können in ein Spektrum je nach Wellenlänge zerlegt werden → Linienspektrum. Je nach Element, welches als Anoden- Material verwendet wird, erhält man ein anderes Spektrum.

Eine bestimmte Linie des Spektrums gibt es eine lineare Beziehung zwischen der Wurzel und der dazugehörigen Frequenz und der Ordnungszahl der Elemente. → für jedes Element richtige Ordnungszahl → Ordnugszahl ist abhängig von den chemischen und physikalischen Eigenschaften der Elemente.


→ Im Atom gibt es eine fundamentale Größe, die in regelmäßigen Schritten von Atom zu Atom zunimmt. Diese Größe kann nur die positiv Ladung des Atomkerns sein.


Einteilung des Periodensystem


  • Elemente fortlaufend nach Ordnungszahl geordnet

  • Gruppen: chemische einander ähnliche Elemente stehen in Spalten untereinander

  • Lanthaniode: Ordnungszahl 58-71

  • Actinoide: Ordnungszahl 90-103

  • Hauptgruppen

  • Nebengruppen

  • Ãœbergangselemente oder Ãœbergangsmetalle


Wellenmechanik


Quantentheorie: Licht ist ein Strahl von Teilchen, den Photonen.

Licht ist Welle oder Teilchen → Welle- Teilchen- Dualismus

Jeder Strahl von beliebigen Teilchen kann auch als Welle aufgefasst werden.


De-Broglie-Beziehung


E= h* c/λ → λ= h/ m*c


nicht nur ein Photon mit Lichtgeschwindigkeit sonder auch jedes andere beliebige Teilchen :


λ= h/m * v → Wellenlänge eines fliegenden Teilchens

(m*v = Impuls)


Heisenbergsche- Unschärferelation


Es ist grundsätzlich unmöglich von einem Objekt gleichzeitig den genauen Aufenthaltsort und den Implus zu bestimmen.

Die Lage von Körpern sehen wir mit Hilfe von Licht. Um ein Elektron zu orten → sehr kurzwelliges Licht notwendig → diese hat eine hohe Frequenz und würde den Elektron wenn es darauf trifft einen zusätzlichen Impuls geben und damit würde der Versuch das Elektron zu orten, seinen Impuls verändern. Energieärmere Photonen würden den Impuls weniger beeinflussen, aber man könnte das Elektron nur ungenau orten.

Δp= Δ(v*m)


Δx= Unschärfe bei der bestimmung des Ortes

Δ(m*v)= Impulsunschärfe


Elektron im Kasten


Elektron das in einem Kaster hin- und herfliegt → stehende Welle
Die Amplitude der stehenden Welle an einem Ort x durch einen Wellenfunktion ψ


ψ= sinπ *n *x


x in Einheiten d mit d= n* λ/2 λ= h/m*v


Knotenpunkte: hier hat die Amplitude den Wert null. Eine stehende Welle hat n-1 Knotenflächen

Bei Licht und anderen Wellen: Intensität proportional zum Quadrat der Amplitude

Bei Wellenfunktion ψ : ψ^2 proportional zur Ladungsdichte

Die elektrische Ladung ist im Raum verteilt → Orte mit hoher Ladungsdichte, hier ist die Aufenthaltswahrscheinlichkeit für das Teilchen groß.

Ladungsverteilung: ψ^2 und an Knotenflächen ψ^2 = 0

Eine Dimension: Stehende Welle einer Seite → Knotenpunkte, eine Zahl: n

Zwei Dimensionen: Stehende Welle auf Paukenfell → Knotenlinien, zwei Zahlen: n,l

Drei Dimensionen: Knotenflächen → drei Zahlen: n,l,m


Schrödingergleichung

  • Differentialgleichung

  • Berechnung der Wellenfunktionen für die Elektronen in Atomen

  • Es gibt mehrere Lösungen: mehrere Wellenfunktion, die verschiedene stehende Wellen erfassen. Zu jeder Wellenfunktion gehört ein definierter Energiezustand und eine Aussage über die Ladungsverteilung (Aufenthaltsbereiche)

Orbitale: Aufenthaltsräume, in dem sich Elektronen mit einer bestimmen Wahrscheinlichkeit aufhalten. Maximal 2 Elektronen in einen Orbital und jedes Elektron ist gekennzeichnet durch 4 Quantenzahlen.


