Chemie (Fach) / Anorganische Chemie I. Semester (Lektion)

Praktikum, Seminare und Vorlesung

Diese Lektion wurde von Succubus erstellt.

Lektion lernen

Diese Lektion ist leider nicht zum lernen freigegeben.

zurück  |  weiter 2 / 11

• 7. Hauptgruppe: Halogene s2p5 F(luor) Cl (Chlor) Br(om) I(od) At (Astat)
• Nebengruppenelemente, Übergangselemente, d-Elemente Es werden beim durchlaufen der 4., 5., 6. und 7. Periode die inneren Schalen (Zweit-äußerste Schalen, 3d, 4d, 5d, 6d) mit Elektronen besetzt Elemente der OZ: 21-30 (Scandium-Zink) 39-48 (Yttrium-Cadmium) 57, 72-80 (Lanthan, Hafnium-Quecksilber) 89, 104-111 (Actinium, Rutherfordium-Röntgenium)
• Einteilung der Übergangselemente nach Anzahl der Valenzelektronen (S- und d-Elektronen) 1. Nebengruppe d10s1: Cu, Ag, Au 2. Nebengruppe d10s2: Zn, Cd, Hg 3. Nebengruppe d1s2: Sc, Y, La 4. Nebengruppe d2s2: Ti, Zr, Hf 5. Nebengruppe d3s2: V, Nb, Ta 6. Nebengruppe d4s2: Cr, Mo, W 7. Nebengruppe d5s2: Mn, Tc, Re 8. Nebengruppe d6s2: Fe, Ru, Os                             d7s2: Co, Rh, Ir                             d8s2: Ni, Pd, Pt
• Innere Übergangselemente (Lanthanoide und Actanoide) Es werden beim Durchlaufen der 6. und 7. Periode die inneren Schalen (drittäußerste Schalen, 4f, 5f) mit Elektronen besetzt. Elemente der OZ: 58-71 (Cer-Lutetium, Lanthanoide) 39-48 (Thorium-Lawrencium, Actinoide) Alle Übergangselemente sind Metalle. Die meisten von ihnen bilden Komplexe. Sie kommen in mehreren Oxidationsstufen vor.
• Valenzelektronenkonfiguration Elemente können nur mit den Elektronen in der äußersten Schale miteinander verknüpft werden, d.h. Bindungen (Valenzen) ausbilden. Deshalb nennt man diese Elektronen Valenzelektronen. Ihre Anordnung ist die Valenzelektronenkonfiguration. Valenzelektronen bestimmen das chemische Verhalten der Elemente.
• Oxidation Elektronenabgabe Erhöhung der Oxidationszahl
• Reduktion Elektronenaufnahme Erniedrigung der Oxidationszahl
• Periodizität einiger Eigenschaften von oben nach unten: - zunehmender Radius - Vermehrung der Elektronenschalen von links nach rechts: - zunehmende Kontraktion aufgrund zunehmender Kernladung - abnehmender Radius
• Elektronenaffinität Die Energie, die mit der Elektronenaufnahme durch ein gasförmiges Atom oder Ion verbunden ist. Innerhalb einer Periode nimmt der Absolutwert der Elektronenaffinität im allgemeinen von links nach rechts zu und innerhalb der Gruppe von oben nach unten ab.
• Ionisierungspotential/Ionisierungsenergie Die Energie, die aufgebracht werden muss, um von einem gasförmigen Atom oder Ion ein Elektron vollständig abzulösen. Im Allgemeinen nimmt die Ionisierungsenergie von links nach rechts zu (wachsende Kernladung) und von oben nach unten ab (wachsender Atomradius). Halbbesetzte und volle Schalen sind besonders stabil, deswegen haben Elemente mit diesen Elektronenkonfigurationen vergleichsweise hohe Ionisierungspotentiale.
• Elektronegativität Die Elektronegativität (EN) ist nach L. Pauling ein Maß für das Bestreben eines Atoms in einer kovalenten Einfachbindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen. Innerhalb einer Periode nimmt die EN von links nach rechts zu, innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab. Fluor wird als negativstem Element willkürlich die Zahl 4 zugeordnet (rel Zahlenwerte).
• Metallischer und Nichtmetallischer Charakter der Elemente von links nach rechts: abnehmender metallischer Charakter von oben nach unten: zunehmender metallischer Charakter Grenze: Bor, Silicium, Arsen, Tellur, Astat
