Anorganische Chemie

AC – Lernunterlagen
1. Elemente, Isotope
 Entstehung der Elemente
- wichtige Erhaltungssätze:
o Erhaltung der Ladung
o Erhaltung der Masse schwerer Teilchen (Protonen, Neutronen, keine
Elektronen!)
- Entstehung von Helium durch Fusion von vier Protonen (p+), zwei bleiben in
dieser Form erhalten, zwei werden durch Spaltung in ein Neutron (n) und ein
Positron (e+) überführt:
-
-
-
-
-
-
bei der Umwandlung eines Protons in ein Neutron und ein Positron bleibt die
Ladung durch das Antimaterieteilchen Positron erhalten, die Masse ebenso,
da ein Neutron die gleiche Masse besitzt wie ein Proton
die entstandenen Positronen (e+) finden sich mit Elektronen (e-) zusammen
und vernichten sich gegenseitig, wobei die Energie in Form von Photonen
( ), also Licht, erhalten bleibt
auch: Nukleosynthese oder Nukleogenese
neue Atomkerne an schon vorhandenen gebildet
wichtige Prozesse: thermonukleare Kernreaktionen (Fusionsreaktionen) in
Sternen, Neutronenanlagerung, Protonenanlagerung, Spallation
vor rund 14-20 Milliarden Jahren Urknall (explosionsartige Ausdehnung des
Universums von einem Punkt aus), am Anfang unvorstellbare Energiemengen
und –dichte, Temperatur um 1032 Kelvin
Noch bevor ein Atom eines Elementes entstanden war, ca. 10-32 Sekunden
nach dem Urknall, kühle das Universum auf 1028 Kelvin ab, unter diesen
Bedingungen konnten erste Elementarteilchen (Quarks, Gluonen, Leptonen)
entstehen
Das Universum kühlte sich weiter ab, so weit, dass die bisher als Plasma
vorliegenden Quarks ca. 10-7 Sekunden nach dem Urknall, zu Protonen und
Neutronen, den sog. Nukleonen, kondensierten, dies geschah bei ca. 10 14
Kelvin
Als das Universum eine Temperatur von unter 1014 Kelvin erreicht hatte, war
nur noch ein kleiner Teil an Materie übrig, aus dem das ganze heutige
Universum besteht: Protonen, Neutronen und Elektronen
-

-
-
Aus den frei umherfliegenden Nukleonen entstanden nach dem Urknall auch
Kerne von schwerem Wasserstoff (Deuterium D) und Heliumisotope (He)
Deuterium, Protium und Tritium sind Isotope des Wasserstoffes
Chemischen Elemente
Grundstoffe, die mit chemischen Methoden nicht weiter zerlegt werden können
aus ihnen sind alle anderen Stoffe aufgebaut
lassen sich unterteilen in Metalle (z.B. Eisen, Aluminium), Nichtmetalle (z.B.
Kohlenstoff, Wasserstoff, Schwefel) und sog. Halbmetalle (z.B. Arsen,
Antimon)
z.Z. etwa 117 chemische Elemente bekannt, davon 20 Nichtmetalle, 7
Halbmetalle und 90 Metalle
bei 20°C sind von 92 natürlich vorkommenden Elementen 11 gasförmig
(Wasserstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Chlor, Fluor und die 6 Edelgase), 2 flüssig
(Quecksilber und Brom) und 79 fest

Häufigkeit
- Ein Organismus braucht zum Leben etwa 25 chemische Elemente
- Kohlenstoff (C), Sauerstoff (O), Wasserstoff (H) und Stickstoff (N) machen
etwa 96% der Masse eines lebenden Organismus aus, der Rest besteht aus
Phosphor (P), Schwefel (S), Calcium (Ca), Kalium (K) und einigen weiteren
Elementen
- Die Spurenelemente wie Cu, Co, Cr, Fe, F, I, Mo, Si, Sn, Zn, Se, Mn werden
nur in winzigen, und je nach Art des Organismus in sehr unterschiedlichen
Mengen benötigt.
Elemente
Sauerstoff
Silizium/Kohlenstoff
Summe
Aluminium
Eisen
Calcium
Natrium
Kalium
Magnesium
Summe
Wasserstoff
in Luft, Meeren und
zugänglichen Teilen der
festen Erdrinde
Massenanteil in %
49,4
25,8
75,2
7,5
4,7
3,4
2,6
2,4
1,9
97,7
0,9
im menschlichen Körper
65,0
18,5
1,5
0,2
0,4
0,1
9,5
Titan
Chlor
Phosphor
Kohlenstoff
Stickstoff
Summe
alle übrigen Elemente
Summe
0,58
0,19
0,12
0,08
0,03
99,6
0,4
100
0,2
1,0
3,3
 Kernchemie
- befasst sich auf chemischer Basis mit den Eigenschaften der Atomkerne
- jedes chemische Element durch Anzahl der Protonen im Kern seiner Atome
charakterisiert
- Protonenzahl = Kernladungszahl = Ordnungszahl
- da Atom elektrisch neutral => Zahl der Protonen = Zahl der Elektronen
- Atomkern vereint praktisch die gesamte Atommasse in sich, besteht nur aus
Protonen und Neutronen
- Summe aus Protonen- und Neutronenzahl = Nukleonen- oder Massenzahl =>
stets ganzzahlig und bezieht sich auf bestimmtes Nuklid
- Nukleonenzahl = Protonenzahl + Neutronenzahl
- mit wachsender Kernladungszahl nimmt Neutronenzahl überproportional zu
=> wichtig für Stabilität der Kerne
 Isotope
- Massenzahl entspricht nur ungefähr der Atommasse eines Elements =>
Atome mit unterschiedlicher Massenzahl, aber gleicher Protonenzahl =
Isotope
- Nur 20 der natürlich vorkommenden Elemente sind sog. Reinelemente (z.B. F,
Na, Al, P), die übrigen Elemente sind Isotopengemische, sog. Mischelemente
- Die Isotope eines Elements haben chemisch die gleichen Eigenschaften =>
Element durch Kernladungszahl charakterisiert (bei allen Atomen eines
Elements gleich, Anzahl der Neutronen variiert)
- Unterschiede zw. isotopen Nukliden aufgrund verschiedener Masse nennt
man Isotopieeffekte (v.a. Wasserstoff, da Verhältnis der Atommassen 1:2:3)
- Wasserstoffisotope:
o Protium
 Häufigstes Isotop des Wasserstoffs (99,985%)
 Kern besteht aus einem Proton
 Chemisches Symbol 1H
 Das Oxid H2O ist der Hauptbestandteil gewöhnlichen Wassers
o Deuterium
 zweit-häufigstes Isotop des Wassers (0,0145%)
 chemisches Symbol 2H oder D
 Kern besteht aus einem Proton und einem Neutron
 Ersetzt man in Wasser den Wasserstoff durch Deuterium erhält
man schweres Wasser
 schweres Wasser D2O:
 Dichte: 1,1047 g·cm-3 bei 25°C
 Schmelzpunkt: 3,8°C
 Siedepunkt: 101,4°C
 Dichtemaximum bei 11,2°C (gewöhnliches Wasser:
3,8°C)
 Diese Unterschiede in physikalischen Eigenschaften nennt
man Isotopeneffekt, er ist nirgendwo so ausgeprägt wie bei
dem Paar H – D
o Tritium
 seltenstes Isotop des Wasserstoffs (10-15%)
 chemisches Symbol 3H oder T
 Kern besteht aus einem Proton und zwei Neutronen
 Atomkern instabil, zerfällt mit einer Halbwertszeit von 12,32
Jahren durch Emission eines Elektrons in 3He
 damit ist es radioaktiv
 überschweres Wasser T2O:
 Schmelzpunkt: 4,48°C
 Siedepunkt: 101,51°C
 Radioaktivität
- Isotope aufgrund ihrer Eigenschaften eingeteilt
o stabile Isotope
 zerfallen nicht
 existieren bei leichten und schweren Elementen
 größter stabiler Kern 209 83 Bi
o instabile Isotope
 sind radioaktiv
 zerfallen spontan in andere Nuklide und geben beim Zerfall
Heliumkerne, Elektronen, Photonen usw. ab = radioaktive
Strahlung => Radioaktivität auf Zerfall der Atomkerne
zurückzuführen
- Zerfallsgeschwindigkeiten folgen einem Gesetz erster Ordnung:
o Die Zerfallsgeschwindigkeit hängt von der Menge des radioaktiven
Materials ab => für radioaktives Nuklid charakteristische Größe
- verschiedene Strahlungsarten:
o α–Strahlung:
-
 Teilchen bestehen aus zwei Protonen und zwei Neutronen =>
positiv geladene Heliumkerne (42He2+)
 die kinetische Energie von α–Teilchen liegt zw. 5-11MeV
 unmittelbar nach seiner Emittierung nimmt der Helium-Kern
Elektronen auf und kann als neutrales Heliumatom (Gas)
nachgewiesen werden
o β–Strahlung
 bestehen aus Elektronen des Atomkerns (Ladung -1, Masse
0,0005u)
 entsteht durch den Zerfall eines Neutrons in ein Proton und ein
Elektron (n -> p+ + e-)
 Energie: 0,02-4MeV
o –Strahlung
 Elektromagnetische Strahlung sehr kleiner Wellenlänge (ca. 1010cm, sehr harte Röntgenstrahlung)
 nicht geladen
 verschwindend kleine Masse (Photonenmasse)
 kinetische Energie: 0,1-2MeV
 begleitet häufig die anderen Arten radioaktiver Strahlung
o Neutronenstrahlen (n-Strahlen)
 beschießt man Atomkerne mit α–Teilchen können Neutronen
herausgeschossen werden
 Neutronenquelle = Kernreaktion
 die gebildeten Neutronen haben eine maximale kinetische
Energie von 7,8eV
 Neutronen sind wichtige Reaktionspartner für viele
Kernreaktionen, da sie als ungeladene Teilchen nicht von den
Protonen der Kerne abgestoßen werden
Reichweite und Durchdringungsfähigkeit nehmen in der Reihenfolge α -> β ->
 zu
die Energie der Strahlung kann sehr unterschiedlich sein (Unterscheidung:
harte – kurzwellige und weiche – langwellige Strahlung)
α- und β-Strahler sind besonders gefährlich, wenn sein in den Körper
aufgenommen werden
Allgemeint gilt: Je energiereicher die Strahlung, desto größer die
Wahrscheinlichkeit, Biomoleküle irreversibel zu schädigen
Radioaktive Elemente haben begrenzte Lebensdauer
der radioaktive Zerfall eines Nuklids bedingt seine radioaktive Aktivität A, sie
ist unabhängig von der Art des Zerfalls
A ist identisch mit der Zerfallsrate, diese ist die Häufigkeit dN/dt, mit der N
Atome zerfallen: A = -dN/dt = N, mit  = Zerfallskonstante
Die Zerfallsrate wird als Zahl der Kernumwandlungen pro Sekunde
angegeben, SI-Einheit: s-1 oder Becquerel (Bq)
-
-
-
-
-
-
-
Halbwertszeit (t1/2) = Zeit, in der die Hälfte einer bestimmten Anzahl
radioaktiver Atome zerfallen ist => die Abnahme der Atome folgt einer eFunktion
Halbwertszeiten von Radium (1622 Jahre) und Radon (3,8 Tage) lässt
vermuten, dass es diese Elemente eigentlich nicht mehr geben dürfte, sie
werden jedoch beim Zerfall des langlebigen 238Urans in einer sehr komplexen
Zerfallsreihe ständig nachgebildet
Von den Elementen mit kleinerer Ordnungszahl existieren nebeneinander
stabile und instabile radioaktive Isotope
o Bsp:
 31H (Tritium) und 146C
 gehen beide in kleinen Mengen unter der Einwirkung von
Neutronen (Bestandteil der Höhenstrahlung) aus
Stickstoff (147N) hervor
 Mechanismus:
14 N
7
+ 10n
->
14 C
6
+ 11H
14 N
7
+ 10n
->
12 C
6
+ 31H
Biochemisch/medizinischer Einsatz radioaktiver Isotope
o 31H und 146C
 als Tracer ersetzen sie in organischen Molekülen Teile ihrer
stabilen Isotope (11H bzw. 126C) um den Weg nach zu verfolgen,
den bestimmte Moleküle (Arzneistoffe, Biosynthese-Vorläufer) im
Stoffwechseln nehmen (Enzyme unterscheiden i.d.R. nicht
zwischen markierten und unmarkierten Molekülen)
14
o
6C
 Mittels der Radiocarbon-Methode kann man das Alter von totem
Pflanzenmaterial bis zu mehreren tausend Jahren zurück
bestimmen
 In lebenden Pflanzen ist der Anteil von 146C im Zellmaterial durch
die ständige Aufnahme von CO2 aus der Luft konstant, stirbt die
Pflanze ab, nimmt der Anteil 146C entsprechend der radioaktiven
Halbwertszeit (5568 Jahre) ab, diese abnehmende Radioaktivität
kann man messen
neben natürlich vorkommenden Radioisotopen gibt es auch zahlreiche
künstliche, die durch kernchemische Synthesen hergestellt werden und in der
Biochemie, medizinischen Diagnostik oder bei der Strahlentherapie
bedeutende Rollen spielen
wichtig um Strahlenbelastung für Patienten gering zu halten:
o kurze Halbwertszeit
o möglichst weiche, d.h. langwellige Strahlung
Radioaktive Isotope bergen ein großes Gefahrenpotential:
o der Mensch hat kein Organ zur Wahrnehmung radioaktiver Strahlung
o unsachgemäßer Umgang kann Folgen für die eigene Gesundheit und
die der Nachkommen haben
o das Leben auf Erden ist an einen gewissen Teil natürlicher
Radioaktivität gewöhnt und angepasst, zur technischen Nutzung der
Radioaktivität müssen natürliche Materialien konzentriert werden => die
dann auftretenden Strahlungsdosen wirken lebenszerstörend
o die Umwandlung von Materie in Atombomben/Atomreaktoren setzt
große Energiemengen frei, hat aber zusätzlich eine „ansteckende“
Wirkung auf Elemente, die sonst keine Radioaktivität zeigen => es
entstehen u.a. Radioisotope, die biochemisch wichtige Elemente im
Körper ersetzen können => auch gefährliche Radioisotope werden in
den Organismus aufgenommen und schädigen ihn (Bsp. 137Caesium
ersetzt Kalium und 90Strontium ersetzt Calcium, haben eine
Halbwertszeit von 30 bzw. 28 Jahren)
o im Verlauf kernchemischer Synthesen im Atomreaktor treten neue
Elemente auf, die es in der Natur nicht gibt (Bsp. Plutonium,
Halbwertszeit von 24000 Jahren, gefährlicher Krebserzeuger) =>
Handhabung, Transport und Lagerung erfordern weitreichende
Überwachung
2. Atomlehre
 Atomaufbau (p, n, e)
- Atome:
o Bausteine der Materie
o kleinstes Teilchen eines Elements
o Verknüpfung von Atomen => Verbindungen
o damalige Auffassung: sie sind nicht weiter teilbar (gr. atomos =
unteilbar) => unzutreffend!!