Quantenzahlen


  • Hauptquantenzahl n: n bezeichnet die Schale und den mittleren Atomabstand, die Aufenthaltswahrscheinlihc des Elektrons ist hier relativ hoch.
    n= 1,2,3 je größer der Zahlenwert, desto weiter ist die Schale vom Atomkern entfernt und desto höher ist die Energiebetrag

  • Nebenquantenzahl l: dadruch werden Unterschalen beschrieben und die Gestalt. l=(n-1)
    l= 0,1,2,3
    Symbol= s,p,d,f

    Zahl der Orbitale= 1,3,5,7
    Innerhalb einer Schale nimmt die Energie mit steigenden l-Wert zu. Eine Unterschale besteht aus einem oder mehreren Orbitalen.
    Unterschalen: die Zahl der Unterschalen =n.

  • Magnetquantenzahl m: beschreibt die Orientierung des Orbitals. dient der Unterschiedung der Orbitale in einer Unterschale
    m= -l, -(l-1), .,0, +(l-1),+l

    Alle s-Orbitale sind kugelförmig. Die drei p-Orbitale einer Unterschale sind energiegleich, entartet, solange kein magnetischen Feld vorhanden ist. Wenn ein äußeres Magnetfeld vorhanden ist, so wird die Entartung aufgehoben und die Orbitale sind je nach Orientierung zum Magnetfeld nicht mehr energiegleich. P-Orbitale sind hantelförmig. D-Orbitale sind rosettenförmig.

  • Spinmagnetquantenzahl s: beschriebt den Spin eines Elektrons. ein Elektron dreht sich ständig um die eigene Achse. Zwei Elektronen mit verschiedenen s-Werten haben entgegengesetzen Spin. Die magnetischen Eigenschaften von zwei Elektronen mit entgegengesetzen Spin heben sich auf.
    S= -1/2 oder +1/2

Pauli-Prinzip


Auschließungsprinzip: es dürfen keine zwei Elektronen in einem Atom in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen.
Ein Orbital kann mit maximal zwei Elektronen besetzt sein.


Hund-Regel


Elektronenkonfiguration: Verteilung der Elektronen auf die verschiedenen Orbitale
Hund-Regel der maximalen Multiplizität: Elektronen verteilen sich auf entartete Orbitale mit einer maximalen Zahl von ungepaarten Elektronen mit parallelen Spin. Paralleler Spin bedeutet gleiche Richtung. → folge der gegenseitigen Abstoßung der negativ geladenen Elektronen, wenn die Wahl unter verschiedenen gleichwertigen Orbitalen besteht, verteilen sie sich auf verschiedene Orbitale bevor es zur Paarung kommt.


Paramagnetische Substanz: ungepaarte Elektronen, wird in ein Magnetfeld hingezogen, Stärke hängt von der Zahl der ungepaarten Elektronen ab.

Diamagnetische Substanz: nur gepaarte Elektronen, werden vom Magnetfeld schwach abgestoßen.

Valenzschale: ist die Außenschale der Atome und die Elektronen heißen Valenzelektronen. Für die Elemente der Hauptgruppe ist die Zahl der Valenzelektronen gleich die Gruppennummen.


Elektronenstruktur der Elemente


Jedes neu hinzutretende Elekton besetzt das energetisch am tiefsten liegende noch verfügbare Orbital → Aufbauprinzip.

Alle Orbitale einer Unterschale sind energetisch gleichwertig. Orbitale verschiedenen Unterschalen der gleichen Schale unterscheiden sich.

s<p<d<f

s-Block und p-Block:Hauptquantenzahl des zuletzt hinzugekommenen Elektrons = Periodennummer

d-Block: Periodenummer -1

f-Block: Periodennummer -2

halbbesetzt: eine Unterschale, bei der jedes Orbital genau mit einem Elektron besetzt ist.

Bevorzugte Stabilität wenn alle Orbitale einfach oder doppelt besetzt sind.

Edelgase:

  • nur voll besetzte Unterschalen, ns^2np^6 → Edelgaskonfiguration.

  • Sie stehen am Ende jeder Periode.