• Metalle - hohe elektrische Leitfähigkeit - metallischer Glanz - kleine EN, kleine Ionisierungpotentiale (<10 eV) - kleine Elektronenaffinitäten - bilden in Verbindungen fast immer positiv geladene Kationen
• Nichtmetalle - stehen immer im PSE 1-4 Positionen vor einem Edelgas (Ausnahme Wasserstoff) - größere EN, höhere Ionisierungspotentiale - größere Elektronenaffinitäten (Ausnahme Edelgase) - bilden untereinander typisch kovalente Verbindungen
• Schrägbeziehung Ein Element einer Gruppe ähnelt in seinen Eigenschaften mehr dem darunterliegenden Element der folgenden Gruppe als dem ihm folgenden Element. Lithium-Magnesium Beryllium-Aluminium Bor-Silicium Silber-Quecksilber Ursache: vergleichbare Ladungsdichten aufgrund ähnlicher Atom- und Ionenradien
• Grundbegriffe Moleküle - Die kleinste Kombination eines Elements oder verschiedener Elemente, die unabhängig existenzfähig ist, heißt Molekül. - Ein Molekül ist das kleinste, für sich genommene existenzfähige Teilchen einer chemischen Verbindung. - Alle Verbindungen (Moleküle) lassen sich in die Elemente zerlegen: Die Zerlegung einer Verbindung in die Elemente zur Bestimmung von Zusammensetzung und Aufbau nennt man Analyse. Den Aufbau einer Verbindung aus den Elementen, bzw. Elementkombinationen, nennt man Synthese.
• Summenformeln Ein Molekül wird hinsichtlich seiner Zusammensetzung dadurch charakterisiert, dass man die Elementsymbole seiner elementaren Komponenten nebeneinanderstellt. Kommt ein Element in einem Molekül mehrfach vor, wird die Anzahl durch eine tiefgestellte Zahl rechts unten am Elementsymbol angegeben. H2O
• Struktur-Formeln Summenformeln (Bruttoformeln, empirische Formeln), geben nur die Elementzusammensetzung der betreffenden Substanzen an. Auskunft über die räumliche Anordnung der einzelnen Atome und die Molekülgröße gibt die Strukturformel (Konstitutionsformel). H-H
• Raumgitter Salze und andere feste Stoffe bilden Raumgitter aus.
• Gesetz von der Erhaltung der Masse (Lavoisier, 1785) Bei einer chemischen Reaktion ist die Masse der Produkte gleich der Masse der ausgangsstoffe (Edukte).
• Gesetz der konstanten Proportionen (Proust, 1799) Chemische Elemente vereinigen sich in einem konstanten Massenverhältnis. Bei Zündung eines Wasserstoff-Sauerstoff-Gemisches vereinigen sich diese stets in einem Massenverhältnis 1:8 unabhängig von der Menge der beiden Gase.
• Gesetz der multiplen Proportionen (Dalton, 1803) Die Massenverhältnisse von 2 Elementen, die sich zu verschiedenen chemischen Substanzen vereinigen, stehen zueinander im Verhältnis einfacher ganzer Zahlen. Die Elemente N und O bilden untereinander verschiedene Produkte (NO, NO2, N2O, ..) Die Massenverhältnisse von N und O verhalten sich in diesen Substanzen 1:1, 1:2, ..
• Chemisches Volumengesetz (Gay-Lussac, 1808) Das Volumenverhältnis gasförmiger, an einer chemischen Umsetzung beteiligter Stoffe lässt sich bei gegebener Temperatur und gegebenem Druck durch einfache ganze Zahlen wiedergeben. 2H2+O2>2H2O
• Satz von Avogadro (1811) Gleiche Volumina "idealer Gase" enthalten bei gleichem Druck und gleicher Temperatur gleich viele Teilchen.
• Reaktionsgleichungen Reaktionsgleichungen beschreiben chemische Reaktionen quantitativ. Verläuft eine Reaktion weitgehend von rechts nach links, deutet man dies durch einen nach rechts gerichteten Pfeil an. Existiert bei einer Reaktion auch eine merkliche Zersetzung der Produkte in die Edukte, verwendet man Doppelpfeile.