- bei Zerlegung von Atomen erhält man zahlreiche, subatomare Partikel (=
Elementarteilchen), drei davon sind nachweisbar und durch Ladung und
Masse charakteristisch:
Name
Symbol
Proton
Neutron
Elektron
p+
n
e-
-
relative
Ladung
+1
0
-1
relative Masse
1,0073
1,0087
5 . 10-4
absolute
Masse [g]
1,6 . 10-24
1,6 . 10-24
9,1 . 10-28
jede messbare Ladung ist ein ganzzahliges Vielfaches der Elementarladung,
darum genügen relative Ladungen (-1/+1)
-
-
-
-
-
-
-
-
Proton und Neutron haben ungefähr die gleiche Masse, ein Elektron besitzt
nur ca. 1/2000 der Masse eines Protons
Absolute Masse in Gramm schwer zu handhaben => relative Masse
verwendet (bei Proton und Neutron ca. 1), Bezugspunkt 1/12 der Masse eines
Kohlenstoffatoms 12C
jedes Atom besitzt einen Atomkern:
o dort befinden sich Protonen und Neutronen (= Nukleonen)
o er ist positiv geladen
o vereinigt nahezu die gesamte Masse eines Atoms in sich
o hat einen Durchmesser von nur 10-15m (= 1fm, Femto-Meter)
ein Atom besitzt weiterhin eine Atomhülle:
o hier halten sich die Elektronen auf
o umgibt den Kern als Wolke negativer Ladung
jedes Atom ist nach außen hin neutral => die Ladung des Atomkerns wird
durch die entsprechende Anzahl Elektronen in der Umgebung des Atomkerns
ausgeglichen
ein Atom hat einen Durchmesser von ca. 10-10m
o Größenrelation von Gesamtatom : Atomkern ist die einer großen
Sporthalle : Tischtennisball
der meiste Platz in einem Atom steht den Elektronen zur Verfügung => halten
bei dichter Packung der Atome, z.B. in einem Stück Metall, die Atomkerne auf
Distanz
die Summe der Protonen im Atomkern ergibt die sog. Kernladungszahl (KLZ)
=> ordnet man die Atome nach steigender KLZ, wird daraus gleichzeitig die
Ordnungszahl (OZ) der Elemente, für Atome gilt also:
o Kernladungszahl = Ordnungszahl = Zahl der Protonen im Atomkern =
Zahl der Elektronen
die Ordnungszahl eines Atoms gibt also gleichzeitig auch die Anzahl seiner
Protonen im Kern wider und damit auch die Anzahl seiner Elektronen
die relative Atommasse eines Atoms ist jedoch doppelt so hoch wie seine
Ordnungszahl, dies bedeutet, dass das Atom neben seiner Anzahl an
Protonen auch die gleiche Anzahl an Neutronen enthalten muss, da die
Elektronen zur Masse praktisch nichts beitragen
 Atommasse A
- Atommasse für Element: Mittelwert der Massen seiner Isotope unter
Berücksichtigung ihrer relativen Häufigkeit
- relative Atommasse
o reine Zahlen, ohne Angabe einer Einheit
o Bezugsbasis: Kohlenstoffisotop 126C mit Masse = 12
o die relative Atommasse ist eine Verhältniszahl, nämlich das Verhältnis
der mittleren Atommasse eines Elements zu 1/12 der Masse eines
12 C-Atoms, oder anders ausgedrückt, die relative Atommasse gibt an,
6
-
wie viel Mal größer die Masse des jew. Atoms als 1/12 der Masse des
12 C-Kohlenstoffisotopes ist
6
o Bsp. Natrium hat die relative Atommasse 22,98977, kurz A r(Na) =
22,98977
mittlere Atommasse
o in Atommasseneinheiten u hat ein 126C-Atom die Masse 12u (da 1/12 =
1u)
o die mittlere Masse eines Atoms eines Elements wird in
Atommasseneinheiten u angegeben
o Bsp. die Masse eines Natrium-Atoms beträgt 22,98977u
 Molekülmasse M
- die Molekülmasse ist die Summe der Atommassen aller Atome eines Moleküls
- relative Molekülmasse
o reine Zahlen, ohne Angaben einer Einheit
o Bsp. Wasser hat die relative Molekülmasse 18,015, kurz Mr(H2O) =
18,015
- mittlere Molekülmasse
o die mittlere Molekülmasse wird in der Einheit atomare Masseneinheit u
angegeben
o Bsp. die Masse eines Wasser-Moleküls beträgt 18,015u
 Bohrsches Atommodell (Schalen, Energieschema, Orbitale)
- Licht wird beim Durchgang durch ein Prisma gebrochen, das Ausmaß der
Ablenkung hängt von der Wellenlänge ab => je kleiner die Wellenlänge, desto
stärker die Ablenkung
- durch ein Prisma wird das alle Wellenlängen des sichtbaren Spektralbereichs
enthaltene weiße Licht gebrochen und zu einem Streifen gedehnt, dem sog.
kontinuierlichen Spektrum, das die Farben des Regenbogens zeigt, die ohne
scharfe Grenzen ineinander übergehen.
- erhitzt man Gase oder Dämpfe chemischer Substanzen in der Flamme eines
Bunsenbrenners oder im elektrischen Lichtbogen, so strahlen sie Licht aus =>
zerlegt man dieses Licht durch ein Prisma oder Gitter, erhält man ein
diskontinuierliches Spektrum, d.h. ein Linienspektrum
- das Spektrum zeigt eine bestimmte Anzahl scharf abgegrenzter, farbiger
Linien, jede von ihnen entspricht einer eigenen, definierten Wellenlänge
- trotz einiger Ähnlichkeiten hat jedes Element ein charakteristisches
Linienspektrum
- die Spektrallinien entstehen dadurch, dass die Atome Licht nur in diskreten
Quanten (Photonen) ausstrahlen => dies hat seinen Grund in der Struktur der
Elektronenhülle
-
-
-
das Bohrsche Atommodell liefert eine Erklärung für das beobachtete
Linienspektrum, zunächst jedoch nur für die Elektronenstruktur von
Wasserstoff-Atomen
Wasserstoff-Atome bestehen aus einem Elektron und einem Atomkern, der
nur ein Proton enthält
das Elektron bewegt sich auf einer Kreisbahn vom Radius r ohne
Energieverlust (also strahlungsfrei) mit der Lineargeschwindigkeit v (=
ungefähre Lichtgeschwindigkeit) um den Kern
das Elektron besitzt aufgrund seines Abstands zum Kern eine potenzielle
Energie => je größer der Abstand umso größer der Energiewert
Nach der Bohrschen Theorie gilt folgendes:
o das Elektron des Wasserstoff-Atoms kann sich nur auf bestimmten
Kreisbahnen aufhalten, die Bahnen werden auch Energieniveaus,
Energiezustände, Energieterme oder Schalen genannt.
o die Bahnen sind konzentrisch um den Atomkern angeordnet, jede Bahn
wird mit einem Buchstaben (K, L, M, N…) oder einer Zahl n = 1, 2, 3, 4,
… bezeichnet
o für jede Bahn, auf der das Elektron den Atomkern umkreist, hat das
Elektron eine bestimmte Energie, auf der K-Schale (n = 1), die dem
Atomkern am nächsten ist, kommt dem Elektron die geringste Energie
zu
o um das Elektron auf eine weiter außen liegende Bahn zu bringen, muss
ihm Energie zugeführt werden, da Arbeit gegen die elektrostatische
Anziehungskraft zwischen positiv geladenem Kern und negativ
geladenem Elektron geleistet werden muss
o die Energie eines Elektrons darf keine Werte annehmen, die es auf
einen Ort zwischen den erlaubten Bahnen bringen würde
o wenn sich das Elektron auf der innersten Bahn befindet und die
geringste Energie hat, so befindet sich das Atom im Grundzustand
o Durch Zufuhr von Energie kann das Elektron auf eine größere Bahn
springen und einen höheren Energiezustand annehmen, dies
bezeichnet man als angeregten Zustand
o wenn das Elektron von einem angeregten Zustand auf eine weiter innen
liegende Bahn springt, wird ein definierter Energiebetrag freigesetzt und
in Form eines Lichtquants emittiert, der Energiebetrag entspricht der
Differenz der Energien des höheren und des niedrigeren
Energiezustands
o dem Lichtquant entspricht eine bestimmte Frequenz (Wellenlänge), es
trägt zu einer charakteristischen Spektrallinie bei, andere Spektrallinien
gehören zu Elektronensprüngen zwischen anderen Energieniveaus
Bild S. 16 Latscha-Klein Abb. 4a-c
-
durch gleichsetzen der elektrostatischen Anziehungskraft Atomkern <->
Elektron und Zentrifugalkraft des kreisenden Elektrons , kann die Energie E n
berechnet werden, die das Elektron in der nten-Bahn hat:
En =
-
-
-
-
-
-
n = 1, 2, 3, …
wenn ein Elektron von einer äußeren Bahn mit n = n2 und Energie E2 auf eine
weiter innen liegende Bahn mit n = n1 und Energie E1 springt, dann wird die
überschüssige Energie als Lichtquant abgestrahlt
durch Zufuhr von Energie passenden Betrages (Anregungsenergie) kann das
Elektron von einer inneren auf eine weiter außen liegende Bahn befördert
werden
für den Zusammenhang der Energie eines Photons mit seiner Frequenz  gilt
eine von Einstein angegebene Beziehung:
ein praktisches Beispiel für die Anhebung eines Elektrons ist der erste Schritt
in der Photosynthese von Pflanzen
die Linien in einem Spektrum entsprechen allen möglichen
Elektronenübergängen
die Frequenz einer Spektrallinie in einem Atomspektrum ist gegeben durch:
für Wasserstoff ist das Bohrsche Atommodell absolut zutreffend, für Atome mit
mehreren Elektronen muss es modifiziert werden
das Bohrsche Atommodell wurde erweitert, indem es auf Ellipsenbahnen
ausgedehnt wurde, diese haben, im Gegensatz zum Kreis, zwei
Freiheitsgrade, denn sie sind durch die beiden Halbachsen bestimmt
die Beschreibung der Atomspektren durch Übergänge zwischen den
Ellipsenbahnen, bedingt das Vorhandensein von zwei Quantenbedingungen
=> zur Hauptquantenzahl n gehört die Nebenquantenzahl l die
-
Nebenquantenzahl l bestimmt den Bahndrehimpuls des Elektrons
als dritte Quantenzahl wurde die magnetische Quantenzahl m eingeführt,
diese bestimmt die Neigung der Ebene einer Ellipsenbahn gegen ein äußeres
magnetisches Feld
 H-Spektrum
- Zusammenhänge zwischen den Elektronenübergängen im Wasserstoff-Atom
und den Linien im Spektrum
Bild S. 64 Mortimer Abb. 6.5
-
Linien bei:
o ?
o 410,2nm
o 434nm
o 486,1nm
o 656,3nm
 Unschärferelation
- Bohrsches Modell: Elektron als bewegtes Teilchen gesehen => um Bahn zu
berechnen, muss man zu einem gegebenen Zeitpunkt gleichzeitig seine
Geschwindigkeit und seinen Aufenthaltsort kennen
- nach der Unschärferelation von Heisenberg gilt jedoch: es ist grundsätzlich
unmöglich, von einem Objekt den genauen Aufenthaltsort und den Impuls zu
bestimmen
- die Lage von Körpern sehen wir mit Hilfe von Licht => um ein so kleines
Objekt wie ein Elektron zu orten, ist Licht mit sehr kurzer Wellenlänge
notwendig => kurzwelliges Licht hat eine hohe Frequenz und ist sehr
energiereich, wenn dieses sehr energiereiche Licht das Elektron trifft, erteilt es
ihm einen zusätzlichen Impuls => der Versuch, das Elektron zu orten,
verändert seinen Impuls drastisch
- energieärmere Photonen wurden den Impuls weniger beeinflussen => wegen
der zugehörigen größeren Wellenlänge könnte man damit das Elektron jedoch
nur ungenau orten
- nach Heisenberg ist die Ungenauigkeit bei der Bestimmung des Ortes x mit
der Unschärfe des Impulses (mv) verknüpft durch:
-
für gewöhnliche Objekte ist wg. der relativ hohen Masse m die Unschärfe
einer Messung ohne Bedeutung
die Ausdehnung des Bohrschen Atommodells auf Atome mit mehreren
Elektronen scheiterte so zunächst, die Lösung des Problems brachte die
Wellenmechanik (entwickelt von E. Schrödinger), bei der das Elektron als
Welle behandelt wird
 Mehrelektronensysteme
- Lösung für Mehrelektronensysteme war das Wellenmechanische Atommodell:
o berücksichtigt die Beobachtung, dass sich freie Elektronen je nach
Versuchsanordnung wie Teilchen mit Masse, Energie und Impuls oder
aber wie Wellen verhalten
-
o die Wellenfunktion für ein Elektron in einem Atom ist der
mathematische Ausdruck für etwas, das wir Orbital nennen
Das Elektron des Wasserstoffs wird als eine kugelförmige, stehende, in sich
selbst zurücklaufende Welle im Raum um den Atomkern aufgefasst
Eine Lösung der Schrödinger-Gleichung kann es nur dann geben, wenn die
Quantenzahlen folgende Werte annehmen:
o n = 1, 2, 3, …∞(ganze Zahlen)
o
o
-
l = 0, 1, 2, …. bis n-1
m = + l, + (l -1), …, 0, …-( l -1), - l
Atomorbitale werden durch ihre Nebenquantenzahl l gekennzeichnet, wobei
man den Zahlenwerten für l Buchstaben zugeordnet hat
l
Buchstabe
-
-
0
1
2
3 usw.
s
p
d
f
Zustände gleicher Hauptquantenzahl bilden eine sog. Schale, innerhalb einer
Schale bilden die Zustände gleicher Nebenquantenzahl ein sog. Niveau
(Unterschale), z.B. s-Niveau, p-Niveau, d-Niveau, f-Niveau
Elektronenzustände, welche die gleiche Energie haben, nennt man entartet,
im freien Atom besteht das p-Niveau aus drei, das d-Niveau aus fünf und das
f-Niveau aus sieben entarteten Atomorbitalen
-
die Quantenzahlen n, l und m genügen nicht, denn sie beschreiben gerade die
-
Hälfte der erforderlichen Elektronenzustände => Annahme: Jedes Elektron hat
neben seinem räumlichen gequanteltem Bahndrehimpuls einen
Eigendrehimpuls, der durch Drehung des Elektrons um die eigene Achse
zustande komm und Elektronenspin genannt wird
der Elektronenspin:
o ist gequantelt
o je nachdem ob parallel oder antiparallel zum Bahndrehimpuls ist die
Spinquantenzahl s = + ½ oder – ½
o die Spinrichtung wird durch Pfeile angedeutet ⇃↾
-
Durch die vier Quantenzahlen n, l, m und s ist der Zustand eines Elektrons im
Atom eindeutig charakterisiert
n
l
m
s
gibt die „Schale“ an (K, L, M usw), den mittleren Abstand des
Elektrons zum Atomkern und bestimmt die Orbitalgröße
gibt Auskunft über die Form eines Orbitals (s, p, d usw.)
gibt Auskunft über die Orientierung eines Orbitals im Raum
gibt Auskunft über die Spinrichtung (Drehsinn) eines Elektrons
-
graphisch werden die einzelnen Orbitale wie folgt dargestellt:
o s-Orbital

l
=0
 m kann
1 verschiedene Werte annehmen => m kann
hier nur 0 sein
 s ist im Diagramm kugelsymmetrisch
o p-Orbitale

l=1
 m kann
3 Werte annehmen => m = -1, 0, +1
 die Werte von m entsprechen drei verschiedenen Orientierungen
der p-Orbitale im Raum => Richtungen identisch mit Achsen im
Koordinatensystem => man unterscheidet zwischen px-, py- und
pz- Orbitalen
 die drei p-Orbitale sind im Diagramm hantelförmige Gebilde,
wobei beide Hälften durch eine sog. Kontenebene getrennt sind,
in der die Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons
praktisch Null ist
o d-Orbitale

l=2
 m kann
5 Werte annehmen => m = -2, -1, 0, +1, +2
 es gibt insgesamt 5 d-Orbitale, 4 sind rosettenförmig, wobei
gegenüberliegende Orbitallappen gleiches Vorzeichen haben,
weil an den je zwei Knotenebenen eine Vorzeichenumkehr
stattfindet
Bild S. 21 Latscha-Klein Abb. ganze Seite
-
-
Elektronenzustände von Mehrelektronenatomen sind näherungsweise durch
Wasserstoff-Orbitale wiedergebbar => Anzahl der Orbitale und
Winkelfunktionen sind die gleichen wie im Wasserstoffatom
jedes Elektron eines Mehrelektronenatoms wird durch die vier Quantenzahlen
n, l, m und s beschrieben
 Pauli-Regel
- keine zwei Elektronen eines Atoms stimmen in allen vier Quantenzahlen
überein
-
haben zwei Elektronen z.B. gleiche Quantenzahlen n, l, m, müssen sie sich in
der Spinquantenzahl s unterscheiden => ein Atomorbital kann höchstens
mit zwei Elektronen, mit antiparallelem Spin besetzt werden
Bild S. 78 Mortimer Abb. 6,3
 Hund-Regel
- Regel der maximalen Multiplizität
- besitzt ein Atom energetisch gleichwertige (entartete) Elektronenzustände
(z.B. für
-
l = 1 => 3 entartete p-Orbitale) und werden mehrere Elektronen
eingebaut, so besetzen die Elektronen die Orbitale zunächst mit parallelem
Spin
anschließend erfolgt paarweise Besetzung mit antiparallelem Spin, falls
genügend Elektronen vorhanden sind
daraus resultiert eine maximale Anzahl von ungepaarten Elektronen mit
parallelem Spin
Bild S. 24 Latscha-Klein Abb. mittig
-
-
-
-
die Elektronenzahl in einem Niveau wird als Index rechts oben an das
Orbitalsymbol geschrieben
die Schale, zu der das Niveau gehört, wird durch die zugehörige
Hauptquantenzahl vor dem Orbitalsymbol gekennzeichnet (Bsp. 1s2 => in der
K-Schale ist das s-Niveau mit zwei Elektronen besetzt)
die Hund-Regel ist eine Folge der negativen Ladung der Elektronen => sie
stoßen sich gegenseitig ab, und wenn die Wahl unter verschiedenen
energetisch gleichwertigen Orbitalen besteht, verteilen sie sich auf
verschiedene Orbitale, bevor es zur Paarung im gleichen Orbital kommt
diese Regel ist experimentell durch magnetische Messungen nachprüfbar
(Messung des Magnetfeldes, wobei die Stärke des Magnetismusses von der
Zahl ungepaarter Elektronen abhängt)
jedes Element hat eine charakteristische Elektronenanordnung, die sog.
