Chemie (Subject) / Anorganische Chemie I. Semester (Lesson)

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• Bildung von sp³-Hybridisierung Ein s-Orbital und drei p-Orbitale können hybridisieren, um vier äquivalente sp³-Hybridorbitale zu bilden. Die großen Lappen der Hybridorbitale zeigen zu den Ecken eines Tetraeders. 1/4 s-Orbital 3/4 p-Orbital (pro Lappen)
• Hybridisierung unter Einbeziehung der d-Orbitale Ein s-Orbital und drei p-Orbitale und ein d-Orbital können hybridisieren, um fünf äquivalente sp³d-Hybridorbitale zu bilden. Die großen Lappen der Hybridorbitale zeigen zu den Eckpunkten einer trigonalen Bipyramide.
• Hybridisierung unter Einbeziehung der d-Orbitale Ein s- und zwei d-Orbitale können hybridisieren, um sechs äquivalente sp³d²-Hybridorbitale zu bilden. Die großen Lappen der Hybridorbitale zeigen zu den Eckpunkten eines Oktaeders.
• VB-Theorie Schritte Schritte zur Voraussage der Hybridorbitale, die ein Atom zur Bindung benutzt: - Lewis-Strukturformel zeichnen - Strukturtyp mit der VSEPR-Methode bestimmen - Hybridorbitale bestimmen, um die Elektronenpaare aufgrund ihrer räumlichen Anordnung unterzubringen
• VB-Theorie: Mehrfachbindungen Einfachbindung: eine Sigma-Bindung Zweifachbindung: eine Sigma- und eine Pi-Bindung Dreifachbindung: eine Sigma- und zwei Pi-Bindungen > Zwei p-Orbitale werden benötigt
• Die metallische Bindung Verformbarkeit und Dehnbarkeit
• Elektronengasmodell Schematische Darstellung des Elektronengasmodells der Elektronenstruktur von Metallen. Positiv geladenen Ionen werden dargestellt wie Kugeln. Die Elektronen sind über das ganze Gitter verteilt (delokalisiert) und bewirken den Zusammenhalt und die Leitfähigkeit der Metalle.
• Gitterstrukturen von Metallen kubisch dichteste Kugelpackung (kubisch flächenzentriert) hexagonal flächenzentriert kubisch innenzentriert
• kubisch innenzentriertes Gitter Li Na K Rb Cs Ba Ra V Nb Ta Cr Mo W Fe Eu
• kubisch flächenzentriertes Gitter Ca Sr Ac Rh Ir Ni Pd Pt Cu Ag Au Pb Ce Th
• hexagonal flächenzentriertes Gitter Be Mg Sc Y Ti Zr Hf Te Re Ru Os Co Tl
• Das Bändermodell ähnlich MOs: - oben Leitungsband - unten Valenzband Durch unmerklich kleine Energiezufuhr können Elektronen vom Valenz- in das Leitungsband angehoben werden. Diese Elektronen können sich frei innerhalb des Metallgitters bewegen: - elektrische Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit Elektronen in einem Energieband können jede Wellenlänge absorbieren und emmitieren: - Reflexionsfähigkeit der Metalle
• Metalle, Halbleiter und Isolatoren Valenz- und Leitungsband: - beide Bänder überlappen sich: gute Leitfähigkeit (Metall) - kleiner Abstand zwischen den Bändern: Halbleiter - großer Bandabstand (verbotene Zone): Isolator Je größer der Abstand zwischen Valenz- und Leitungsband, desto mehr Energie wird zur Überwindung benötigt.
• Isolatoren Das Valenzband ist voll besetzt und von dem leeren Leitungsband durch eine hohe Energieschwelle (=verbotene Zone) getrennt.
• Halbleiter Haben eine verbotene Zone bis zu 3 eV (Elektronenvolt). Das Leitungsband ist wenig gefüllt, da nur wenige Elektronen die verbotene Zone überspringen können. Diese Elektronen bedingen die Eigenleitung. Daneben kennt man die Störstellenleitung, die durch den Einbau von Fremdatomen in das Gitter eines Halbleiters verursacht wird (dotierter Halbleiter, Fremdhalbleiter). Man unterscheidet Elektronenleitung (n-Leitung) und Defektelektronenleitung (p-Leitung).
• n-Halbleiter haben Fremdatome eingebaut, die mehr Valenzelektronen haben, als die Atome des Wirtsgitters Die Elektronen können relativ leicht abgegeben und zur Elektrizitätsleitung zur Verfügung gestellt werden.
• p-Halbleiter haben Fremdatome eingebaut, die ein Valenzelektron weniger besitzen, als die Atome des Wirtsgitters. Dadurch entsteht ein Elektronenloch, das durch ein Elektron des Nachbaratoms aufgefüllt wird. Das neu entstandene Loch wird wieder durch das Nachbaratom aufgefüllt, usw. > Stromfluss
• Das Bindungsdreieck ionisch NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4 PCl5 SCl2 Cl2 kovalent
• Das Bindungsdreieck 2 metallisch Na Mg Al Si P4 S8 Cl2 kovalent
• Das Bindungsdreieck 3 ionisch NaCl Na2S Na3P NaSi Na metallisch
• Die polare Bindung Ladungssymmetrie=elektrischer Dipol Das Wassermolekül besitzt einen permanenten Dipol. Kohlendioxid ist insgesamt unpolar, da sich die entgegengesetzten Dipole aufheben.