• Molekülmasse Die Molekülmasse (Molekulargewicht) ist die Summe der Atoimmassen aller Atome eines Moleküls. Sie wird in der Einheit atomarer Masseneinheiten u angegeben.
• Stoffmenge Die Einheit der Stoffmenge ist das Mol. 1 Mol ist die Stoffmenge eines Systems bestimmter Zusammensetzung, das aus ebensoviel Teilchen besteht, wie in 12 g des Nuclids 126C enthalten sind. Avogadrosche Zahl: NA=6,023*1023 Teilchen Die Stoffmengeneinheit Mol verknüpft die beiden Einheiten der Masse (kg) und der atomaren Masseneinheit u u*mol=g 1u=1g*mol-1
• Molvolumen Das Volumen das NA Teilchen eines Gases einnehmen. Bei O°C und 1,013 bar ist das molare Normvolumen eines idealen Gases: Vmn= 22,414 l/mol Mit Hilfe des Molvolumens von Gasen sind Umrechnungen zwischen Masse und Volumen möglich.
• Ionische Bindung Voraussetzung für die Bildung einer ionisch gebauten Substanz ist, dass ein Bestandteil ein relativ niedriges Ionisierungspotential hat und der andere eine hohe EN besitzt. Die Mehrzahl der ionisch gebauten Stoffe bilden sich aus Elementen mit einer EN-Diefferenz >1,5 aus. Salze bilden sich zwischen Metallen und Nichtmetallen.
• Benennung Ionenverbindung erst Kation dann Anion lat. Name des Anions und Endung -id
• Ionische Bindung Bei der Bildung von ionisch gebauten Substanzen geht mindestens ein Elektron mehr oder weniger vollständig auf den Bindungspartner über. In der Regel besitzen die entstehenden Ionen der Hauptgruppenelemente "Edelgaskonfiguration".
• Ionische Bindung: Coloumb-Energie Potentielle Energie, die aus der Wechselwirkung zweier geladener Teilchen resultiert.
• Ionische Bindung: Bornsche Abstoßung Wechselwirkung der (negativ geladenen) Elektronenhüllen.
• Coloumb-Energie + Bornsche Abstoßung E=EA(Bornsche Abstoßung)+EC (Coloumb-Energie) d0=Gleichgewichtsabstand
• Ionengitter Die Coloumbsche Anziehung ist ungerichtet (elektrostatisches Feld). Das führt dazu, dass sich eine große Zahl von entgegengesetzt geladenen Ionen um ein Zentralatom gruppieren (große Koordinationszahl KZ) Ein Raumgitter (Kristallgitter), das sich aus ionischen Bausteinen zusammensetzt, ist ein Ionengitter. Kationen meist kleiner, da Elektronen abgegeben werden.
• Gitterenergie Die Energie, die bei der Vereinigung äquivalenter gasförmiger (g) Kationen und Anionen zu einem Einkristall (fest (f) von einem Mol frei wird, heißt Gitterenergie UG der betreffenden Substanz). Die Gitterenergie ist ein Maß für die Stärke der ionischen Bindung im Kristall.
• Prinzip der elektrischen Neutralität In einem Ionengitter sind Ionen entgegengesetzter Ladung meist unterschiedlicher Größe in einem stöchiometrischen Verhältnis untergebracht. Das Prinzip der elektrischen Neutralität wird so gewahrt. Die elektrostatischen Anziehungskräfte überwiegen die Abstoßungskräfte.
• Eigenschaften ionisch gebauter Verbindungen - hoher Schmelz- und Siedepunkt - hart und spröde (Ionengitter verschiebt sich schnell, gleiche Ladungen stoßen sich ab) - o.g. Eigenschaften hängen im Wesentlichen mit der Größe des Wertes der Gitterenergie zusammen - Lösungen und Schmelzen von ionisch gebauten Verbindungen leiten den elektrischen Strom infolge von Ionenwanderungen
• kovalente Bindung - auch Elektronenpaarbindung oder Atombindung - zwischen Elementen ähnlicher EN - gerichtet, verbindet bestimmte Atome miteinander - hohe Elektronendichte zwischen Bindungspartnern - Beschreibung über MO- oder VB-Theorie (beides Näherungen der Schrödinger-Gleichung)