Elektronenkonfiguration
Bild S.79 Mortimer Abb. 6,4
-
die Elektronenkonfiguration der Elemente einer Gruppe sind gleichartig
alle Elemente der 1. Hauptgruppe haben ein Elektron in einem s-Orbital der
Außenschale (Innere Schalen sind immer vollständig besetzt)
Ähnlichkeit der Elektronenkonfiguration der Elemente einer Gruppe bedingt
ähnliche Eigenschaften
die maximale Elektronenzahl einer Schale ist 2n2
Bild S. 80 Mortimer Abb. 6,5
 Periodensystem der Elemente: Gruppen, Perioden
- Elemente nach Kernladungszahl = Ordnungszahl geordnet und chemisch
ähnliche („verwandte“) Elemente in Gruppen zusammengefasst
- Unterteilt in Perioden und Gruppen, es gibt 7 Perioden und 16 Gruppen (8
Haupt- und 8 Nebengruppen, ohne Lanthanoide und Actinoide)
- Perioden:
o sind die (horizontalen) Zeilen
o die Elemente innerhalb einer Periode sind von links nach rechts nach
steigender Ordnungszahl bzw. Elektronenzahl angeordnet
- Gruppen:
o sind die (vertikalen) Spalten
o Elemente in einer Gruppe besitzen die gleiche Anzahl Valenzelektronen
und sind deshalb einander in gewisser Hinsicht chemisch ähnlich
(„Elementfamilie“)
- die Hauptgruppenelemente sind die „repräsentativen“ Elemente oder s- und pBlock-Elemente, bei ihnen werden, beim Durchlaufen einer Periode von links
nach rechts die äußersten Schalen besetzt (s- und p-Niveaus), die übrigen
Schalen sind entweder vollständig besetzt oder leer
- folgende Hauptgruppenelemente, nach Gruppen eingeteilt, gibt es:
1. Gruppe
Alkalimetalle
2. Gruppe
Erdalkalimetalle
3. Gruppe
Erdmetalle
4. Gruppe
Kohlenstoffgruppe
Wasserstoff (H), Lithium
(Li), Natrium (Na), Kalium
(K), Rubidium (Rb),
Cäsium (Cs), Francium
(Fr)
Beryllium (Be),
Magnesium (Mg), Calcium
(Ca), Strontium (Sr),
Barium (Ba), Radium (Ra)
Bor (B), Aluminium (Al),
Gallium (Ga), Indium (In),
Thallium (Tl)
Kohlenstoff (C), Silizium
5. Gruppe
Stickstoffgruppe
6. Gruppe
Chalkogene
7. Gruppe
Halogene
8. Gruppe
Edelgase
-
-
-
-
-
(Si), Germanium (Ge),
Zinn (Sn), Blei (Pb)
Stickstoff (N), Phosphor
(P), Arsen (As), Antimon
(Sb), Bismut (Bi)
Sauerstoff (O), Schwefel
(S), Selen (Se), Tellur
(Te), Polonium (Po)
Fluor (F), Chlor (Cl), Brom
(Br), Iod (I), Astat (At)
Helium (He), Neon (Ne),
Argon (Ar), Krypton (Kr),
Xenon (Xe), Radon (Ra)
bei den sog. Übergangselemente bzw. Nebengruppenelemente werden beim
Durchlaufen einer Periode von links nach rechts Elektronen in innere Schalen
eingebaut, es werden die 3d-, 4d-, 5d- und 6d-Zustände besetzt
Übergangselemente nennt man üblicherweise die Elemente mit den
Ordnungszahlen 21-30, 39-48, und 72-80, ferner 57La, 89Ac, 104Ku und 105Ha,
diese haben, mit wenigen Ausnahmen, unvollständig besetzte d-Orbitale in
der zweitäußersten Schale => diese Anomalien bei der Besetzung treten auf,
weil halb- und vollbesetzte Zustände besonders stabil (energiearm) sind
Die Einteilung der Übergangselemente in Nebengruppen erfolgt analog zu den
Hauptgruppenelementen entsprechend der Anzahl der Valenzelektronen, zu
denen s- und d-Elektronen gehören (I.Nebengruppe => ein s-Elektron,
VI.Nebengruppe => ein s- und fünf d-Elektronen bzw. W hat zwei s- und vier
d-Elektronen)
bei den sog. inneren Übergangselementen – den Lanthanoiden und
Actinoiden – werden die 4f- und 5f-Zustände der drittäußersten Schale besetzt
alle Übergangselemente sind Metalle, die meisten von ihnen bilden
Komplexverbindungen, in ihren Verbindungen kommen sie meist in mehreren
Oxidationsstufen vor
es gibt Eigenschaften der Elemente, die sich periodisch mit zunehmender
Ordnungszahl ändern:
o Atom- und Ionenradien
 nehmen innerhalb einer Gruppe von oben nach unten zu
(Vermehrung der Elektronenschalen) und innerhalb einer
Periode von links nach rechts ab (stärkere Kontraktion infolge
zunehmender Kernladung bei konstanter Schalenzahl)
o Elektronenaffinität (EA)
 der Absolutwert der EA nimmt innerhalb einer Periode im
Allgemeinen von links nach rechts zu und innerhalb einer
Gruppe von oben nach unten ab
o Ionisierungspotential/Ionisierungsenergie (IP)
 nimmt im Allgemeinen innerhalb einer Periode von links nach
rechts zu und innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab
-
o Elektronegativität (EN)
 nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu und
innerhalb einer Gruppe von oben nach unten meist ab
o metallischer und nichtmetallischer Charakter der Elemente
 innerhalb einer Periode nimmt der metallische Charakter von
links nach rechts ab und innerhalb einer Gruppe von oben nach
unten zu, für den nichtmetallischen Charakter gelten die
entgegengesetzten Richtungen
Zusammenfassend lässt sich also sagen:
o Hauptgruppenelemente: Beim Durchlaufen einer Periode von links nach
rechts werden äußere Schalen mit Elektronen aufgefüllt
o Nebengruppenelemente: Beim Durchlaufen einer Periode von links
nach rechts werden innere Schalen mit Elektronen aufgefüllt
 Alkali
- 1. Gruppe des Periodensystems mit: Wasserstoff (H), Lithium (Li), Natrium
(Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Cäsium (Cs), Francium (Fr)
- reaktionsfähigste aller Metalle (nimmt mit Ordnungszahl zu)
- kommen nicht gediegen vor
- können durch Schmelzflusselektrolyse trockener Salze gewonnen werden
- mit Ausnahme von Cäsium, das einen leicht goldenen Schimmer hat, sind die
Alkalimetalle silberglänzende Metalle
- sind relativ weich und können mit Messer geschnitten werden
- haben niedrige Schmelz- und Siedepunkte
- Härte-, Schmelz- und Siedepunkte nehmen mit zunehmender Ordnungszahl
ab
- sind gute elektrische Leiter und Wärmeleiter
- haben eine geringe Dichte
- bei Lichteinstrahlung emittieren die Alkalimetalle Elektronen (photoelektrischer
Effekt) => Cäsium, das die geringste Ionisierungsenergie hat und deshalb am
leichtesten Elektronen abgibt, wird zur Herstellung von Photozellen verwendet,
die Lichtsignale in elektrische Signale umwandeln
- die Elektronenkonfiguration entspricht der des im Periodensystem jeweils
vorausgehenden Edelgases plus zusätzlich ein einzelnes s-Valenzelektron =>
dieses wird leicht abgegeben, wobei ein einfach positives Kation mit
Edelgaskonfiguration entsteht
- wegen der Leichtigkeit, mit der die Alkalimetalle Elektronen abgeben, sind sie
sehr starke Reduktionsmittel
 Halogene
- 7. Gruppe des Periodensystems mit: Fluor (F), Chlor (Cl), Brom (Br), Iod (I),
Astat (At)
-
-
-
Halogen griechisch für Salzbildner
bestehen aus zweiatomigen Molekülen:
o F2 und Cl2 sind Gase
o Br2 ist flüssig
o I2 ist fest
gemeinsames Merkmal: Elektronenkonfiguration mit zwei s- und fünf pElektronen in der Valenzschale => Halogen-Atomen fehlt genau ein Elektron,
um die Edelgaskonfiguration zu erreichen => hat darum eine große Tendenz
ein Elektron aufzunehmen (unter Bildung eines einfach geladenen Anions
oder einer kovalenten Bindung)
gegen viele Substanzen wirken Halogene oxidierend, Fluor ist stärkstes
bekanntes Oxidationsmittel, dies nimmt zum Iod hin ab
Schmelz- und Siedepunkte steigen vom Fluor zum Iod an
die Ionisierungsenergien sind relativ hoch und nehmen vom Fluor zum Iod ab
=> Tendenz zur Bildung von positiv geladenen Ionen ist relativ gering
Elektronegativität nimmt vom Fluor (dem elektronegativsten Element) zum Iod
ab
 Edelgase
- 8. Gruppe des Periodensystems mit: Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar),
Krypton (Kr), Xenon (Xe), Radon (Ra)
- bilden farblose, einatomige Gase, die diamagnetisch sind
- Elektronenschalen voll besetzt
- besonders günstige Elektronenkonfiguration (s2 bei Helium, s2p6 in den
äußeren Schalen anderer Edelgase) => sog. „Edelgaskonfiguration“
- demzufolge extrem reaktionsträge
- besitzen hohe Ionisierungsenergien
- lediglich mit Fluor und Sauerstoff ist bei den schweren Edelgasen
Verbindungsbildung möglich
- haben niedrige Schmelz- und Siedepunkte => zeigen schwache
Anziehungskräfte zwischen den Atomen an
- mit zunehmender Ordnungszahl werden die Elektronen der äußersten Schale
weniger stark gebunden => Ionisierungsenergie nimmt vom Helium zum
Radon ab
 Ionisierungsenergie
- unter Ionisierungsenergie versteht man die Energie, die aufgebracht werden
muss, um von einem gasförmigen Atom oder Ion ein Elektron vollständig
abzutrennen
- die völlige Abtrennung des Elektrons vom Atom entspricht dem Sprung auf
eine unendlich große Bahn, d.h. n2 = ∞, die zugehörige Energie
ist
die Ionisierungsenergie aus der Bahn n1
-
-
-
wird das 1. Elektron abgetrennt, spricht man von 1. Ionisierungspotential usw.
die Ionisierungsenergie ist direkt messbar und ein Maß für den
Energiezustand des betreffenden Elektrons bzw. der Stabilität der
Elektronenstruktur des Atoms oder Ions
die Ionisierungsenergie nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts
zu (wachsende Kernladung, größere Anziehung) und innerhalb einer Gruppe
von oben nach unten ab (wachsender Atomradius, größere Entfernung für
Elektron – Atomrumpf)
halbbesetzte und volle Energieniveaus sind besonders stabil => Elemente mit
diesen Elektronenkonfigurationen haben vergleichsweise hohe
Ionisierungsenergien
 Elektronenaffinität
- ist definiert als diejenige Energie, die mit der Elektronenaufnahme durch ein
gasförmiges Atom oder Ion verbunden ist
- nimmt ein Atom ein Elektron auf, geht es in das Anion über und Energie
(negativer Wert) wird frei, nimmt dieses Atom weitere Elektronen auf, so muss
Arbeit gegen die abstoßende Wirkung des ersten „überschüssigen“ Elektrons
geleistet werden => die Elektronenaffinität hat dann einen positiven Wert
- innerhalb einer Periode nimmt der Absolutwert der Elektronenaffinität im
Allgemeinen von links nach rechts zu und innerhalb einer Gruppe von oben
nach unten ab
 Elektronegativität
- ist ein Maß für das Bestreben eines Atoms, in einer kovalenten
Einfachbindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen
- Fluor wird als elektronegativstem Element willkürlich die Zahl 4 zugeordnet,
hierbei handelt es sich um relative Zahlenwerte
- bei kovalent gebundenen Atomen muss man beachten, dass die
Elektronegativität der Atome von der jeweiligen Hybridisierung abhängt => so
erhöht sie sich mit dem Hybridisierungsgrad in der Reihenfolge sp3 < sp2 < sp
- eine einfache Beziehung für die experimentelle Bestimmung der
Elektronegativitätswerte ist folgende:
𝜒 = Elektronegativität, IP = Ionisierungspotential, EA = Elektronenaffinität
-
innerhalb einer Periode nimmt die Elektronegativität von links nach rechts zu
und innerhalb einer Gruppe von oben nach unten meist ab
die Differenz der Elektronegativitäten zweier Bindungspartner ist ein Maß für
die Polarität der Bindung
3. Stöchiometrie
 Gesetze der konstanten, multiplen und äquivalenten Proportionen
- Dalton-Atomtheorie:
o Elemente bestehen aus extrem kleinen Teilchen, den Atomen
o bei chemischen Reaktionen werden Atome miteinander verbunden oder
voneinander getrennt, dabei werden nie Atome zerstört oder neu
gebildet, und kein Atom eines Elements wird in das eines anderen
Elements verwandelt
o eine chemische Verbindung resultiert aus der Verknüpfung der Atome
von zwei oder mehr Elementen
o eine gegebene Verbindung enthält immer die gleichen Atomsorten, die
in einem festen Mengenverhältnis miteinander verknüpft sind =>
musste etwas modifiziert werden: die Atome eines Elements bestehen
aus verschiedenen Atomsorten, die sich in ihren Massen
unterscheiden, die sog. Isotope, die in ihren chemischen Eigenschaften
jedoch (fast) identisch sind und sich von denen anderer Elemente
unterscheiden
- Gesetz der Erhaltung der Masse
o während einer chemischen Reaktion lässt sich keine Veränderung der
Gesamtmasse beobachten => die Summe der Massen aller
miteinander reagierenden Substanzen = Masse aller Produkte =>
vergleiche 2. Postulat von Dalton
- Gesetz der konstanten Proportionen
o in einer Verbindung sind stets die gleichen Elemente im gleichen
Massenverhältnis enthalten => vergleiche 3. Postulat von Dalton
- Gesetz der multiplen Proportionen
o wenn zwei Elemente A und B mehr als eine Verbindung miteinander
eingehen, dann stehen die Massen von A, die sich mit einer
bestimmten Masse von B verbinden, in einem ganzzahligen Verhältnis
zueinander => Gesetz folgt aus der Anschauung, dass die Atome einer
Verbindung in einem festen Zahlenverhältnis verknüpft werden
o Bsp. CO (Kohlenmonoxid) und CO2 (Kohlendioxid)
12g Kohlenstoff => 16g (CO) bzw. 32g (CO2) Sauerstoff
=> die Sauerstoffmassen in den beiden Verbindungen verhalten sich
wie 1:2
- Gesetz der äquivalenten Proportionen
o Elemente vereinigen sich stets im Verhältnis ihrer Äquivalente oder
ganzzahliger Vielfacher dieser Massen zu chemischen Verbindungen
 Reaktionsgleichungen
- Ausgangsstoffe (Reaktionspartner, Reaktanden, Edukte) auf die linke Seite
der Gleichung
- Produkte auf die rechte Seite der Gleichung
- Gleichung => die Anzahl der Atome eines Elements muss auf beiden Seiten
der Gleichung insgesamt gleich sein
- die Atome sind nämlich auf beiden Seiten nur verschieden miteinander
kombiniert => Materie wird lediglich umgeordnet
- mögliche Schreibweisen:
o A2 + B2 = 2AB
o verläuft eine Reaktion weitgehend vollständig von links nach rechts,
schreibt man dies wie folgt: A2 + B2 → 2AB
o existiert bei einer bestimmten Reaktion auch eine merkliche Zersetzung
der Produkte in die Ausgangsstoffe, eine sog. Rückreaktion, verwendet
man Doppelpfeile, da die Reaktion reversibel ist: A2 + B2 ⇌ 2AB
 Größe (Einheiten): Mol usw.