  • Farblose, Einzelatome

  • diamagnetische

  • chemisch inert


Hauptgruppenelemente:

  • Metalle und Nichtmetalle

  • sehr unterschiedliche Eigenschaften

  • diagmentische und paramagnetische

  • Verbindungen meist diamagnetisch und farblos

  • Zahl der Valenzelektronen entspricht der Hauptgruppennummer

  • Valenzelektronen bestimmen chemischen verhalten

Ãœbergangsmetalle bzw. Nebengruppenelemente

  • Zuletzt dazugekommenen Elektron ist ein d-Elektron

  • d-Elektronen gehören auch zu den Valenzelektronen

  • Metalle, meist paramagnetische

  • Viele Verbindungen paramagentisch und farbig

Lanthanoide und Actiniode

  • Letztes Elektron besetzt ein f-Orbital (zweitletze Schale)

  • Chemische Eigenschaften abhängig von den letzen drei Schalen

  • Paramagnetische Metalle

  • Verbindungen paramagnetisch und farbig


Kapitel 7


Ionen- Bindung:


Elektronen gehen von Atomen einer Sorte auf Atome einer anderen Sorte über. Die Atome eines der reagierenden Elemente gibt Elektronen ab und wird dadruch positiv. Die Atome der anderen Reaktanden nehmen Elektronen auf und werden negativ. Die elektrostatische Anziehung hält die Ionen zusammen


Kovalente Bindung: Atome teilen sich gemeinsam Elektronen.


Metallische Bindung: Bei Metallen und Legierungen. Zahlreiche Atome sind zusammengefügt, und jedes davon trägt mit einem oder mehreren Außenelektronen zu einem Elektronengas bei. Das Elektronengas besteht aus einer großen Zahl von delokalisierten Elektronen, die allen Atomen gemeinsam angehören und sie zusammenhalten. Das Elektronengas kann sich frei durch die gesamte Struktur bewegen.



Atomgröße


Chemisches Verhalten abhängig von:

  • Kernladung

  • Elektronenkonfiguration

  • Größe


Größe: man kann ein Atom nicht so einfach ausmessen. Man bestimmt den Abstand zwischen den Kernen von zwei miteinander verbundenen Atomen. Die aneinander gebundenen Atome halten einen Abstand voneinander ein, dieser entspricht dem Energieminimum der Potentialkurve. Die Abhängigkeit der abstoßenden Kraft vom Abstand ist für ein gegebenes Atompaar immer gleich, die anziehende Kraft hängt jedoch von der Art der Bindung ab. → schwache van der Waals-Anziehung hat einen größeren Gleichgewichtsabstand als eine starke kovalente Bindung


Atom und Ionenradien:

30 bis 200 pm

  • Kovalenzradius: Bindungselektronenpaare werden untersucht, halber Abstand zwischen den Kernen eines homonuclearen Moleküls, kleiner als die Van der Waals-Radien

  • Van der Waals-Radius: einzelne, nicht gebundene Atome im festen Zustand.

Der effektive Radius hängt somit von den jeweiligen Bindungsverhältnissen ab.


  • Innerhalb einer Gruppe nimmt die effektive Größe mit zunehmender Ordnungszahl zu. Die Atomgröße wird hauptsächlich durch die Zahl n der Hauptquantenzahl der Außenelektronen bestimmt.

  • Bei Hauptgruppenelementen nehmen die Kovalenzradien ebenso die van der Waals-Radien innerhalb einer Periode von links nach rechts ab.

  • Bei Nebengruppenelementen beobachtet man zunächst eine geringe Abnahme und gegen Ende der Periode eine Zunahme

  • Allgemein sind die Atomradien von Metallen größer als die von Nichtmetallen


Ionenradius:

  • Abstand der Ionenzentren

  • Kationen kleiner als Anionen

  • Kationenradius kleiner als Kovalenzradius. Ein zweifach geladenes Kation ist größer als ein dreifach geladnenes.

  • Anionenradius entpricht etwa dem Van der Waals-Radius


Ionisierungsenergie 1


Energie, um einen Atom im Grundzustand das am schwächsten gebundene Elektron zu entreißen.

Es ist in jedem Fall Energie zuzuführen.

Elektronenvolt: entspricht der kinetischen Energie eines Elektrons, das durch ein elektrischen Potenzial von 1 Volt im Vakuum beschleunigt wurde → 1eV= 1,6022*10^-19 J

Elektronenvolt pro Atom: eV/Atom= 96,487kJ/mol

  • Ionisierungsenergie nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu.(Atome werden immer kleiner, die effektive Kernladung nimmt zu,

  • Innerhalb einer Hauptgruppe nimmt sie mit zunehmender Ordnungszahl ab.(Entfernung wird zunehmend leichter, da die Elektronen immer weiter vom Kern entfernt sind)

  • Bei Nebengruppenelementen nimmt die Ionisierungsenergie innerhalb einer Periode weniger stark zu.