• Intermolekulare Wechselwirkung - Gase Intermolekulare Wechselwirkungen betragen weniger als 15% der Stärke von kovalenten oder ionischen Bindungen. Gas - ideale Gase beeinflussen sich nicht gegenseitig - vollkommene Unordnung, viel freier Raum - Teilchen haben vollständige Bewegungsfreiheit, sind weit auseinander  
• Intermolekulare Wechselwirkungen Flüssigkeit - Unordnung - Teilchen oder Teilchengruppen können sich zueinander frei bewegen - Teilchen dicht aneinander
• Intermolekulare Wechselwirkungen - kristalliner Festkörper - geordnete Anordnung - Teilchen sind im Wesentlichen an festen Positionen - Teilchen dicht zusammen
• Zwischenmolekulare Bindungskräfte - Dipol-Dipol-Wechselwirkung - abstoßende Wechselwirkungen zwischen gleichen Ladungen - anziehende Wechselwirkungen zwischen ungleichen Ladungen - anziehende Wechselwirkungen herrschen vor - durch gestrichelte Linien angedeutet - treten zwischen kovalenten Molekülen mit Dipolmoment auf - wirken in Flüssigkeiten und Feststoffen - Auswirkungen: Erhöhung Schmelz- und/oder Siedepunkt
• Ion-Dipol-Wechselwirkungen - Das negative Ende der Dipole ist auf ein Kation gerichtet - Das positive Ende der Dipole ist auf ein Anion gerichtet > Hydrathülle
• Wasserstoffbrückenbindung Generell steigen die Siedepunkte aufgrund der zunehmenden Stärke der Dispersionskräfte mit steigender Molekülmasse. Durch die sehr starken Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Wassermolekülen hat Wasser einen ungewöhnlich hohen Siedepunkt.
• Beispiele Wasserstoffbrückenbindung Wasser: O=Akzeptor, H wird vom Donator beigesteuert Eisbildung: offene, hexagonale Anordnung der Wassermoleküle DNA: 2H-Brücken: Adenin-Thymin 3H-Brücken: Guanin-Cytosin
• Wasser und Wasserstoffbrückenbindung Expansion von Wasser beim Gefrieren. Wasser ist eine der wenigen Substanzen, die sich beim Gefrieren ausdehnt. Die Expansion tritt wegen der offenen Struktur des Eises verglichen  mit der von flüssigem Wasser auf. Wasser hat bei 4°C die höchste Dichte
• Londonsche Dispersionskräfte - Van-der-Waals-Kräfte Im Durchschnitt ist die Ladungsverteilung in Heliumatomen kugelförmig. In einem bestimmten Augenblick kann es jedoch eine nicht-kugelförmige Anordnung der Elektronen geben. Die nicht kugelförmigen Elektronenverteilungen erzeugen vorübergehende Dipole und ermöglichen vorübergehend elektrostatische Anziehungskräfte zwischen den Atomen. z.B. Frischhaltefolie an glatten Oberflächen
• heterogene Mehrstoffsysteme - besitzen eine variable Zusammensetzung aus homogenen/einheitlichen Stoffen - können durch physikalische Methoden in die homogenen Bestandteile zerlegt werden - z.B. Wasser-Sand-Gemisch, Eiswürfel in Wasser
• homogene Mehrstoffsysteme - keine Uneinheitlichkeiten erkennbar - homogene Stoffe werden auch als Phasen bezeichnet > heterogene Stoffe sind mehrphasige Systeme
• Homogenität - können Lösungen oder bereits Reinsubstanz sein - flüssige Lösungen (Kochsalz in Wasser) - feste Lösungen (Metalllegierungen) - gasförmige Lösungen (Luft) Der in einer Lösung überwiegend vorhandene Bestandteil heißt Lösemittel. Die anderen Komponenten sind die gelösten Stoffe.
• Reinsubstanz - dadurch charakterisiert, dass jeder Teil der Substanz die gleichen unveränderlichen Eigenschaften und die gleiche Zusammensetzung hat. Die Entscheidung darüber, ob Reinsubstanzen, reine Verbindungen oder reine Elemente vorliegen, kann man aufgrund von Reinheitskriterien festlegen.
• Definition Phasen Unter einer Phase versteht man einen Substanzbereich, in dem die physikalischen und chemischen Eigenschaften homogen sind. Der Substanzbereich wird durch Grenzflächen voneinander abgetrennt (Phasengrenzen). Zwischen zwei Phasen ändern sich verschiedene Eigenschaften sprunghaft.