- Das Mol
o 1 Mol besteht aus
Teilchen, es ist die Stoffmenge, die
aus genauso vielen Teilchen (Atomen, Ionen, Moleküle, Elektronen)
besteht, wie Atome in 12g des Kohlenstoffisotopes 126C 126C-Atome
enthalten sind
o 1Mol einer atomaren Substanz besteht aus
Atomen, die
Masse in Gramm entspricht der relativen Atommasse Ar
o 1Mol einer molekularen Substanz besteht aus
Molekülen, die Masse in Gramm entspricht der relativen Molekülmasse
Mr, die sich aus der Summe der relativen Atommassen aller Atome des
Moleküls ergibt
o 1Mol eines Elements oder einer Verbindung hat die dem Zahlenwert
der relativen Atom- bzw. Molekülmasse entsprechende Masse M in
Gramm, die Einheit ist g/mol
o Bsp.:
 1Mol H-Atome => enthält
Wasserstoffatome,
Masse: 1,008g
 1Mol H2-Atome => enthält
Wasserstoffmoleküle,
Masse: 2,016g
 die molare Masse von Natrium beträgt 22,98977g/mol, kurz
M(Na) = 22,98977g/mol
 die molare Masse von Wasser beträgt 18,015g/mol, kurz M(H2O)
= 18,015g/mol
o eine Stoffmengenangabe in Mol für einen Stoff wird mit n(x) bezeichnet
o die Stoffmenge n(x) ergibt sich aus der Masse m(x) in [g] geteilt durch
die molare Masse M(x) in [g/mol]:
o Die Stoffmenge, die aus
Teilchen besteht nennt man
1Mol
4. Gase und Flüssigkeiten, Zustandsdiagramme
 Gase
- einige Elemente sind unter Normalbedingungen gasförmig, hierbei handelt es
sich um die Nichtmetalle H2, O2, N2, Cl2, F2 und die Edelgase, sowie gewisse
kovalent gebaute Moleküle (meist mit kleiner Molekülmasse) wie NH 3, CO und
HCl
- Gase bestehen aus einzelnen Teilchen (Atomen, Ionen, Molekülen), die sich
in relativ großem Abstand voneinander in schneller Bewegung (thermische
Bewegung, Brownsche Molekularbewegung) befinden
- die einzelnen Gasteilchen bewegen sich gleichmäßig verteilt in alle
Raumrichtungen, diffundieren in jeden Teil des ihnen zur Verfügung
stehenden Raumes und verteilen sich darin statisch
- Idealfall: einzelne Moleküle oder Atome eines Gases können sich im Raum
ungehindert ausbreiten, ohne Anziehungskräfte aufeinander auszuüben
- hat der Raum Wände, bestimmen diese das Volumen (V) des Gases
- der Druck (p) eines Gases resultiert aus den elastischen Stößen der Teilchen
aneinander oder gegen die Gefäßwand
- je nachdem, welche Stöße es gerade von benachbarten Teilchen erhalten hat,
fliegt ein einzelnes Gasteilchen mal schneller und mal langsamer => das
Quadrat der mittleren Geschwindigkeit v der Gasmoleküle ist proportional der
Temperatur [K] und umgekehrt proportional zur Masse m der Teilchen
=> mit zunehmender Temperatur wächst die Geschwindigkeit (v) der Teilchen, da die
kinetische Energie größer wird
=> entsprechend wächst der Druck eines Gases
-
der Druck wächst auch, wenn:
o die Zahl der Teilchen pro Volumeneinheit vergrößert wird => die Zahl
von Kollisionen vergrößert sich
o das Volumen verkleiner wird => die Zahl der Teilchen pro
Volumeneinheit wird vermehrt
 Gasgesetze
- beschreibt das Verhalten von Gasen, genauer jedoch: idealen Gasen
- ideales Gas:
o Atome oder Moleküle haben kein Eigenvolumen, sie bestehen aus
Massepunkten und besitzen keine räumliche Ausdehnung
o zeigen untereinander keine Wechselwirkungen
- es gibt kein reales Gas, welches die Bedingungen eines idealen Gases erfüllt,
die einfachsten Gasgesetze lassen sich jedoch in erster Näherung auf Gase
wie Stickstoff oder Sauerstoff anwenden
- Beschreibung durch die Gesetze umso genauer, je höher die Temperatur und
je kleiner der Druck
- Das allgemein Gasgesetz für ideale Gase lautet:
pV = nRT
p = Druck [in Pa = Nm-2], V = Volumen [m3], n = Stoffmenge [mol], R = allgemeine Gaskonstante
(8,31Jmol-1K-1), T = Temperatur [K]
- die allgemeine Gaskonstante besitzt für alle idealen Gase den gleichen Wert,
er kann experimentell bestimmt werden
- 1mol eines idealen Gases hat unter Normalbedingungen (0°C, 760Torr) einen
Wert von 0,0224m3 = 22,4L => dieses Molvolumen ist das Volumen, das
Atome oder Moleküle eines idealen Gases unter
Normalbedingungen einnehmen
- historisch gesehen ist das ideale Gasgesetz aus mehreren Einzelgesetzen
entstanden:
o Boyle-Mariotte: Stoffmenge n und Temperatur T eines Gases werden
konstant gehalten:
oder
Bild S. 147 Mortimer Abb. 10,3
=> Volumen eines Gases umgekehrt proportional zum Druck => bei Verdoppelung
des Drucks, geht das Volumen auf die Hälfte zurück
o Gay-Lussac: Stoffmenge n und Druck p eines Gases werden konstant
gehalten:
oder
oder
k, k‘ = Proportionalitätskonstanten
Bild S. 147 Mortimer Abb. 10,4
=> wenn ein Gas bei konstantem Druck erwärmt wird, dehnt es sich aus => misst
man die Temperatur in Kelvin, so ist das Volumen direkt proportional zur Temperatur
=> wenn eine Gasprobe bei konstantem Volumen erwärmt wird, steigt der Druck
- nach den Gay-Lussac-Gesetzen müsste ein Gas bei T = 0K ein Volumen von
Null haben =>Realität: ein Gas wird beim Abkühlen verflüssigt und schließlich
fest
- keine Substanz existiert als Gas bei Temperaturen nahe am absoluten
Nullpunkt
 kinetische Gastheorie
- basiert auf folgenden Postulaten:
o Gase bestehen aus Teilchen (Molekülen oder Atomen), die im Raum
verteilt sind
o das Volumen der einzelnen Teilchen ist vernachlässigbar klein im
Vergleich zum Gesamtvolumen, welches das Gas ausfüllt
o die Teilchen im Gas befinden sich in ständiger, schneller und
geradliniger Bewegung
o sie stoßen miteinander und mit der Gefäßwand zusammen, bei den
Stößen kann Energie von einem Teilchen auf ein anderes übertragen
werden, aber insgesamt geht keine kinetische Energie verloren
o die mittlere kinetische Energie hängt von der Temperatur ab, sie nimmt
mit der Temperatur zu, bei gegebener Temperatur ist die mittlere
kinetische Energie für alle Gase die gleiche
o Anziehungskräfte zwischen den Teilchen sind vernachlässigbar
 Dampfdruck
- verdampft eine Flüssigkeit in einem geschlossenen Gefäß, verbleiben die
Moleküle in der Gasphase in der Nähe der Flüssigkeit => wegen ihrer
ungeordneten Bewegung kehren manche Moleküle in die Flüssigkeit zurück
- die Zahl der Moleküle, die pro Zeiteinheit aus der Gasphase in die Flüssigkeit
zurückkehren, hängt von ihrer Konzentration in der Gasphase ab => je mehr
Moleküle in einem gegebenen Dampfvolumen, desto mehr Moleküle treffen
die Oberfläche der Flüssigkeit und werden von ihr wieder aufgenommen
- zu Beginn des Verdampfungsprozesses: wenig Moleküle in der Gasphase =>
nur wenige finden in die Flüssigkeit zurück
- mit fortschreitender Verdampfung nimmt die Zahl der Moleküle in der
Gasphase zu => auch die Menge der kondensierenden Moleküle nimmt zu
- nach einiger Zeit ist die Verdampfungs- und Kondensations-Geschwindigkeit
gleich groß => Zustand, indem zwei gegenläufige Vorgänge gleich schnell
ablaufen: Gleichgewichtszustand
- für den Gleichgewichtszustand gilt:
o die Konzentration der Moleküle im Dampf bleibt konstant, weil pro
Zeiteinheit gleich viele Moleküle den Dampf durch Kondensation
verlassen, wie durch Verdampfung neu hinzukommen
o die Flüssigkeitsmenge bleibt unverändert, da hier ebenfalls Moleküle
durch Verdampfung die Flüssigkeit verlassen, jedoch pro Zeiteinheit
gleich viele Moleküle aus der Gasphase kondensieren und zurück in
die Flüssigkeit überwechseln
o der Druck, den der Dampf ausübt, ist konstant, da die Konzentration der
Moleküle im Dampf konstant ist
- der Druck des Dampfes, der bei gegebener Temperatur mit der Flüssigkeit im
Gleichgewicht steht, wird Dampfdruck genannt
- der Dampfdruck einer gegebenen Flüssigkeit hängt von der Temperatur ab =>
er steigt mit zunehmender Temperatur
Bild S. 171 Mortimer Abb. 11,9
- die Dampfdruckkurve kann bis zur kritischen Temperatur eines jeweiligen
Stoffes fortgeführt werden, bei der kritischen Temperatur ist der Dampfdruck
gleich dem kritischen Druck, und die Kurven enden an diesem Punkt,
oberhalb der kritischen Temperatur existiert nur noch eine Phase - Gas und
Flüssigkeit unterscheiden sich dann nicht mehr
- die Größe des Dampfdruckes (im Vergleich bei einer bestimmten Temperatur)
zeigt die Stärke der intermolekularen Anziehungskräfte in der Flüssigkeit an
=> bei starken Anziehungskräften ist der Dampfdruck gering
 Partialdruck
- in einem Gemisch von Gasen, die nicht miteinander reagieren, setzt sich der
Gesamtdruck p aus den Partialdrücken der einzelnen Komponenten A, B, C…
zusammen:
- der Partialdruck einer Komponente entspricht dem Druck, den diese
Komponente ausüben würde, wenn sie als einziges Gas in gleicher Menge im
gleichen Volumen vorhanden wäre
- nach der kinetischen Gastheorie haben die Moleküle von Gas A bei gleicher
Temperatur die gleiche mittlere kinetische Energie wie die von Gas B, die
Moleküle A und B ziehen sich gegenseitig nicht an, wenn sie nicht
miteinander reagieren => das Vermischen von zwei oder mehr Gasen ändert
nichts an der mittleren kinetischen Energie von irgendeinem der Gase, jedes
Gas übt den gleichen Druck aus, den es auch ausüben würde, wenn es allein
im Gefäß wäre
- in einem Gemisch aus n(A) mol eines Gases A und n(B) mol eines Gases B
sind n(A) + n(B) mol enthalten, das Verhältnis von z.B. n(A) zu dieser
gesamten Stoffmenge nennt man den Stoffmengenanteil von A:
- der Partialdruck des Gases A ergibt sich aus seinem Stoffmengenanteil x(A):
- die Summe der Stoffmengenanteile beträgt 1:
 Umwandlungsenthalpien
- die kinetische Energie der Moleküle einer Flüssigkeit ist vergleichbar zu der in
einem Gas => die kinetische Energie eines einzelnen Moleküls ändert sich
fortwährend, wegen der ständigen Kollisionen mit anderen Molekülen =>
-
-
-
-
-
-
-
-
-
statistisch gibt es jedoch zu jedem Zeitpunkt einige Moleküle mit relativ hoher
Energie und andere mit niedriger Energie
Moleküle, deren Energie hoch genug ist, um die Anziehungskräfte der
umgebenden Moleküle zu überwinden, können aus der Flüssigkeit in die
Gasphase entweichen, wenn sie sich nahe genug an der Oberfläche befinden
=> der Verlust energiereicher Moleküle hat eine Abnahme der mittleren
kinetischen Energie der verbliebenen Moleküle in der Flüssigkeit zur Folge,
die Temperatur der Flüssigkeit geht zurück
durch Wärmezufuhr aus der Umgebung kann die Temperatur der Flüssigkeit
und die Menge an energiereichen Molekülen aufrechterhalten werden => der
Prozess setzt sich fort, bis die ganze Flüssigkeit verdampft ist
die zuzuführende Energiemenge, um ein Mol einer Flüssigkeit bei gegebener
Temperatur und gegebenem Druck zu verdampfen, ist die molare
Verdampfungsenthalpie Hv dieser Flüssigkeit
Verdampfungsenthalpien werden i.d.R. auf den normalen Siedepunkt bezogen
mit steigender Temperatur nimmt:
o die Verdampfungsenthalpie ab und erreicht den Wert Null bei der
kritischen Temperatur
o die Verdampfungssgeschwindigkeit einer Flüssigkeit zu => bei höherer
Temperatur ist die mittlere kinetische Energie der Moleküle höher und
die Anzahl der energiereichen Moleküle, die aus der Flüssigkeit
entweichen können, ist größer
der Betrag der molaren Verdampfungsenthalpie spiegelt die Stärke der
intermolekularen Anziehungskräfte wider => bei starken Anziehungskräften ist
die Verdampfungsenthalpie groß
die Verdampfungsenthalpie setzt sich zusammen aus:
o der notwendigen Energie zum Trennen der Moleküle
o der Energie zum Ausdehnen des Dampfes (Volumen eines Gases
erheblich größer als das einer Flüssigkeit => bei der Ausdehnung muss
Arbeit geleistet werden, um gegen den Atmosphärendruck die Luft zu
verdrängen)
wenn ein Mol Dampf zu einer Flüssigkeit kondensiert, wird Energie freigesetzt
=> die molare Kondensationsenthalpie Hk hat den gleichen Betrag wie die
molare Verdampfungsenthalpie bei der gleichen Temperatur, jedoch mit
umgekehrtem Vorzeichen
beim Abkühlen einer Flüssigkeit bewegen sich die Moleküle immer langsamer
=> bei einer bestimmten Temperatur wird die kinetische Energie einiger
Moleküle so gering, dass sie sich unter dem Einfluss der intermolekularen
Anziehungskräfte in geordneter Weise zu einem Kristall zusammenfügen =>
die Substanz beginnt zu gefrieren
nach und nach werden dem wachsenden Kristall weitere energiearme
Moleküle angelagert, die verbleibenden Moleküle in der Flüssigkeit haben
durch den Verlust energiearmer Moleküle eine höhere mittlere kinetische
Energie => um die Temperatur zu halten, muss der Flüssigkeit Wärme
entzogen werden
- der normale Gefrierpunkt einer Flüssigkeit ist die Temperatur, bei der
Flüssigkeit und Festkörper beim Normdruck von 101,3 kPa miteinander im
Gleichgewicht sind
- während des Gefrierens bleibt die Temperatur des fest/flüssigen Systems
konstant bis die gesamte Flüssigkeit gefroren ist => die Wärmemenge, die
einem Mol Substanz beim Gefrieren entzogen werden muss, ist die molare
Kristallisationsenthalpie
- beim Erwärmen einer kristallinen Substanz schmilzt sie bei der gleichen
Temperatur, bei der die Flüssigkeit gefriert
- die Temperatur, bei der sich unter Norm-Atmosphärendruck das fest-flüssigGleichgewicht einstellt, heißt Schmelzpunkt => die Energie, die beim
Schmelzen von einem Mol Substanz beim Schmelzpunkt zugeführt werden
muss, ist die molare Schmelzenthalpie (oder molare Schmelzwärme), sie
hat den gleichen Betrag wie die molare Kristallisationsenthalpie, jedoch mit
umgekehrtem Vorzeichen
- Verdampfungsenthalpien sind meist bedeutend größer als Schmelzenthalpien
=> beim Schmelzen müssen die Moleküle nicht voneinander getrennt werden
und die Volumenänderung ist vergleichsweise gering, sodass kaum
Volumenarbeit gegen den Atmosphärendruck geleistet werden muss
- die direkte Phasenumwandlung vom Festkörper zum Dampf, ohne das
Auftreten einer Flüssigkeit, wird Sublimation genannt => um ein Mol eines
Stoffes zu sublimieren muss die molare Sublimationsenthalpie zugeführt
werden
 Zustandsdiagramm von H2O und CO2
- CO2:
o bei Raumtemperatur und Normaldruck gasförmig
o will man es verflüssigen, muss man den äußeren Druck erhöhen (siehe
Druckgasflaschen: bei Raumtemperatur flüssig, entweicht als Gas)
o existiert bei Normaldruck nur in fester Form oder als Gas
o wird bei -78°C fest (Trockeneis), wenn es dann in einer weiteren
Flüssigkeit verdampft (sublimiert), entzieht es die dafür notwendige
Wärme der Flüssigkeit, die dabei abkühlt
- H2O:
o bei Raumtemperatur und Normaldruck flüssig
o existiert bei Normaldruck in allen drei Phasen
o Siedepunkt unter Normalbedingungen: 100°C
o Schmelzpunkt unter Normalbedingungen: 0°C
o Der kritische Punkt des Wassers liegt bei 374,15 °C und 2,21 · 107 Pa,