  • Bei Lanthanoiden bleibt sie sogar annähernd konstanten

  • Metalle haben eine relativ niedrige Ionisierungsenergie( unter 1000 kJ/mol) und Nichtmetalle eine relativ hohe. (über 1000 kJ/mol). Die Metalle links unten verliernen am leichtesten Elektronen.

  • Besonders hohe Ionisierungsenergie:

    - Edelgase

    -Be,Mg,Zn,Cd,Hg. Hier ist die s- Unterschale der Außenschale vollständig besetzt, und die d-Unterschalen von innen Schalen vollständig besetzt

    -N,P,As,Sb, bei denen die p-Unterschale der Außenschale halbbesetzt ist


Ionisierungsenergie 2:
von einem einfach positiv geladenen Ion ein zweites zu entfernen.
Ionisierungsenergie 3: ist die Wegnahme eines dritten Elektrons. Je höher die positive Ladung eines Ions, umso schwieriger wird es ein Elektron wegzunehmen.

Ionen mit einer höheren Ladung wie 3+ gibt es kaum.
Es kommt zu einer Sprunghaften zunahme der Ionisierungsenergie wenn die Valenzelektronen entfernt wurden.


Elektronenaffinitäten


Energie, die bei der Aufnahme eines Elektrons durch ein Atom im Gaszustand umgesetzt wird. Es muss entweder Energie zugeführt werden oder freigesetzt werden. Wenn negativ dann wird Energie freigesetzt.
Wenn ein Elektron sich einem Atom nähert, wird es vom Atomkern angezogen, aber von den Elektronen des Atoms abgestoßen. Je nachdem ob die Anziehung oder Abstoßung überwiegt, wird Energie freigesetzt oder benötig, um ein negativ geladenen Ion zu bilden.


Zweite Elektronenaffinität: gibt es nur für wenige Elemente. Es handelt sich um die Aufnahme eines zweiten Elektrons. Es muss Energie aufgewandt werden. Bei der Berechnug der Gesamtenergie eines mehrfach negativ geladenen Ions müssen alle Einzelelektronenaffiniäten berücksichtigt werden.


Ionenbindung


  • einatomiges Ion: besteht aus einem Atom. Metallatome bilden Kationen (niedrige Ionisierungsenergie) und Nichtmetallatome bilden Anionen ( hohe Elektronenaffinitäten)

  • mehratomige Ionen stehen aus mehreren Atomen. Es können Anionen oder Kationen sein

  • Eine Ionenverbindung besteht aus zahlreichen Kationen und Anionen, die sich zu einem Ionenkristall anordnen. Die elektrostatische Anziehung hält den Kristall zusammen. Der Kristall ist nach außen hin neutral. Die gesamte positive Ladung muss gleich sein wie die gesamte negative Ladung.

Bei Hauptgruppenelementen sind nur die Elektronen der Außenschale an der Reaktion beteiligt. Valenzelektronen spielen eine wichtige Rolle.
Koordinationszahl: Anzahl der nächsten Nachbarn eines Ions.

Isoelektrisch: wenn ein Atom die gleiche Elektronenkonfiguration wie ein Edelgas erhält


Gitterenergien


Beim Zusammenfügen von weit voneinander entfernten, sich im Gaszustand befindlichen positiven und negativen Ionen zu einem Kristall wird die Gitterernergie frei.

Beim Aufbau eines Kristalls wird immer Energie freigesetzt. Die Verdampfung erfordert die Zufuhr des gleichen Energiebetrags.

→ Energie umso großer, je kleiner die Ionenbindung


Born-Haber-Kreisprozess:

Zur Bestimmung der Gitterenergien.
Die Basis ist der Satz von Hess. Jede Größe im Kreisprozess kann berechnet werden, wenn die anderen bekannt sind.

Arten von Ionenbindung


In der Regel ist die Bildung von Ionen mit Edelgaskonfiguration energetisch begünstigt. Mehr als 3 Elektronen werden allerdings nie aufgegeben oder aufgenommen. Die dafür aufzuwendene Energie steht nie zur Verfügung.


  • S^2- Ionen

    Konfiguration des He (H-,Li+,Be 2+)

  • s^2p^6 Ionen

    Na+, Mg 2+, Al 3+, N 3-, O 2-, S2-, Cl-,


  • d^10 Ionen
    alle Unterschalen der Außenschale sind voll besetzt.