• Phasenübergänge Gas-kühlen oder komprimieren-Flüssigkeit-kühlen-kristalliner Festkörper Festkörper schmelzen (gefrieren) - Flüssigkeit verdampfen (Kondensation) - Gas Festkörper Sublimation (Resublimation) - Gas
• Phasendiagramme reiner Stoffe für ein Dreiphasensystem in diesem allgemeinen System kann die untersuchte Substanz je nach Druck und Temperatur als Festkörper, Flüssigkeit oder Gas vorliegen. Punkte stehen für Phasen, die bei dem Druck und der Temperatur nebeneinander vorkommen können. Tripelpunkt: alle drei Phasen liegen nebeneinander vor
• Gibbsche Phasenregel - macht allgemeine Aussagen über heterogene Systeme im Gleichgewicht - addiert man zu der Zahl der Komponenten (K) die Zahl 2, erhält man die Summe der Phasen (P) und der Freiheitsgrade (F) K+2=P+F oder F=K-P+2 K: Zahl der unabhängigen Bestandteile, die zum Aufbau des Systems erforderlich sind P: Zahl der Phasen ist die Zahl der physikalisch trennbaren Bestandteile des Systems F: Zahl der beliebig variierbaren Zustandsvariablen (Temperatur, Druck, Konzentration), über die man verfügen kann, um den Gleichgewichtszustand herzustellen Bsp. Wasser: F=1-2+2=1 F=1-3+2=0 (am Tripelpunkt) Ethanol und Wasser: F2-2+2=2
• Lösungen Lösen in Flüssigkeit ohne chemische Reaktion. echte Lösungen: nur Einzelteilchen, gelöster Stoff weitgehend verteilt (Ionen, Atome, Moleküle) kolloide Lösungen mit großer Teilchengröße Teilchen des gelösten Stoffs erteilen Lösung osmotischen Druck, verursachen als Folge davon Dampfdruckerniedrigung und Siedepunkterhöhung im Gegensatz zum reinen Lösungsmittel.
• Eigenschaften von Lösungsmitteln polare Lösungsmittel: - Flüssigkeiten aus Dipolmolekülen besitzen eine große Dielektrizitätskonstante unpolare Lösungsmittel: - besitzen kein Dipolmoment . z.B. Benzol, Kohlenwasserstoffe
• Eigenschaften von Lösungsmitteln Similia similibus solvuntur (Ähnliches löst sich in Ähnlichem) - polare Lösungsmittel lösen hauptsächlich Stoffe mit hydrophilen Gruppen, z.B. mit OH, COOH, OR-Gruppen - in wässrigen Lösungen sind Ionen stets von einer Hydrathülle umgeben - unpolare Lösungsmittel lösen hauptsächlich hydrophobe (wasserfürchtende) Stoffe
• Einteilung von nicht-wässrigen Lösungsmitteln aprotisch: Lösungsmittel sind inert (stabil) und enthalten kein abspaltbares Proton: apolar: Benzol                      polar: Aceton   protisch: - merkliche Eigendissoziation in Protonen und Lösungsmittelanionen polar: Ethanol, Essigsäure
• Dampfdruck Der Dampfdruck einer Flüssigkeit ist der Druck, der ausgeübt wird, wenn die flüssigen und gasförmigen Zustände im Gleichgewicht sind. Dampfdruckerniedrigung durch z.B. Lösung eines Stoffes im Lösungsmittel
• Lösungen Tripelpunkt Tripelpunkt verschiebt sich bei Lösungen Siedepunkterhöhung Gefrierpunkterniedrigung
• Diffusion Braunsche Teilchenbewegung Ausbreiten einer Substanz durch einen Raum oder eine Substanz Geschwindigkeit von Molekülen ist abhängig vom Molekulargewicht
• Osmose: Pharmazeutische Bedeutung intravenöse Infusionen müssen immer isotonisch sein, sonst kommt es zu Schrumpfung (zu hohe Konzentration der Lösung=Plasmolyse) oder Anschwellen (zu niedrige Konzentration der Lösung=Deplasmolyse) der roten Blutkörperchen. Isotonische Lösungen: Lösungen verschiedener Zusammensetzungen, die den gleichen osmotischen Druck verursachen.
• Kolloide Hydrophiles Kolloid: - schlecht in Wasser löslich - können Ionen an Oberfläche absorbieren und so das Kolloid stabilisieren - Emulgatoren (zum Verbinden), z.B. Natriumstearat, können die Stabilität von Kolloiden verbessern - zu den Bestandteilen des Gallensaftes gehören Verbindungen, die Fette im Darm emulgieren können
• Systeme Unter einem System versteht man eine beliebige Menge Materie mit den sie einschließenden physikalischen (realen) oder gedachten Grenzen, die sie von ihrer Umgebung abschließen.
• abgeschlossene Systeme isolierte Systeme weder Energie noch Materie wird mit der Umgebung getauscht (ideale Thermoskanne)  
• geschlossene Systeme - durchlässig für Energie, aber undurchlässig für Materie (verschlossene Gasflasche)

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