der Tripelpunkt bei 0,01 °C und 611,657 ± 0,010 Pa
Bild S. 49 Zeeck Abb. 4,7 und 4,8
 Reale Gase
- unter gewöhnlichen Druck- und Temperatur-Bedingungen erfüllen reale Gase
das ideale Gasgesetz recht gut, bei niedrigen Temperaturen und/oder hohen
Drücken jedoch nicht
- Teilchen besitzen ein Eigenvolumen:
o die Moleküle realer Gase haben ein eigenes Volumen => bei
Drückerhöhung werden die Abstände zwischen den Molekülen
verringert, aber die Moleküle selbst können nicht komprimiert werden
o das tatsächliche Gasvolumen ist größer als für ein ideales Gas
o die Abweichungen vom idealen Verhalten nehmen mit steigendem
Druck zu
- es existieren Wechselwirkungen zwischen den Teilchen:
o in Form von intermolekularen Anziehungskräften => andernfalls wäre
es nicht möglich Gase zu verflüssigen, da die intermolekularen
Anziehungskräfte die Moleküle in einer Flüssigkeit beieinander halten
o bei gegebenem Druck bewirken intermolekulare Anziehungskräfte eine
Verkleinerung des Volumens gegenüber dem Volumen bei idealem
Verhalten => je höher der Druck, desto mehr rücken die Moleküle
aneinander und desto stärker macht sich die intermolekulare
Anziehungskraft bemerkbar
 Flüssigkeiten
- der flüssige Zustand bildet den Übergang zwischen dem gasförmigen und
dem festen Zustand
- Flüssigkeiten bestehen aus Teilchen (Atomen, Ionen, Molekülen), die noch
relativ frei beweglich sind
- je geringer der Abstand zwischen zwei Molekülen ist, desto stärker wirken die
intermolekularen Anziehungskräfte zwischen ihnen
- beim Abkühlen eines Gases nimmt die kinetische Energie der Moleküle ab
und die Moleküle können aneinander haften bleiben => das Gas kondensiert
zu einer Flüssigkeit, wenn die Temperatur tief genug ist
- auch in der Flüssigkeit sind alle Moleküle noch in ständiger Bewegung, weil
sie aber wie klebrige Kugeln aneinanderhängen, ist die Bewegungsfreiheit
eingeschränkt
- die Teilchen in einer Flüssigkeit rücken so dicht zusammen, wie es ihr
Eigenvolumen gestattet
- die in einer Flüssigkeit herrschenden Anziehungskräfte heißen
Kohäsionskräfte, ihre Wirkung ist die Kohäsion => eine Auswirkung der
Kohäsion ist z.B. die Zerreißfestigkeit eines Flüssigkeitsfilms
- Flüssigkeiten sind viskos, d.h. sie setzen dem Fließen Widerstand entgegen
- im Gegensatz zu Gasen sind Flüssigkeiten volumenstabil, kaum kompressibel
und besitzen meist eine Phasengrenze (Oberfläche)
- da Teilchen, die sich in der Oberflächenschicht befinden, einseitig nach innen
gezogen werden, wird eine möglichst kleine Oberfläche angestrebt
- bei weiterer Abkühlung einer Flüssigkeit nimmt die kinetische Energie der
Moleküle weiter ab und die Flüssigkeit erstarrt schließlich zu einem Feststoff
- im Feststoff nehmen die Moleküle feste Positionen im Raum ein, ihre
Bewegung schränkt sich auf Schwingungen um die fixierten Positionen
5. Lösungen
 Lösungen
- Lösungen sind Stoffgemische, die entstehen, wenn ein fester, flüssiger oder
gasförmiger Stoff in einem Lösungsmittel (Solvens) gelöst wird, dies
geschieht ohne chemische Reaktion
- ist in einer Lösung der aufgelöste Stoff so weitgehend verteilt, dass von ihm
nur noch Einzelteilchen (Atome, Ionen, Moleküle) in der als Lösemittel
dienenden Flüssigkeit vorliegen, handelt es sich um „echte“ Lösungen =>
o die Größenordnung der Teilchen liegt zwischen 0,1 und 3nm und sind
damit nicht sichtbar
o die Teilchen befinden sich in lebhafter Brownscher Molekularbewegung
o die gelösten Teilchen erteilen der Lösung einen osmotischen Druck,
verursachen eine Dampfdruckerniedrigung und als Folge davon eine
Schmelzpunkterniedrigung und Siedepunkterhöhung gegenüber dem
reinen Lösemittel
- neben diesen Lösungen gibt es auch kolloide Lösungen, hier ist die
Größenordnung der Teilchen 10-100nm
- Lösemittel heißt die in einer Lösung überwiegend vorhandene Komponente,
es gibt polare (z.B. Wasser) und unpolare (z.B. Benzol, Petrolether)
Lösungsmittel
- ist der zu lösende Stoff:
o ein Feststoff
 entsteht eine gesättigte Lösung, wenn man so viel von einem
Feststoff A (Bsp. Kochsalz) zu einer bestimmten Menge des
Lösungsmittels (Bsp. Wasser) gibt, bis dieses kein A mehr
aufnehmen kann und A als Festkörper in der Lösung sichtbar
wird => die gelöste Menge A ist bei gegebener Temperatur für
ein bestimmtes Lösungsmittel charakteristisch und wird in mol/l
oder g/l angegeben
 im Gleichgewicht geht an der Phasengrenze (fest/flüssig) ständig
etwas A in Lösung, während sich gleichzeitig genauso viel A
abscheidet
o eine Flüssigkeit
 bilden sich nach Sättigung entweder zwei flüssige Phasen (wenn
das Lösemittel und der zu lösende Stoff nicht vollständig
mischbar sind, dann ist das Lösungsmittel mit dem zu lösenden
Stoff gesättigt und umgekehrt, die Lösemittelphase überwiegt)
 bildet sich in jedem Konzentrationsverhältnis nur eine Phase
(wenn der zu lösende Stoff vollständig mit dem Lösemittel
mischbar ist)
o ein Gas
 Sättigung ist erreicht, wenn beim Einleiten des Gases dies
vollständig durch das Lösungsmittel perlt, also nicht
zurückgehalten wird
 es stellt sich an der Phasengrenze ein Gleichgewicht ein
 die Löslichkeit ist hier außer von der Temperatur auch vom
Druck des Gases über dem Lösungsmittel abhängig => die
Löslichkeit eines Gases in einer Flüssigkeit nimmt mit
steigendem Druck zu, mit steigender Temperatur hingegen ab
 Löslichkeitsprodukt
- die Löslichkeit der Stoffe in bestimmten Lösungsmitteln ist sehr
unterschiedlich => sie hängt von der Polarität (= welchem Umfang polarisierte
Atombindungen in einem Stoff vorkommen; polar sind: Wasser, Salze oder
Gruppen wie: OH-, NH2- oder COOH) der Stoffe bzw. des Lösungsmittels und
von der Temperatur ab
- Merkregel: Gleiches löst sich in Gleichem (polar in polar, unpolar in unpolar)
- bei Salzen stellte man fest, dass es leichtlösliche (z.B. Alkali- und
Erdalkalihalogenide) und schwerlösliche Salze (z.B. Silberhalogenide, BaSO4,
Schwermetallsulfide) gibt => zur quantitativen Erfassung der Löslichkeit hat
man das Löslichkeitsprodukt (Lp) definiert
- wird eine schwerlösliche Verbindung mit Wasser in Kontakt gebracht, so stellt
sich nach einiger Zeit ein Gleichgewicht ein => die Geschwindigkeit der
Auflösung und die Geschwindigkeit der Wiederausscheidung sind gleich groß,
die Lösung ist gesättigt
- das Produkt der Konzentration der gelösten Ionen ist bei gegebener
Temperatur eine Konstante und wird als Löslichkeitsprodukt (Lp) bezeichnet,
es wird wie folgt berechnet:
 Auflösungsprozess
- unpolare und polare Substanzen bilden im Allgemeinen keine Lösungen
miteinander, gleiches mischt sich gern mit gleichem, die einzelnen Fälle
sehen wie folgt aus:
o polares Lösungsmittel und unpolare zu lösende Substanz:
 die Anziehungskräfte der Moleküle eines polaren Lösemittels
untereinander sind erheblich stärker als die Anziehungskräfte
einer unpolaren zu lösenden Substanz zum Lösemittel => die
Tendenz der Moleküle des unpolaren Lösemittels sich
aneinander zu lagern, bewirkt eine Verdrängung der Moleküle
der unpolaren Substanz => die beiden Substanzen bleiben
getrennt, z.B. als zwei übereinanderliegende Phasen
o unpolares Lösungsmittel und polare zu lösende Substanz:
 zwischen den Molekülen der polaren Substanz herrschen starke
intermolekulare Anziehungskräfte => ein unpolares Lösemittel
vermag es nicht, diese starken Wechselwirkungen zu
überwinden => eine polare Substanz lässt sich nicht in einem
unpolaren Lösungsmittel lösen
o unpolares Lösemittel und unpolare zu lösende Substanz:
 die Anziehungskräfte zwischen den Molekülen der Substanz sind
etwa von der gleichen Art und Größenordnung wie die zwischen
den Molekülen im Lösemittel => damit sind Wechselwirkungen
zwischen den Molekülen der zu lösenden Substanz und denen
des Lösemittels möglich => beide sind miteinander mischbar
 es entsteht eine Lösung mit statistisch verteilten Molekülen der
zu lösenden Substanz
o polares Lösungsmittel mit polarer zu lösender Substanz
 die Moleküle der polaren zu lösenden Substanz gehen starke
Wechselwirkungen miteinander ein => es wird ein Lösemittel
benötigt, dass diese starken intermolekularen Anziehungskräfte
überwinden kann, was nur von Lösungsmittel-Molekülen
geleistet werden kann, die untereinander ähnlich starke
Wechselwirkungen zeigen => es muss ebenfalls polar sein
- Verbindungen mit Gerüststrukturen (z.B. Diamant, Atome im Kristall durch
kovalente Bindungen zusammengehalten) sind in allen Flüssigkeiten unlöslich
=> keinerlei Wechselwirkungen mit Lösungsmittel-Molekülen ist stark genug,
um die kovalenten Bindungskräfte in einer Gerüststruktur zu überwinden
- polare Flüssigkeiten (v.a. Wasser) vermögen viele Ionenverbindungen zu
lösen, die Ionen ziehen die polaren Lösungsmittel-Moleküle an (positiver Pol
des Lösungsmittel-Moleküls an negatives Ion und umgekehrt) => Ion-DipolAnziehungskräfte können recht stark sein
- löst sich ein Ionenkristall in Wasser auf, werden die Ionen im Innern noch
gleichmäßig von allen Seiten durch entgegengesetzt geladene Ionen
angezogen, die Ionen an der Kristalloberfläche erleben jedoch eine
unausgeglichene elektrostatische Anziehung => die Oberflächen-Ionen
ziehen das unpolare Lösungsmittel an => die negativ geladenen Enden der
Moleküle werden von den Kationen, die positiv geladenen Enden von den
Anionen angezogen
- die Ion-Dipol-Anziehungen erlauben den Ionen, aus dem Kristallverband
auszubrechen und in die Lösung zu driften => die gelösten Ionen sind
hydratisiert, d.h. von einer Hülle aus Wassermolekülen umgeben
Bild S. 204 Mortimer Abb. 13,1
 Lösungsenthalpie
- wird eine Substanz in einem Lösungsmittel gelöst, wird Energie freigesetzt
oder aufgenommen => geschieht dieser Vorgang bei konstantem Druck
(offenes Gefäß), nennt man die abgegebene oder aufgenommene
Wärmemenge Lösungsenthalpie, sie ist abhängig von der Konzentration der
erhaltenen Lösung
- die beim Lösen einer reinen Substanz umgesetzte Energie, setzt sich
zusammen aus:
o der Energie, die zum Trennen der Teilchen der Substanz aufgebracht
werden muss
o der Energie, die bei der Bildung der solvatisierten Teilchen der Lösung
freigesetzt wird
- die Lösungsenthalpie lässt sich berechnen aus:
o der aufzuwendenden Energie, die nötig ist, um die Kristallstruktur unter
Bildung von Ionen aufzubrechen (Gitterenergie)
o der freigesetzten Hydratationsenthalpie bei der Bildung von
hydratisierten, gelösten Ionen, diese berechnet sich genau genommen
aus drei Energiewerten:
 der notwendigen Energie um einige Wasserstoff-Brücken im
Wasser zu lösen
 der freigesetzten Energie bei der Hydratation der Anionen
 der freigesetzten Energie bei der Hydratation der Kationen
- die Lösungsenthalpie kann verschiedene Vorzeichen haben:
o positives Vorzeichen:
 der Gesamtprozess ist endotherm
 zum Zerlegen der Kristallstruktur (1. Schritt) wird mehr Energie
benötigt, als bei der Solvatation (2. Schritt) frei wird
o negatives Vorzeichen
 der Gesamtprozess ist exotherm
 es wird bei der Solvatation (2. Schritt) mehr Energie frei, als zum
Zerlegen der Kristallstruktur (1. Schritt) benötigt wird
- bei festen molekularen Verbindungen, die sich in unpolaren Lösungsmitteln
ohne Bildung von Ionen und ohne besondere Wechselwirkungen zwischen
Lösungsmittel und gelöstem Stoff lösen, sind Lösungsvorgänge endotherm
(Lösungsenthalpie gleiche Größenordnung wie Schmelzenthalpie)
- Gase lösen sich in Flüssigkeiten im Allgemeinen exotherm => da keine
Energie benötigt wird, um die Gasmoleküle voneinander zu trennen, rührt der
wesentliche Energiebeitrag von der exothermen Solvatation der Gasmoleküle
her, außerdem ist es ein Vorgang mit einer Verringerung des
Gesamtvolumens => Volumenarbeit wird in Wärme umgesetzt
 Dampfdruck von Lösungen
- der Dampfdruck p einer Lösung aus zwei Komponenten A und B ergibt sich
aus der Summe der Dampfdrücke p(A) und p(B) der Komponenten
- bei einer idealen Lösung sind die intermolekularen Kräfte zwischen den
Molekülen A und B im wesentlichen gleich denen zwischen Molekülen A und
A sowie zwischen B und B => die Tendenz eines A-Moleküls, aus der
Flüssigkeit in den Gasraum zu entweichen, ist unabhängig davon, ob es von
A- oder B-Molekülen umgeben ist
- der Partialdruck von A über der Lösung entspricht deshalb dem Dampfdruck
von reinem A, multipliziert mit dem Faktor, der dem Anteil der A-Moleküle in
der Lösung entspricht, entsprechendes gilt für die Moleküle B
 Raoult-Gesetz
- der Dampfdruck p einer Lösung aus zwei Komponenten A und B ergibt sich
aus der Summe der Dampfdrücke p(A) und p(B) der Komponenten
- bei idealen Lösungen ergeben sich nach dem Raoult-Gesetz die Partialdrücke
aus den Stoffmengenanteilen x(A) bzw. x(B) der Komponenten und den
Dampfdrücken p0(A) und p0(B) der reinen Stoffe A und B bei der gleichen
Temperatur, die Formel hierfür sieht wie folgt aus:
Gesamtdampfdruck der Lösung
Partialdrücke der Komponenten A und B:
-
die wenigsten Lösungen sind ideal, meistens sind die intermolekularen
Anziehungskräfte zwischen Molekülen A und A, A und B sowie B und B
-
unterschiedlich => daraus ergeben sich zwei Arten von Abweichungen vom
Raoult-Gesetz:
o positive Abweichungen:
 die Partialdrücke von A und B und der Gesamtdampfdruck sind
höher als nach dem Raoult-Gesetz berechnet => diese
Abweichung tritt dann auf, wenn die Anziehungskräfte zwischen
Molekülen A und B kleiner sind als die zwischen A-Molekülen
untereinander und von B-Molekülen untereinander
 unter diesen Umständen können sowohl A- wie B-Moleküle
leichter in den Gasraum entweichen als vorausgesagt
o negative Abweichungen:
 die Partialdrücke von A und B und der Gesamtdampfdruck sind
kleiner als für eine ideale Lösung erwartet => dieser Fall tritt auf,
wenn A- und B-Moleküle sich stärker anziehen als die Moleküle
der reinen Komponenten untereinander
 unter diesen Umständen können A- und B-Moleküle nicht so
leicht wie erwartet in den Gasraum entweichen
solang es sich um eine verdünnte Lösung handelt, wird i.d.R. das RaoultGesetz erfüllt
 Henry-Gesetz
- beim Ausüben von Druck, weicht ein System nach dem Prinzip des kleinsten
Zwanges aus, indem ein Vorgang abläuft, bei dem sich das Volumen
verringert
- die Löslichkeit von Gasen ist vom Druck beeinflussbar => bei Erhöhung des
Druckes weicht das System aus, indem eine größere Gasmenge in Lösung
geht
- nach dem von Henry entdeckten Gesetz ist die Löslichkeit eines Gases bei