    Cu+, Ag+, Au+, Zn 2+, Cd 2+, Hg 2+, Ga 3+, In 3+, Ti 3+

  • d^10 s^2 Ionen
    nur vollbesetzte Unterschallen
    Ga+, In+, Ge 2+, Sn2+, Pb 2+, As 3+, Sb 3+, Bi 3+

  • Ionen von Nebengruppenelementen
    die äußerste Schale ist eine s Schale. Bei der Bildung von Ionen werden an erster stelle die s-Elektronen abgegeben, aber es können auch innere Elektronen aus der höchst besetzten d-Unterschale abgegeben werden
    Cu+, Cu 2+, Cr 2+, Cr 3+, Fe 2+, Fe 3+



Kationen: Die meisten einatomigen Kationen werden von Metallatomen gebildet. Wenn das Metall nur eine Sorte Kationen bildet, wird der deute Name des Metall verwendet. Bei Metallen, die mehrere Kationen bilden, die sich in der Ladung unterscheiden, wird die Ladung durch eine arabische oder römische Ziffer angegeben.
Mehratomige Ionen bestehen aus mehreren Atomen, die durch kovalente Bindungen miteinander verbunden sind.

Mehratomige Kationen, in denen Wasserstoff enthalten ist, erhalten die Endung – onium. Das gilt auch für Kationen, in denen die Wasserstoff-Atome durch andere Gruppen substituiert sind, die substituierte Gruppe wird zusammen mit einen griechischen Zahlwort vorangestellt.


Anionen: Einatomige Atome werden von Nichtmetallatomen gebildet. Sie erhalten den lateinsichen Namen des Elements mit der Endung -id. Auch die Namen einiger weniger mehratomiger Anionen enden auf -id.


Verbindung: Der Name besteht aus dem Namen des Kations, gefolgt vom Namen des Anions. Sind mehrere Ionen vorhanden, werden sie in alphabetischer Reihenfolge genannt.



Kovalente Bindung


Wenn Atome von Nichtmetallen miteinander in Wechselwirkung treten, kommt es nicht zu einer Übertragung von Elektronen, stattdessen binden sich Atome über Elektronen aneinander, die ihnen dann gemeinsam gehören. In einem Molekül werden die Atome durch kovalente Bindungen zusammengehalten.


Lewis-Formel oder Valenzstrichformel
Jeder Strich steht für ein Elektronenpaar. Die Lewis-Theorie betont das Erreichen der Edelgaskonfiguration. → Oktettregel


(8-N)-Regel: 8-Hauptgruppennummer → das ist Zahl, die angibt wieviele kovalente Verbindungen gebildet werden.


Gesamtzahl der Valenzelektronen muss so auf bindende und einsame Elektronenpaare aufgeteilt sein, dass jedes Atom von acht Elektronen und jedes H -Atom von 2 Elektronen umgeben ist.

Anzahl der Bindungselektronen: 2*(Anzahl der H-Atome)+8*(Anzahl der übrigen Atome)-(Gesamtzahl der valenzelektronen)


Übergänge zwischen Ionenbindung und kovalenter Bindungselektronen


Die meisten Verbindungen sind weder reine Ionenverbindungen noch reine kovalente Verbindungen. Die reine Ionenbindung ist am besten Verwirklicht, wenn sie aus einem Metall mit niedriger Ionisierungsenergie und einem Nichtmetall mit hoher Tendenz zur Elektronenaufnahme besteht. Eine reine kovalente Bindung ist nur zwischen gleichen Atomen möglich.



Liegt eine reine Ionenverbindung vor, so zieht das positive das negative an → es kommt zu einer Deformation und dies kann zu einem Übergreifen der Elektronenwolke führen → Bildung einer kovalenter Bindung.

Anionen sind umso leichter polarisierbar:

  1. je größer sie sind

  2. je größer ihre Ladung is

Kationen wirken umso stärker polarisierend:

  1. je kleiner sie sind

  2. je größer ihre Ladung ist


  • Metalle im PSE: das jeweils kleinste Element bildet am ehesten Verbindungen mit kovalenten Charakter

  • Be- in Verbindungen meist kovalenten

  • B bildet nur kovalente Verbindungen


Polarisation


Wenn eine kovalente Bindung zwischen unterschiedlichen Atomen vorliegt, ist dide Elektronenaldung nicht symmetrisch verteilt. Die beiden Atome teilen sich die Elektronen nicht gleichmäßig. Ein Atom wird die Elektronen immer etwas stärker anziehen.