• Molekül-Orbital-Theorie (MO-Theorie) - auch LCAO (linear combination of atom orbitals) - beschreibt Linearkombination von Atomorbitalen zu Molekülorbitalen - Wellenfunktionen und Lösungen der Schrödinger-Gleichung - Energie der Molekülorbitale als Funktion des Abstands zweier Atome
• Molekülorbitale - unten bindende Orbitale - oben anti-bindende Orbitale - bindende Orbitale energietechnisch begünstigt - für gefüllte anti-bindende Orbitale muss Energie aufgewendet werden (hat Einfluss auf die Stabilität der Verbindung) - sind bindende und antibindende Orbitale gleich gefüllt, ist keine Bindung möglich - Bindungsgrad: Anzahl bindende Elektronen minus Anzahl antibindender Elektronen geteilt durch zwei - sind bspw. bindende und anti-bindende Orbitale gleich gefüllt, heben sie sich auf
• MO-Theorie heteronukleare zweiatomige Moleküle - Atomorbitale gleicher Energien können kombiniert werden - MOs, die unter den Atomorbitalen liegen, bilden bindende MOs - MOs zwischen den AOs werden besetzt, sind aber nicht-bindend - MOs über AOs sind antibindend
• Oktettregel - Atome neigen zur Aufnahme, Abgabe und Teilung von Elektronen, bis sie von 8 Valenzelektronen umgeben sind - gilt in der 2. Periode, danach gibt es d-Orbitale
• Edelgasregel Atome nehmen so viele Elektronen auf oder geben welche ab oder teilen sie, bis sie die gleiche Anzahl Elektronen besitzen, wie das Edelgas, das ihnen am nächsten steht
• Ausnahmen der Oktettregel 1. Moleküle, die eine ungerade Anzahl von Elektronen enthalten (z.B. NO  mit 11 Valenzelektronen und Doppelbindung) 2. Moleküle, in denen ein Atom weniger als ein Oktett an Valenzelektronen besitzt (Bor- und Aluminiumverbindungen, z.B. BF3: B hat nur 3 Elektronen, F Oktettregel erfüllt) 3. Moleküle, in denen ein Atom mehr als ein Oktett an Valenzelektronen besitzt (Elemente höherer Perioden, z.B. PCl5)
• Zeichnen von Lewis-Formeln - Valenzelektronen aller Atome summieren (PSE) (Bei Ionen Elektronen hinzugefügt oder abgezogen) - Symbole der Atome aufschreiben, um zu zeigen, welches Atom mit welchem verknüpft ist, mit Einfachbindungen verbinden - Oktettregel vervollständigen um alle an das Zentralatom gebundenen Atome - Alle übrigen Elektronen am Zentralatom platzieren (auch wenn die Oktettregel überschritten wird) - Sind nicht genügend Elektronen vorhanden, Mehrfachbindungen
• Strukturvorhersage nach VSEPR-Theorie - Lewis-Formel zeichnen, Gesamtzahl der Elektronenpaare um das Zentralatom zählen > Jedes nicht-bindende EP, jede Bindung (auch Mehrfachbindungen) zählen als EP - Strukturtyp durch Anordnung der EP um das Zentralatom bestimmen, sodass die Abstoßung zwischen ihnen minimal wird - Anordnung der gebundenen Atome zur Bestimmung der Molekülstruktur verwenden
• Valenzbindungs-Theorie (VB-Theorie) - über die Bildung von Hybridorbitalen lassen sich auch die dreidimensionalen Moleküle verstehen - Hybridisierung=Mischung von Atomorbitalen
• Bildung von sp-Orbitalen Ein s- und ein p-Orbital können hybridisieren, um zwei äquivalente sp-Hybridorbitale zu bilden. Die großen Lappen der beiden Hybridorbitale zeigen in entgegengesetzte Richtungen, im Winkel von 180°.
• Bildung von sp&sp2-Hybridorbitalen Ein s-Orbital und zwei p-Orbitale können hybridisieren, um drei äquivalente sp²-Hybridorbitale zu bilden (² steht für die p-Orbitale, mit denen hybridisiert wird). Die großen Lappen der Hybridorbitale zeigen zu den Ecken eines gleichseitigen Dreiecks, im Winkel von 120°.

zurück  |  weiter 2 / 11