gegebener Temperatur direkt proportional zum Partialdruck des Gases über
der Lösung:
c = Konzentration, K = Konstante, p = Partialdruck
- das Henry-Gesetz wird nur von verdünnten Lösungen bei relativ niedrigen
Drücken gut erfüllt
- Gase mit sehr großen Löslichkeiten reagieren mit dem Lösungsmittel, für sie
gilt das Henry-Gesetz nicht (z.B. Chlorwasserstoff – HCl – mit Wasser,
reagiert unter Bildung von Salzsäure)
- Phänomen, das mit diesem Gesetz in Zusammenhang steht: Tiefseetaucher:
o hoher Druck in großen Tiefen => Löslichkeit von Luft in Blut erhöht
o durch zu schnelles Auftauchen wird der Druck zu schnell verringert =>
es kommt zur Bildung von Luftblasen, der nun nicht mehr löslichen Luft
 Siedepunkterhöhung
- die Dampfdruckerniedrigung der Lösungen nichtflüchtiger Stoffe wirkt sich auf
deren Gefrierpunkt und Siedepunkt aus
- beim Siedepunkt einer Flüssigkeit ist ihr Dampfdruck gleich groß wie der
Atmosphärendruck
- die Lösung eines nichtflüchtigen Stoffes hat einen niedrigeren Dampfdruck als
das reine Lösungsmittel => der Siedepunkt muss höher sein, als beim reinen
Lösungsmittel
- die Temperatur muss erhöht werden, bis der Dampfdruck den Wert des
Atmosphärendruckes erreicht
- die Siedepunktserhöhung ist proportional zur Konzentration der Lösung
- gut zu erkennen ist dies in der folgenden Dampfdruckkuve:
Bild S. 213 Mortimer Abb. 13,4
- die Dampfdruckkurve der Lösung liegt unterhalb der Dampfdruckkurve des
reinen Lösemittels => der Abstand zwischen den Kurven ist proportional zur
Konzentration der Lösung
- die Siedepunktserhöhung TS, spiegelt die Versetzung der Dampfdruckkurve
wider
- für ein gegebenes Lösungsmittel und einen gegebenen Stoffmengenanteil ist
die Siedepunktserhöhung immer gleich groß, unabhängig vom gelösten Stoff
 Gefrierpunkterniedrigung
- die Dampfdruckerniedrigung der Lösungen nichtflüchtiger Stoffe wirkt sich auf
deren Gefrierpunkt und Siedepunkt aus
- beim Gefrierpunkt ist der Dampfdruck der flüssigen und der festen Phase
gleich groß
- gut zu erkennen ist dies in der folgenden Dampfdruckkuve, hier schneiden
sich die Dampfdruckkurven des flüssigen und des festen Lösungsmittels bei
seinem Gefrierpunkt:
Bild S. 213 Mortimer Abb. 13,4
- die Dampfdruckkurve der Lösung liegt unterhalb der Dampfdruckkurve des
reinen Lösemittels => der Abstand zwischen den Kurven ist proportional zur
Konzentration der Lösung
- beim Gefrierpunkt des reinen Lösemittels hat die Lösung jedoch einen
niedrigeren Dampfdruck => ihre Dampfdruckkurve schneidet die
Dampfdruckkurve des festen Lösungsmittels bei einer niedrigeren Temperatur
=> der Gefrierpunkt der Lösung ist demnach niedriger als derjenige des
reinen Lösemittels
- wie bei der Siedepunktserhöhung ist auch die Gefrierpunktserniedrigung TG
proportional zur Konzentration
 Bestimmung molarer Massen
- bei Aufgabestellungen, die z.B. mit Siedepunktserhöhungen und
Gefrierpunktserniedrigungen zu tun haben, werden die Konzentrationen
üblicherweise als Molalitäten und nicht als Stoffmengenanteile angegeben
- bei einer Molalität von 1 mol/kg hat eine wässrige Lösung z.B. einen um
0,512°C höheren Siedepunkt als reines Wasser
- eine Lösung mit einer molalen Konzentration von b zeigt eine
Siedepunktserhöhung TS, die dieser Konzentration proportional ist
- b lässt sich wie folgt berechnen:
S = Substanz, LM = Lösemittel, m in Gramm [g] müsste geben sein, M setzt sich aus
der Atommassen der einzelnen Komponenten eines Moleküls zusammen
 osmotischer Druck
- die Osmose ist eine Eigenschaft von Lösungen, die im Wesentlichen von der
Konzentration des gelösten Stoffes (und weniger von seiner Art) abhängt
- folgendes Bild, zeigt eine Versuchsanordnung, bei der zwei Kompartimente
durch eine semipermeable Membran voneinander getrennt sind, die
Kompartimente enthalten zum einen Wasser, zum anderen eine ZuckerLösung, zu Beginn des Versuchs werden beide Arme des U-Rohrs gleich
hoch befüllt:
Bild S. 215 Mortimer Abb. 13,5
- die Wassermoleküle sind in der Lage die Membran in beide Richtungen zu
passieren, die Zuckermoleküle jedoch nicht
- auf der linken Seite (im reinen Wasser) befinden sich mehr Wasser-Moleküle
pro Volumeneinheit als auf der rechten Seite (in der Zucker-Lösung) => die
Zahl der Wasser-Moleküle, die die Membran von links nach rechts passieren,
ist deshalb größer als in umgekehrter Richtung => die Flüssigkeitsmenge im
rechten Arm des U-Rohrs steigt, und die Lösung darin wird weiter verdünnt =>
diese Erscheinung wird Osmose genannt
- der Anstieg des Flüssigkeitsspiegels im rechten Arm des U-Rohres hat einen
Anstieg des hydrostatischen Drucks (Druck, der sich innerhalb einer ruhenden
Flüssigkeit unter dem Einfluss der Gravitationskraft einstellt) in diesem Arm
zur Folge => der erhöhte Druck erhöht die Tendenz der Wasser-Moleküle,
durch die Membran von der rechten in die linke Rohrhälfte zu fließen
- wenn die Druckdifferenz zwischen den beiden Rohrhälften einen Wert erreicht
hat, bei dem der Wasserfluss durch die Membran in beide Richtungen gleich
groß ist, herrscht Gleichgewicht
- die Druckdifferenz, die sich aus der Höhendifferenz der Flüssigkeitsspiegel
links und rechts ergibt, wird der osmotische Druck genannt (wichtig bei
physiologischen Prozessen, Pflanzenzellen, Infusionen, die isotonisch zum
Blut sein müssen etc.)
- übt man auf die Lösung im rechten Arm einen Druck aus, der höher als der
osmotische Druck ist, so wird ein Wasserfluss aus der Lösung in das reine
Wasser erzwungen, dieses Verfahren wird umgekehrte Osmose genannt
(dient zur Gewinnung von reinem Wasser aus Salzwasser)
6. Chemische Bindungen
 Ionenbindungen
- bei Reaktionen von Metallen mit Nichtmetallen geben die Metall-Atome
Elektronen ab und die Nichtmetall-Atome nehmen sie auf => durch diese
Elektronenübertragung entsteht eine Ionenverbindung
- nur die Elektronen der Außenschale sind bei Hauptgruppenelementen an
chemischen Reaktionen beteiligt
- ein Ion besteht aus einem oder mehreren Atomen und hat eine elektrische
Ladung, ein Kation ist positiv geladen, ein Anion ist negativ geladen
- ein einatomiges Ion besteht aus einem Atom, Metall-Atome bilden Kationen,
Nichtmetall-Atome bilden Anionen
- ein mehratomiges Ion, auch Molekülion genannt, ist ein elektrisch geladenes
Teilchen, das aus mehreren Atomen besteht, Molekülionen können Kationen
(z.B. NH4+, OH3+) oder Anionen (z.B. OH-, SO42-) sein
- eine aus Ionen aufgebaute Verbindung besteht aus zahlreichen Kationen und
Anionen, die im festen Zustand zu einem Ionenkristall geordnet sind, im
Kristall ist jedes Kation von Anionen und umgekehrt umgeben
- die elektrostatische Anziehung zwischen den entgegengesetzt geladenen
Ionen hält den Kristall zusammen
- die Formel einer Ionenverbindung gibt das einfachste ganzzahlige
Zahlenverhältnis zwischen den Ionen an, so dass der Kristall insgesamt
elektrisch neutral ist
- im Ionenkristall ist ein jeweiliges Ion von einer bestimmten Anzahl der
entgegengesetzt geladenen Ionen umgeben, die Zahl der nächsten
Nachbarionen um ein Ion nennt man die Koordinationszahl
- da die nächsten Nachbarionen eines Ions immer entgegengesetzt geladen
sind, überwiegen im Ionenkristall die Anziehungskräfte gegenüber den
abstoßenden Kräften => die Netto-Anziehung hält den Kristall zusammen und
ist das Wesen der Ionenbindung
- Hauptgruppenelemente nehmen i.d.R. Elektronen auf oder geben sie ab,
wobei Ionen entstehen, die mit Edelgas-Atomen isoelektronisch sind
- Voraussetzung für die Bildung einer ionisch gebauten Substanz ist, dass ein
Bestandteil ein relativ niedriges Ionisierungspotential hat und der andere eine
hohe Elektronegativität besitzt => Mehrzahl der ionisch gebauten Stoffe bildet
sich durch Kombination von Elementen mit stark unterschiedlicher
Elektronegativität (EN-Differenz > 1,5) => sie stehen am linken und am
rechten Rand des Periodensystems (Metalle und Nichtmetalle)
- ionische Verbindungen sind u.a. :
o Halogenide (NaCl, CaCl2, CaF2, BaCl2)
o Oxide (CaO)
o Sulfide (Na2S)
o Hydroxide (NaOH, KOH, Ca(OH)2)
o Carbonate (K2CO3, Na2CO3, CaCO3, NaHCO3)
o Sulfate (MgSO4, CaSO4, FeSO4, CuSO4, ZnSO4)
- die Ionen ziehen sich durch Coulombsche Kräfte an, diese Anziehungskraft
bevorzugt keine Raumrichtung, d.h. sie ist ungerichtet (elektrostatisches Feld)
=> dies führt dazu, dass sich um jedes Ion eine möglichst große Anzahl von
entgegengesetzt geladenen Ionen um ein als Zentralion herausgegriffenes
Ion gruppieren (große Koordinationszahl, KZ) (für NaCl ist die
Koordinationszahl 6)
- die räumliche Struktur (Raumgitter, Kristallgitter), die sich mit ionischen
Bausteinen aufbaut, ist ein Ionengitter
 kovalente Bindungen
- reagieren Atome von Nichtmetallen miteinander, kommt es nicht zu einer
Elektronenübertragung, weil alle beteiligten Atome dazu tendieren, Elektronen
-
-
-
-
aufzunehmen => stattdessen binden sich Atome über Elektronen aneinander,
die ihnen dann gemeinsam gehören
kovalente Bindungen (Atom-, Elektronenpaarbindung) bilden sich zwischen
Elementen ähnlicher Elektronegativität aus => „ideale“ kovalente Bindungen
findet man nur zwischen Elementen gleicher Elektronegativität bzw. bei
Kombination der Elemente selbst (z.B. H2, Cl2, N2)
in einem Moleküle werden Atome durch kovalente Bindungen
zusammengehalten
eine kovalente Einfachbindung besteht aus einem Paar von Elektronen, das
zwei Atomen gemeinsam gehört
die Zahl der kovalenten Bindungen, an denen ein Atom in einem Molekül
beteiligt ist, ergibt sich oft aus der Zahl der Elektronen, die noch fehlen, um
die Konfiguration des nächsten Edelgases zu erreichen
zwei Atome können über mehr als ein gemeinsames Elektronenpaar verfügen
=> Mehrfachbindungen (Doppelbindung = zwei, Dreifachbindung = drei
gemeinsame Elektronenpaare)
im Gegensatz zur elektrostatischen Bindung ist die kovalente Bindung
gerichtet, d.h. sie verbindet ganz bestimmte Atome miteinander => zwischen
den Bindungspartnern entsteht eine erhöhte Elektronendichte
 polare Bindungen
- solange sich Atome gleicher Art an einer Atombindung beteiligen, sind die
Bindungselektronen symmetrisch im Raum zwischen und um diese Atome
verteilt, dies gilt auch, wenn sich Atome verschiedener Elemente verbinden,
sofern sich die beiden Elemente nur wenig in ihrer Elektronegativität
unterscheiden
- diese Symmetrie ändert sich jedoch stark, wenn Bindungspartner, die sich
deutlich in ihrer Elektronegativität unterscheiden, eine Atombindung eingehen
=> bei den Halogenwasserstoffen z.B. zeigt sich, dass die elektronegativeren
Halogen-Atome das bindende Elektronenpaar jeweils mehr oder weniger
stark zu sich herüberziehen, die Atombindung ist polarisiert
- die Richtung der Polarisierung lässt sich durch Angabe von Partialladungen an
den jeweiligen Atomen verdeutlichen
- die Elektronegativität wird bei Elementen, die Atombindungen eingehen, zu
einem Maß, wie weit ein Atom gegenüber einem anderen die
Bindungselektronen zu sich herüberzieht
- man kann das Auftreten polarisierter Atombindungen auch so beschreiben,
dass hier ein Übergang zwischen einer reinen Ionenbindung und einer reinen
Atombindung vorliegt
 van der Waals-Wechselwirkungen
- zwischen unpolaren Molekülen, die über kein permanentes Dipolmoment
verfügen, müssen ebenfalls intermolekulare Kräfte existieren, andernfalls
wäre nicht zu erklären, dass auch unpolare Verbindungen flüssig und fest
werden können
- diese intermolekularen Kräfte werden als van der Waals-Kräfte bezeichnet
- diese zwischenmolekularen „Nahbereichskräfte“ beruhen ebenfalls auf den
Coulombschen Kräften, da die Ladungsunterschiede relativ klein sind,
ergeben sich verhältnismäßig schwache Bindungen
- van der Waals-Kräfte wirken grundsätzlich zwischen allen Atomen, Ionen und
Molekülen, auch wenn sie ungeladen und unpolar sind
 Oktettregel
- die Ausbildung einer Bindung hat zum Ziel, einen energetisch günstigeren
Zustand (geringere potentielle Energie) zu erreichen, als ihn das
ungebundene Element besitzt
- ein besonders günstiger Elektronenzustand ist die Elektronenkonfiguration der
Edelgase => mit Ausnahme von Helium (1s2) haben alle Edelgase in ihrer
äußersten Schale (Valenzschale) die Konfiguration ns2np6 (n =
Hauptquantenzahl) => diese 8 Elektronenzustände sind die mit den
Quantenzahlen , m und s maximal erreiche Zahl (= Oktett)
- die Elemente der 2. Periode (Li bis Na) haben nur s- und p- Valenzorbitale =>
bei der Bindungsbildung streben sie die Edelgaskonfiguration an, sie können
das Oktett nicht überschreiten, und nur vier kovalente Bindungen ausbilden =
Oktettregel
- bei Elementen höherer Perioden können u.U. auch d-Valenzorbitale mit
Elektronen besetzt werden, weshalb hier vielfach eine Oktettaufweitung
beobachtet wird
 Hybridisierung
- Besonderheit des Kohlenstoff-Atoms
- Elektronenkonfiguration des Kohlenstoffs: 1s22s22p2 => im Grundzustand nur
zwei ungepaarte Elektronen vorhanden
- Kohlenstoff ist jedoch vierbindig
- der Energieunterschied zwischen dem 2s- und 2p-Orbitalen ist relativ klein =>
unter dem Einfluss eines Bindungspartners kann durch Anheben eines 2sElektrons auf das freie 2p-Niveau ein angeregter Zustand entstehen
- die vier zunächst unterschiedlichen Atomorbitale (2s12p3) kombinieren sich zu
vier neuen, energetisch gleichwertigen Orbitalen = Hybridisierung (=
mathematische Umrechnung der Wellenfunktionen => die Beschreibung der
Valenzschale des angeregten Kohlenstoff-Atoms durch vier Elektronen, die je
ein 2s-Orbital und drei 2p-Orbitale besetzen oder durch vier Elektronen, die je
ein sp3-Hybridorbital besetzen, ist mathematisch völlig gleichwertig => jede
Beschreibung ist gleichermaßen eine gültige Lösung der SchrödingerGleichung) => es entstehen sp3-Hybrid-Orbitale, das Kohlenstoffatom ist sp3hybridisiert
Bild S. 33 Zeeck Abb. 3,7
- überlappt jetzt jedes der einfach besetzten sp3-Hybrid-Orbitale des C-Atoms
mit je einem einfach besetzten 1s-Atomorbital eines H-Atoms, erhält man vier
doppelt besetzte, bindende Molekülorbitale => es liegen vier gleichwertige –
Bindungen vor
- die Hybridisierung bestimmt die Raumstruktur des Methan-Moleküls => die sAtomorbitale sind kugelsymmetrisch, die p-Atomorbitale stehen im rechten
Winkel zueinander => die sp3-Molekülorbitale weisen in die Ecken eines
Tetraeders, typisch ist der Winkel zwischen zwei CH-Bindungen, der sog.