Polare kovalente Bindung: es kommt einen partiell positiv geladenen Teil und einen partiell negativ geladenen Teil

Je größer die elektronenanziehende Wirkung ist, desto polarer ist die Verbindung, umso größer ist der Betrag der partiellen Ladung. → sollte die ungleiche Verteilung der Elektronen zu groß werden so entstehen Ionen


Dipolmoment: μ= q*d

[Dipolmoment]= Debye-Einheit= 1D= 3,338*10^-30 C*m
Moleküle die einen Dipolmoment besitzen, nennt man polares Molekül.


Elektronegativität


Ein Maß für die Fähigkeit eines Atom, die Elektronen in einem Molekül/einer Bindung an sich zu ziehen.

-relative Werte

-Willkürliche Nullpunkte

→ nimmt im Periodensystem von links nach rechts zu und von oben nach unten ab

  • Fluor ist das elektronegativste Elementarteilchen

  • Metalle geben leicht Elektronen ab und haben daher kleine Elektronegativität

  • Nichtmetalle tendieren zu Elektronenaufnahme

Je größer die Differenz desto polarer die Verbindung.


Formalladungen


Bei bestimmten kovalenten Bindungen werden beide Elektronen des gemeinsamen Elektronenpaares von einem der Atome zur Verfügung gestellt.

Formalladung wird berechnet, indem man die Bindungselektronen zu gleichen Teilen zwischen den gebundenen Atomen aufteilt, für jede kovalente Bindung erhält einer der beteiligten Atome ein Elektron. Die Zahl der Elektronen, die jedes Atom nach der Aufteilung besitzt, wird mit der Zahl der Valenzelektronen verglichen. Die Summe der Formalladungen entspricht der Ladung des Gesamtteilchens.
Formalladung entspricht nicht der Realität.
Ein Atom das nach der Lewis-Formel so viele Bindungsstriche hat, wie nach der (8-N)-Regel zu erwarten sind, hat keine Formalladung.


Mesomerie (Resonanz)


Die tatsächliche Struktur eines Moleküls ist ein Zwischending zwischen den Mesomere Grenzformeln. Es handelt sich weder um Einfach- noch um Doppelbindungen, sondern es handelt sich um ein Mittelding. Die Elektronen springen nicht hin und her und die Moleküle entsprechen nicht zeitweise der einen und zeitweise der anderen Grenzformel.

  1. Für alle mesomeren Grenzformeln muss die räumliche Anordnung der Atomkerne dieselbe sein. Sie unterscheiden sich nur in der Verteilung der Elektronen.

  2. Zwei aneinander gebundene Atome sollen keine Formalladung mit gleichen Vorzeichen haben.

  3. Die wichtigste Grenzformel sind diejenigen mit der kleinsten Anzahl von Formalladungen und mit den kleinsten Beträgen für diese Ladungen.

  4. Bei den wichtigsten Grenzformel entspricht die Verteilung von positiv und negativen Formalladungen den Elektronegativitäten. Das elektronegativste Atom sollte möglichst positive Formalladung haben.


Nomenklatur von binären Molekülverbindungen


Zuerst deutsche Name des weniger elektronegativen Elements und dann der lateinischen Name des elektronegativeren Elements mit der Endung -id.


Kapitel 9


Ausnahmen zur Oktettregel


  • Moleküle mit ungeraden Elektronenzahl

  • Atome mit weniger oder mehr als acht Valenzelektronen.

  • Keine Aussagen über Molekülgeometrie


VSEPR-Theorie= Valenzelektronenpaar-Abstoßungs-Theorie


Sie ermöglicht es die geometrische Anordnung der Atome vorauszusagen.

  • Die negativ geladenen Elektronenpaare stoßen einander ab, daher werden die Elektronenpaare der Valenzschale des Zentralatoms sich gegenseitig so weit wie möglich entfernen. Die Molekülgestalt ist eine Konsequenz dieser gegenseitigen Elektronenpaar-Abstoßung.

  • Alle Elektronen der Valenzschale werden berücksichtigt.

  • Die nichtbindenden Elektronenpaare tragen zur Molekülgestalt bei.

Die Molekülstruktur hängt in ersten Linie von der Zahl der Elektronenpaare der Valenzschale ab. Wenn der Ladungsschwerpunkt aller Elektronenpaare gleich weit vom Atomkern des Zentralatoms entfernt ist, so verteilen sich die Elektronenpaare so wie eine entsprechende Zahl von Punkten auf einer Kugeloberfläche mit größtmöglichen Abständen zwischen den Punkten.



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