Bindungswinkel, er beträgt im Tetraeder 109,5°
- Kohlenstoff ist weiterhin in der Lage Doppel- und Dreifachbindungen
auszubilden, die einfachsten organischen Moleküle sind Ethen und Ethin
- das C-Atom im angeregten Zustand kann alternativ zur sp3-Hybridisierung
auch eine sp2-Hybridisierung eingehen => dies bedeutet, dass sich das 2sAtomorbital nur mit zwei 2p-Atomorbitalen vermischt und drei energetisch
gleichwertige sp2-Hybrid-Orbitale entstehen, die je mit einem Elektron besetzt
sind
- ein einfach besetztes p-Orbital bleibt unverändert
Bild S. 34 Zeeck Abb. 3,9
- die sp2-Molekülorbitale ordnen sich so um das C-Atom, dass die Achsen in
einer Ebene liegen und zueinander einen Winkel von 120° bilden
- im Ethen-Molekül entsteht zwischen den beiden C-Atomen eine –Bindung,
vier weitere –Bindungen richten sich auf die H-Atome => übrig bleibt an
jedem C-Atom das p-Orbital, das senkrecht zur Ebene der –Bindungen
steht, beide sind einfach besetzt, überlappen einander und bilden ein doppelt
besetztes, bindendes –Molekülorbital aus => es besitzt seine größte
Elektronendichte oberhalb und unterhalb der Ebene der -Bindungen
- trotz der sichtbaren zwei Teile handelt es sich nur um ein –Molekülorbital,
das mit zwei Elektronen vollständig besetzt ist
- die zweite Bindung zwischen den C-Atomen wird als –Bindung bezeichnet
- bei der C=C-Doppelbindung ist um die C-C-Bindungsachse keine freie
Rotation mehr möglich, denn dazu müsste die –Bindung vorübergehend
gelöst werden, was ohne Energiezufuhr (Licht oder Wärme) nicht möglich ist
- verglichen mit der C-C-Einfachbindung verkürzt sich der Bindungsabstand
zwischen den C-Atomen einer C=C-Doppelbindung deutlich, die
Bindungsenergie wächst, ist jedoch nicht doppel so groß wie die einer C-CEinfachbindung, was bedeutet, dass die –Bindung nicht so fest ist wie die –
Bindung
Bild S. 36 Zeeck Abb. 3,6
- die Vorzugsrichtungen der drei sp2-Hybridorbitale liegen in einer Ebene und
bilden Winkel von 120° zueinander, die Vorzugsrichtung des unbeteiligten pOrbitals ist senkrecht zur Ebene
- sp2-Hybridorbitale dienen zur Erfassung der Bindungsverhältnisse in trigonalplanaren Molekülen
- ein Satz von zwei sp-Hybridorbitalen resultiert aus der Kombination von einem
s- und einem p-Orbital, die zwei übrigen p-Orbitale bleiben unbeteiligt
- die zwei sp-Hybridorbitale haben ihre Ladungsschwerpunkte auf
entgegengesetzten Seiten des Atoms, sie dienen zur Beschreibung der
Bindungen in linearen Molekülen
- die beiden unbeteiligten p-Orbitale haben ihre Vorzugsrichtungen senkrecht
zueinander und senkrecht zur Achse der sp-Hybridorbitale
- Hybridisierung ist nur dann in Betracht zu ziehen, wenn die zu vermischenden
Orbtiale einander gut überlappen und wenn ihre Energien ähnlich groß sind
=> die 2s- und 2p-Orbitale erfüllen diese Bedingungen gut
- je größer die Hauptquantenzahl, desto schlechter ist die räumliche s-pÜberlappung => ein 5s-Orbital ist z.B. viel weniger ausgedehnt als ein 5pOrbital, sie können kaum mehr vermischt werden
- dagegen können 3d, 4s- und 4p-Orbitale miteinander vermischt werden => vor
allem die daraus resultierenden Hybridorbitale dsp3 (trigonal-bipyramidal)
und d2sp3 (oktaedrisch( spielen bei Übergangsmetallen eine Rolle
Bild S. 128 Mortimer Abb. 9,7
 VSEPR-Theorie
- valence-shell electron-pair repulsion = Valenzelektronenpaar-AbstoßungsTheorie
- ermöglicht es die geometrische Anordnung der Atome in einem Molekül
vorauszusagen
- eine sehr einfache Vorstellung zur Deutung von Bindungswinkeln in Molekülen
mit kovalent oder vorwiegend kovalenten Bindungen, es betrachtet die sog.
Valenzschale eines Zentralatoms A => diese besteht aus den bindenden
Elektronenpaaren der Bindungen zwischen A und seinen Nachbaratomen L
(Liganden) und eventuell vorhandenen nichtbindenden (freien)
Elektronenpaaren E am Zentralatom
- das Modell geht davon aus, dass sich die Elektronenpaare den kugelförmig
gedachten Aufenthaltsraum um den Atomkern (und die Rumpfelektronen) so
aufteilen, dass sie sich so weit wie möglich ausweichen (minimale Abstoßung)
- das Modell berücksichtigt damit folgendes:
o da die negativ geladenen Elektronenpaare einander abstoßen, werden
sich die Elektronenpaare der Valenzschale des Zentralatoms
gegenseitig so weit entfernt wie möglich voneinander anordnen => die
Molekülgestalt ist eine Konsequenz dieser gegenseitigen
Elektronenpaar-Abstoßung
o alle Elektronen der Valenzschale des Zentralatoms werden
berücksichtigt, sowohl die an Bindungen beteiligten wie auch die
nichtbindenden Elektronenpaare
o die nichtbindenden Elektronenpaare tragen zur Molekülgestalt bei, die
Molekülgestalt selbst wird aber nur durch die Position der Atomkerne
beschrieben
- für die Stärke der Abstoßung gilt folgende Reihenfolge:
einsames Paar – einsames Paar > einsames Paar – bindendes Paar > bindendes
Paar – bindendes Paar
- einige Beispiele für das VSEPR-Modell sind:
o zwei Elektronenpaaren => lineare Anordnung des Moleküls, da so die
Elektronenpaare des Moleküls den größten Abstand voneinander
haben, Moleküle sind immer linear, wenn das Zentralatom an zwei
Bindungen beteiligt ist und keine einsamen Elektronenpaare am
Zentralatom vorhanden sind (Be, Zn, Cd und Hg bilden Moleküle dieser
Art)
Bild S. 123 Mortimer Abb. 9,1
o drei Elektronenpaaren => trigonal-planare Anordnung des Moleküls,
die Bindungswinkel betragen 120°, dies ist die Anordnung, bei der die
drei Bindungselektronenpaare am weitesten voneinander entfernt sind
(BF3 z.B. bildet ein Molekül dieser Art)
Bild S. 123 Mortimer Abb. 9,1
 ist eines der drei Elektronenpaare ein freies Elektronenpaar,
beträgt der Bindungswinkel weniger als 120° (nämlich ca. 95°),
dies rührt daher, da das nichtbindende Elektronenpaar, das im
Gegensatz zu den bindenden Elektronenpaaren nur unter dem
Einfluss von einem Atomkern steht, seinen
Ladungsschwerpunkt näher am Zentralatom hat => es stößt
dadurch die anderen beiden Elektronenpaare stärker ab, und
diese rücken näher zusammen => einsame Elektronenpaare
stoßen bindende Elektronenpaare stärker ab, als bindende
Elektronenpaare sich gegenseitig abstoßen (SnCl2 z.B. bildet
ein Molekül dieser Art)
Bild S. 123 Mortimer Abb. 9,1
o vier Elektronenpaare => tetraedrische Anordnung des Moleküls, die
Elektronenpaare haben die größte Entfernung voneinander, wenn sie
sich in den Ecken eines Tetraeders befinden, die Bindungswinkel
haben einen Wert von 109,47° (oder 109,28°), die tetraedrische
Konfiguration kommt häufig vor (Kohlenstoff bildet solche Moleküle,
z.B. im Methan, aber auch die Ionen ClO4-, SO42-, PO43-)
Bild S. 124 Mortimer Abb. 9,3
 ist eines der vier Elektronenpaare ein freies Elektronenpaar,
ordnen sich auch hier die vier Elektronenpaare in der
Valenzschale tetraedrisch an, dadurch haben die Atome eine
trigonal-pyramidale Anordnung, mit dem Zentralatom an der
Spitze einer Pyramide mit dreieckiger Basisfläche => die stärker
abstoßende Wirkung des einsamen Elektronenpaars drückt die
bindenden Elektronenpaare zusammen, sodass der
Bindungswinkel nur 107° beträgt (NH3 z.B. bildet ein Molekül
dieser Art)
Bild S. 124 Mortimer Abb. 9,3
 sind zwei der vier Elektronenpaare freie Elektronenpaare,
wird die Verzerrung der tetraedrischen Anordnung der vier
Elektronenpaare noch größer, da die bindenden
Elektronenpaare jetzt von zwei nichtbindenden Elektronenpaare
abgestoßen werden, der Bindungswinkel beträgt 105°, die
Molekülstruktur ist V-förmig (H20 z.B. bildet ein Molekül dieser
Art)
Bild S. 124 Mortimer Abb. 9,3
o fünf Elektronenpaare => die trigonale Bipyramide ist hier die
Anordnung des Moleküls, in dieser Form sind die fünf Bindungen nicht
äquivalent => die drei Positionen auf dem „Äquator“ werden
äquatoriale Positionen, die Positionen am „Nord-„ und am „Südpol“
axiale Positionen genannt => die drei äquatorialen Atome liegen in
einer Ebene mit dem Zentralatom, die Bindungswinkel in der
Äquatorebene betragen 120°, die Bindungswinkel zwischen axialen
und äquatorialen Atomen betragen 90° => ein axiales Elektronenpaar
hat drei benachbarte Elektronenpaare im 90° Winkel, ein äquatoriales
Elektronenpaar hat nur zwei Nachbarpaare im 90° Winkel => auf ein
axiales Elektronenpaar wirkt deshalb eine etwas stärkere Abstoßung,
die axialen Bindungen sind etwas länger als die äquatorialen (PF 5 z.B.
bildet ein Molekül dieser Art)
Bild S. 125 Mortimer Abb. 9,4
 ist eines der fünf Elektronenpaare ein freies Elektronenpaar,
nimmt dieses in einer trigonalen Bipyramide eine äquaotoriale
Position ein, da es hier einer geringeren Abstoßung ausgesetzt
ist => das nichtbindende Elektronenpaar wirkt sich auf die
Bindungswinkel aus, indem es alle bindenden Elektronenpaare
von sich drängt => der Bindungswinkel in der Äquatorialebene
beträgt 102° (anstelle von 120°), die axialen Bindungen bilden
einen Winkel von 173° miteinander (anstelle von 180°) (SF4 z.B.
bildet ein Molekül dieser Art)
Bild S. 125 Mortimer Abb. 9,4
 sind zwei der fünf Elektronenpaare freie Elektronenpaare,
nehmen auch diese in einer trigonalen Bipyramide äquatoriale
Positionen ein, da sie hier einer geringeren Abstoßung
ausgesetzt sind => das Molekül bekommt bei zwei freien
Elektronenpaaren eine T-förmige Struktur, die freien
Elektronenpaare bedingen eine Verzerrung der Bindungswinkel,
die zwischen axialer und äquatorialer Position 87,5° betragen
(anstelle von 90°) (ClF3 z.B. bildet ein Molekül dieser Art)
Bild S. 125 Mortimer Abb. 9,4
 sind drei der fünf Elektronenpaare freie Elektronenpaare,
nehmen diese die drei äquatorialen Positionen einer trigonalen
Bipyramide ein, das Molekül wird dadurch linear (XeF2 z.B.
bildet Moleküle dieser Art)
Bild S. 125 Mortimer Abb. 9,4
o sechs Elektronenpaare => die günstigste Anordnung für diesen Typ
ist ein Oktaeder, alle Positionen sind äquivalent, alle Bindungen sind
gleich, alle Winkel zwischen benachbarten Bindungen betragen 90° =>
die Elektronenpaare sind nach den Ecken eines Oktaeders gerichtet,
die Atome bilden eine quadratische Pyramide (SF6 z.B. bildet Moleküle
dieser Art)
Bild S. 125 Mortimer Abb. 9,5
 ist eines der sechs Elektronenpaare ein freies
Elektronenpaar, verursacht dieses eine Verzerrung der
Bindungswinkel => die vier Bindungen in der Pyramidenbasis
werden vom einsamen Elektronenpaar abgedrängt, der
Bindungswinkel zwischen den apikalen Bindungen (zur
Pyramidenspitze) und einer basalen Bindung (in der
Pyramidenbasis) beträgt 85° (anstelle von 90°) (BrF5 z.B. bildet
Moleküle dieser Art)
Bild S. 125 Mortimer Abb. 9,5
 sind zwei der sechs Elektronenpaare freie Elektronenpaare,
besetzen diese zwei gegenüberliegende Positionen, da dann die
Abstoßung zwischen ihnen am kleinsten ist => das Ion ist
quadratisch-planar (IF4- z.B. bildet Moleküle dieser Art)
Bild S. 125 Mortimer Abb. 9,5
- im Folgenden eine Zusammenfassung der Zusammenhänge zwischen
Molekülstruktur und Zahl und Art der Valenzelektronenpaare:
Bild S. 126 Mortimer Abb. 9,1
- das Konzept der Elektronenpaar-Abstoßung kann auch auf Moleküle und
Ionen mit Mehrfachbindungen angewandt werden => eine Mehrfachbindung
wird dabei als Einheit betrachtet, weil in einer Doppelbindung zwei
Elektronenpaare vorhanden sind, wirkt sie stärker abstoßend als eine
Einfachbindung
 Wasserstoffbrückenbindung
- in bestimmten Wasserstoff-Verbindungen sind die intermolekularen
Anziehungskräfte ungewöhnlich stark => in den betreffenden Verbindungen
sind Wasserstoff-Atome an kleine, sehr elektronegative Atome gebunden
- das elektronegative Atom übt eine starke Anziehung auf die Elektronen der
Bindung aus und erzeugt einen beträchtlichen positiv-polarisiertenLadungsanteil am Wasserstoff-Atom => das Wasserstoff-Atom verbleibt als
fast nicht abgeschirmtes Proton
- das Wasserstoff-Atom eines Moleküls und ein einsames Elektronenpaar am
elektronegativen Atom eines anderen Moleküls ziehen sich gegenseitig an
und bilden eine Wasserstoff-Brücke
- Bsp. Assoziation von HF-, H2O- und NH3-Molekülen über WasserstoffBrücken
Bild S. 167 Mortimer Abb. 11,5 (oben)
- die Eigenschaften von Verbindungen, in denen Wasserstoff-Brücken auftreten
fallen aus der Reihe:
o hohe Siedepunkte: Wasserstoff-Brücken erschweren das Abtrennen
von Molekülen aus der Flüssigkeit
o hohe Schmelzpunkte
o hohe Verdampfungsenthalpien
o hohe Schmelzenthalpien
o hohe Viskositäten
o hohe Löslichkeit einiger Sauerstoff-, Stickstoff- und Fluor-verbindungen
in bestimmten wasserstoffhaltigen Lösungsmitteln, insbesondere in
Wasser, hängt mit Wasserstoff-Brücken zusammen (NH3, H3COH und
SO42- lösen sich in Wasser unter Ausbildung von Wasserstoff-Brücken)
- Wasserstoff-Brücken können auch zwischen unterschiedlichen Molekülen
zustande kommen => dies spielt bei bestimmten Lösungen eine Rolle
- zwei Bedingungen müssen erfüllt sein, damit starke Wasserstoff-Brücken
gebildet werden können:
o das Molekül, welches das Wasserstoff-Atom zur Wasserstoff-Brücke
zur Verfügung stellt (der Proton-Donator), muss eine stark polare
Bindung mit relativ hohem positiv-polarisierten-Ladungsanteil am
Wasserstoff-Atom haben, die Zunahme der Bindungsstärke der
Wasserstoff-Brücken geht parallel zur Zunahme der Elektronegativität
des Atoms, mit dem das Wasserstoff-Atom verbunden ist (N < O < F),
der hohe positive Ladungsanteil am Wasserstoff-Atom zieht das
Elektronenpaar eines anderen Moleküls stark an
o das Atom, dessen Elektronenpaar sich an der Wasserstoff-Brücke
beteiligt (der Protonen-Akzeptor), muss relativ klein sein, starke
Wasserstoff-Brücken findet man nur bei Fluor-, Sauerstoff- und
Stickstoff-Verbindungen, Chlor-Verbindungen gehen nur schwache
Wasserstoff-Brücken ein (Chlor hat etwa die gleiche Elektronegativität
wie ein Stickstoff-Atom, ist aber größer und seine Elektronenpaare sind
diffuser, bzw. weniger kompakt)
- Wasserstoff-Brücken sind von zentraler Bedeutung für die Strukturen von
Molekülen in der belebten Natur, Protein und Desoxyribonukleinsäuren, an
denen alles Leben hängt, erhalten ihre Molekülgestalt über WasserstoffBrücken, das Öffnen und Neuknüpfen von Wasserstoff-Brücken ist von
besonderer Bedeutung bei der Zellteilung und bei der Protein-Synthese
 MO-Theorie an den Beispielen H2, F2, O2 und HF
 Mesomerie
- beschreibt Systeme mit delokalisierten –Elektronen
- zur Mesomerie befähigte Systeme sind aufgrund von Besonderheiten ihrer
Molekülorbitale energieärmer als Verbindungen, bei denen dies nicht möglich
ist
- bei Systemen, die Mesomerie zeigen, liegt die Bindungslänge genau zwischen
der einer Doppelbindung und der einer Einfachbindung, zur Lösung formuliert
man mesomere Grenzformeln, wobei die tatsächliche Struktur als ein
Zwischending zwischen den beiden Grenzformeln zu verstehen ist
- die Bindungen sind weder Einfach- noch Doppelbindungen, sondern haben
einen mittleren Bindungsgrad
- mesomere Grenzformeln lassen sich für folgende Moleküle angeben:
o Ozon (O3)
Bild S. 116 Mortimer Abb. links
o Salpetersäure (HNO3)
Bild S. 116 Mortimer Abb. links
o Carbonat-Ion (CO32-)
Bild S. 116 Mortimer Abb. links
o Cyanat-Ion (OCN-)
Bild S. 117 Mortimer Abb. rechts
o Nitrylfluorid (FNO2)
Bild S. 117 Mortimer Abb. rechts
o Nitrosylfluorid (FNO)
Bild S. 117 Mortimer Abb. rechts
o Kohlenmonoxid (CO)
o Kohlendioxid (CO2)
o Nitrat (NO3-)
- manche Grenzformeln, als hypothetische Moleküle betrachtet, können
energetisch günstiger sein als andere und sind bei der Mittelung aller
Grenzformeln mit einem größeren Anteil zu berücksichtigen, andere
Grenzformeln können energetisch ungünstig sein und brauchen nicht oder nur
in geringem Ma0 berücksichtigt zu werden, folgendes gilt zu beachten:
o für alle mesomeren Grenzformeln muss die räumliche Anordnung der
Atomkerne die gleiche sein, Grenzformeln unterscheiden sich nur in
der Verteilung von Elektronen (Reihenfolge der Atome muss gleich
sein!)
o zwei aneinander gebundene Atome sollen keine Formalladungen mit
gleichem Vorzeichen haben, Grenzformeln, die dieser Regel
widersprechen, sind im Allgemeinen nicht zu berücksichtigen (z.B.
Grenzformel c bei Nitrylfluorid ist nicht zu berücksichtigen)
o die wichtigsten Grenzformeln sind diejenigen mit der kleinsten Anzahl
von Formalladungen und mit den kleinsten Beträgen für diese
Ladungen, am günstigsten sind Grenzformeln ohne Formalladungen
(z.B. Grenzformel c beim Cyanat-Ion ist nicht zu berücksichtigen)
o bei den wichtigeren Grenzformeln entspricht die Verteilung von
positiven und negativen Formalladungen den Elektronegativitäten der
Atome, das elektronegativste Atom sollte möglichst keine positive
Formalladung erhalten (z.B. Grenzformel b bei Nitrosylfluorid von
geringster Bedeutung)
 Ionenkristalle und –radien
- in einem Ionenkristall müssen Ionen entgegengesetzter Ladung und
unterschiedlicher Größe im richtigen stöchiometrischen Zahlenverhältnis
gepackt sein, wobei die elektrostatischen Anziehungskräfte gegenüber den
elektrostatischen Abstoßungskräften überwiegen müssen
- wenn die Ladungen gleiches Vorzeichen haben, stoßen sich die Ionen ab und
Energie wird benötigt um die Ionen einander näher zu bringen, bei
entgegengesetzten Vorzeichen kommt es zur Anziehung und Energie wird frei
beim Zusammenführen der Ionen
- die wichtigsten Strukturtypen für Ionenverbindungen der Formel:
o MX:
 genauso viele Kationen wie Anionen in der Elementarzelle,
stöchiometrisches Verhältnis 1:1
 wichtigste Strukturtypen, nach Vertretern benannt:
 Natriumchlorid-Typ (NaCl)
o Koordinationszahl: 6 (jedes Na+-Ion hat sechs ihn
umgebende Cl--Ionen und umgekehrt)
o kubisch-dichteste Kugelpackung von Cl--Ionen, alle
Oktaederlücken der Kugelpackung sind mit Na+Ionen besetzt
 Cäsiumchlorid-Typ (CsCl)
o Koordinationszahl: 8 (jedes Cs+-Ion hat acht ihn
umgebende Cl--Ionen und umgekehrt)
 Zinkblende-Typ (ZnS)
o Koordinationszahl: 4 (jedes S2--Ion ist von vier Zn2+Ionen umgeben)
o MX2 und M2X:
 wichtigste Strukturtypen, nach Vertretern benannt:
 Fluorit-Typ (Flussspat-Typ, CaF2)
o Kation (Ca2+) von acht Anionen (F-) umgeben,
jedes Anion ist tetraedrisch von vier Kationen
umgeben
o die Koordinationszahlen verhalten sich wie 8:4
o Kationen und Anionen können bei diesem
Strukturtyp vertauscht sein (Na2O kristallisiert z.B.
genauso, jedoch mit den Na+-Ionen auf den F-Positionen und den O2--Ionen auf den Ca2+Positionen = anti-Fluorit-Typ)
 Rutil-Struktur (TiO2)
o die Ti4+-Ionen sind oktaedrisch von sechs O2--Ionen
umgeben, sie haben Koordinationszahl 6
o der Zusammensetzung entsprechend müssen dann
die O2--Ionen Koordinationszahl 3 haben, sie sind
dreieckig-planar von drei Ti4+-Ionen umgeben
o dies ist der bevorzugte Strukturtyp für die
Zusammensetzung MX2 bei Koordinationszahl 6
des Kations
- eine Zusammenfassung aller Strukturtypen und ihrer Vertreter lautet wie folgt:
S. 186 Mortimer Abb. 11,6
- wichtig bei der Ermittlung, welcher Typ der stabilste ist, sind die relative Größe
von Kation zu Anion, ausgedrückt durch das Verhältnis der Ionenradien r M+ /rX-
- bei reinen Ionen-Verbindungen ist die zugehörige Struktur nur stabil, solange
das tatsächliche Radienverhältnis größer als der berechnete Grenzwert ist,
wegen oft vorhandener kovalenter Bindungsanteile gibt es allerdings viele
Ausnahmen
 Born-Haber-Kreisprozess
- beim Zusammenfügen von weit voneinander entfernten, im Gaszustand
befindlichen positiven und negativen Ionen zu einem Kristall wird die
Gitterenergie frei, diese wird beim Aufbau des Ionenkristalls immer
freigesetzt, die Verdampfung des Kristalls zu einem aus Ionen bestehenden
Gas erforder die Zufuhr des gleichen Energiebetrages
- zur Bestimmung der Gitterenergie bedient man sich des Born-HaberKreisprozesses, dieser basiert auf dem Satz von Hess, wonach die
Reaktionsenthalpie einer chemischen Reaktion einen festen Betrag hat,
unabhängig davon, in wie vielen Schritten die Reaktion abläuft
- je höher die Ladung der Ionen, desto größer ist der Betrag der Gitterenergie
- je näher zwei entgegengesetzt geladene Ionen aneinander kommen können,
desto größer wird die Anziehungskraft zwischen ihnen, Kristalle aus kleinen
Ionen haben deshalb einen höheren Betrag für die Gitterenergie
 Kristallgitter
- in einem kristallinen Feststoff sind die am Aufbau beteiligten Teilchen (Atome,
Ionen, Moleküle) in einem sich periodisch wiederholenden, dreidimensionalen
Muster, dem Kristallgitter, angeordnet
- ein Gitter ist eine dreidimensionale Anordnung von Punkten, die Orte gleicher
Umgebung und Orientierung repräsentieren, jeder dieser Punkte ist völlig
gleichwertig
- in Abhängigkeit von der Größe und Ladung der beteiligten Teilchen können
Kristallgitter verschieden aussehen, es kann jedoch in lauter identische
Elementarzellen zerlegt werden
- die Teilchen versuchen jeweils die energetisch günstigste Raumordnung
einzunehmen
- der innere Aufbau eines Kristalls spiegelt sich in der äußerlich sichtbaren
Kristallform (z.B. kubisch, hexagonal, oktaedrisch, monoklin) wider
- die Lage der Teilchen im Kristall lässt sich mit Hilfe der Beugung von
Röntgenstrahlen an den Kristallen ermitteln, mit verfeinerten Methoden
können sogar die einzelnen Atome eines Moleküls und damit die
Molekülstruktur sichtbar gemacht werden (Röntgenstrukturanalyse)
- die chemische Zusammensetzung in einer Elementarzelle muss exakt der
Zusammensetzung der Substanz entsprechen
- beim Abzählen der Atome in einer Elementarzelle gilt Folgendes:
o eine primitive Elementarzelle (= Elementarzelle, in der nur die
Eckpunkte gleichartig sind) enthält von jeder Atomart je nur ein
äquivalentes Atom, die acht Atome in den Eckpunkten der
Elementarzelle gehören jedes nur zu einem Achtel zu der
Elementarzelle, da dort je acht Elementarzellen zusammentreffen
o eine innerzentrierte Elementarzelle enthält zwei äquivalente Atome,
acht in den Ecken, die je zu einem Achtel zur Zelle gehören, und eines
in der Mitte der Zelle, das der Zelle allein gehört
o bei einer flächenzentrierten Elementarzelle befinden sich äquivalente
Atome in den Ecken der Zelle und in den Mitten aller sechs Flächen,
ein Atom auf einer Fläche gehört zwei benachbarten Zellen je zur
Hälfte an, die Atome in den Ecken machen ein Atom aus, die Atome
auf den sechs Flächen machen drei Atome aus, insgesamt kommen
vier äquivalente Atome auf eine Elementarzelle
7. Säure/Base-, Redox-, Komplexbildungs-Reaktionen
 Arrhenius
- eine Säure ist ein Stoff, der in wässriger Lösung unter Abgabe von H+-Ionen
dissoziiert
- eine Base ist ein Stoff, der in wässriger Lösung zu OH--Ionen dissoziiert

-
Brönstedt
eine Säure ist ein Protonen-Donator
die Säurestärke ist die Tendenz, Protonen abzugeben
eine Base ist ein Protonen-Akzeptor
die Basenstärke ist die Tendenz, Protonen aufzunehmen
wegen der Tendenz einer starken Säure, Protonen abzugeben, ist ihre
konjugierte Base notwendigerweise eine schwache Base mit geringer
Tendenz, Protonen zu halten => je stärker eine Säure, desto schwächer ist
ihre konjugierte Base, umgekehrt gilt, je stärker eine Base, desto schwächer
ist ihre konjugierte Säure

-
Lewis
eine Säure ist ein Elektronenpaar-Akzeptor
eine Base ist ein Elektronenpaar-Donator
eine Substanz, die nach Brönsted eine Bast ist, ist auch eine Base im LewisKonzept
- bei den Säuren umfasst die Lewis-Definition dagegen eine wesentlich größere
Zahl von Substanzen, darunter:
o Moleküle oder Atome mit unvollständigem Elektronenoktett (z.B. BF3,
AlCl3, S-Atom)
o viele einfache Kationen sind als Lewis-Säure aufzufassen (z.B. Cu2+,
Fe3+)
o die Atome mancher Metalle können als Lewis-Säuren auftreten, z.B. bei
der Bildung von Metall-Carbonyl-Verbindungen
o Verbindungen von Elementen, deren Valenzschale über das
Elektronenoktett hinaus aufgeweitet werden kann, wirken bei
Reaktionen mit Oktettaufweitung als Lewis-Säuren (z.B. SiF4, SnCl4,
PF5)
o in manchen Verbindungen sind bestimmte Atome saure Zentren, weil
daran gebundene elektronegative Atome die Elektronendichte
verringern (z.B. SO2, CO2, SiO2)
 Ionenprodukt H2O
- auf die Eigendissoziation des Wassers lässt sich das Massenwirkungsgesetz
anwenden:
- das Gleichgewicht liegt weitgehend auf der linken Seite
- K hat einen sehr kleinen Zahlenwert
- in reinem Wasser wie auch in verdünnten Lösungen kann die Konzentration
der Wasser-Moleküle als konstant angesehen werden
- da c(H2O) konstant ist, kann es in die Gleichgewichtskonstante einbezogen
werden, der Einfachheit halber wird c(H+) anstelle von c(H3O+) verwendet,
diese letzte Gleichung ist das Ionenprodukt von Wasser:
- bei 25°C hat dies den Zahlenwert
- in reinem Wasser entstehen H+ (aq)- und OH- (aq)-Ionen zu gleichen Teilen
c(H+) = c(OH-), es gilt deshalb:
- um nicht immer mit Potenzzahlen umgehen zu müssen, ist es zweckmäßig,
logarithmische Größen einzuführen: der pH-Wert bzw. der pOH-Wert sind die
negativen dekadischen Logarithmen von c(H+) bzw. c(OH-):
- für reines Wasser ist pH = 7, dieses bezeichnet man als neutral
- logarithmisch formuliert, lautet das Ionenprodukt des Wassers:
wobei auch für die Konstante KW der negative Logarithmus verwendet wurde
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-
-
-
pKs und pKb
Puffer
Titration
schwache Säuren
starke Säuren
mehrprotonige Säuren
schwache Basen
starke Basen
Oxidationszahlen
um die Elektronenbilanz für RedOx-Reaktionen von Verbindungen berechnen
zu können werden Oxidationszahlen benutzt
als Bezugssystem für die Oxidationszahlen dient Wasser (H2O)
da Wasser nicht geladen ist, muss die Summe der Oxidationszahlen Null sein,
der elektronegativere Sauerstoff bekam damit die Oxidationszahl –II, der
elektropositive Wasserstoff die Zahl +I
Sauerstoff tritt meist mit dieser Oxidationszahl auf, außer in Verbindungen, die
eine O-O-Gruppierung enthalten (H2O2, Peroxide, Persäuren), hier bekommt
er die Oxidationszahl –I
für jedes Kohlenstoffatom werden die Oxidationszahlen der Substituenten
zusammengezählt und das C-Atom bekommt dann die Oxidationszahl, die
nötig ist, um die Summe Null zu ergeben, ein benachbarter
Kohlenstoffsubstituent wird dabei mit Null gerechnet
 Redox-Reaktionen
- Reduktion und Oxidation treten immer gleichzeitig auf (daher auch der Name
RedOx), d.h. wird eine Substanz oxidiert, wird gleichzeitig eine andere
reduziert und umgekehrt
- wird eine Verbindung oxidiert, gibt sie Elektronen ab und ihre Oxidationsstufe
steigt, bei einer Reduktion werden Elektronen aufgenommen
- Oxidationsmittel sind Substanzen, die andere Verbindungen oxidieren, sie
selbst werden bei der Reaktion reduziert, nehmen also Elektronen auf;
umgekehrt reduzieren Reduktionsmittel andere Verbindungen und werden
dabei selbst oxidiert, geben also Elektronen ab
- Oder anders ausgedrückt:
Reduzierte Verbindung
oxidierte Verbindung + e –
 Komplexbildung
8. Thermochemie, Thermodynamik, Kinetik
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Zustandsgrößen
Wärme
Arbeit
Hauptsätze
Enthalpie
Entropie
freie Enthalpie
Satz von Hess
Kalorimetrie
Geschwindigkeitskonstante
Arrhenius (f(T)
Aktivierungsenergie
Katalyse
kinetische Hemmung
Reaktionsordnung
Übergangszustand
9. chemische Gleichgewichte
 MWG
 MWG-Konstante
 Le Chatelier f(T)
10. Elektrochemie
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Potential
Halbzelle
Nernst-Gleichung
galvanisches Element
EMK (Daniell-Element)
Konzentrationskette
Standardpotential
Spannungsreihe
Elektroden 1. Art
Elektroden 2. Art
Gaselektroden
Beziehung freie Enthalpie/Potential
pH-Abhängigkeit des Potentials
Elektrolyse
Zersetzungsspannung
Überspannung
wässrige Lösung
Schmelze
Batterien (Primär- Sekundärel.)
Bleiakku
Brennstoffzelle