Protonen

Eigenschaften von Elementarteilchen
Elementar-
Masse
Ladung
teilchen
(absolut) [kg]
Elektron
Radius
Dichte
[g ⋅ cm-3]
[C]
[e]
[m]
9.109534 ⋅ 10-31
-1.602189 ⋅ 10-19
-1
< 10-19
Proton
1.672649 ⋅ 10
1.602189 ⋅ 10
+1
1.3 ⋅ 10
Neutron
1.674954 ⋅ 10-27
±0
1.3 ⋅ 10-15 2 ⋅ 1014
-27
-19
±0
sehr hoch
-15
2 ⋅ 1014
Protonen und Neutronen sind ungefähr 1830 mal schwerer als Elektronen.
Freie Neutronen besitzen eine Halbwertszeit von etwa 13 min.
1
Zusammensetzung von Atomen
Atome bestehen aus Protonen (p+), Neutronen (n) und Elektronen (e-).
Die Anzahl der Protonen im Kern definiert das Element.
Bei ungeladenen Atomen ist die Zahl der Protonen immer gleich der
Zahl der Elektronen. Bei Ionen ist die Protonenzahl ungleich der
Elektronenzahl. Kationen: n(p+) > n(e-); Anionen n(p+) < n(e-)
Die Zahl der Neutronen kann variieren. Atome eines Elementes mit
unterschiedlicher Zahl von Neutronen heißen Isotope.
E: Elementsymbol
A
Z
E
Z: Ordnungszahl (Zahl der p+)
A: Massenzahl/Nukleonenzahl
(Zahl der p+ + n)
2
Isotope des Wasserstoffs
Hydrogenium
Deuterium
Leichter Wasserstoff
Schwerer Wasserstoff
Tritium
Superschwerer Wasserstoff
2
1
1
1
H=D
H
p+ + e− + n
p+ + e−
3
1
H=T
p+ + e− + 2 n
Wasserstoff ist ein
Ausnahme! Bei allen anderen
Elementen haben die Isotope
dasselbe Elementsymbol
3
Beispiele MC-Fragen
X
X
X
4
Kationen und Anionen
Bei ungeladenen Atomen ist die Zahl der Protonen immer gleich der
Zahl der Elektronen. Bei Ionen ist die Protonenzahl ungleich der
Elektronenzahl. Kationen: n(p+) > n(e-); Anionen n(p+) < n(e-)
5
Molmasse M und Stoffmenge n
Welcher Masse entspricht 1 mol Wasser?
m=M·n
Masse = Molmasse (Verbindung) x Stoffmenge
6
Beispiele Stöchiometrie
7
Konzentrationen und Gehalte
Bezeichnung
Symbol
Definition
Einheit
Stoffmengenkonzentration
c(i)
Stoffmenge des gelösten Stoffes
Volumen der Lösung
mol/l
Massenkonzentration
β(i)
Masse des gelösten Stoffes
Volumen der Lösung
g/l
Volumenkonzentration
δ(i)
Volumen des gelösten Stoffes
Volumen der Lösung
ml/100ml
Molenbruch
(„Molengehalt)
x(i)
Massengehalt
w(i)
∑ Masse aller Komponenten
%
Volumengehalt
χ(i)
Volumen eines Stoffes
Volumen
aller Komponenten
∑
%
Stoffmenge eines Stoffes
∑ Stoffmenge aller Komponenten
Masse eines Stoffes
%
8
Beispiele MC-Fragen
X
X
9
Das Bohrsche Atommodell
10
Aufbau der Elektronenhülle: was sind Orbitale ?
• Orbitale sind Bereiche, in denen ein Elektron eine
bestimmte Aufenthaltswahrscheinlichkeit besitzt.
• Orbitale stellen erlaubte Energiezustände der Elektronen
dar.
• Die räumliche Ausdehnung und Gestalt der Orbitale ergibt
sich aus den Lösungsfunktionen der Schrödingergleichung ⇒ Quantenmechanik.
• Lösungsfunktionen enthalten zwei Anteile:
Radialfunktion (räumliche Ausdehnung)
Winkelfunktion (Gestalt)
11
Gestalt von s-Orbitalen (l = 0)
z
z
y
y
x
x
s
s
n=1
n=2
l=0
l=0
m=0
m=0
12
Gestalt von p-Orbitalen (l = 1)
px
py
pz
n=2
n=2
n=2
l=1
l=1
l=1
m = ±1
m = ±1
m=0
13
Gestalt von d-Orbitalen (l = 2)
z
z
dx2-y2
dz2
n=3
n=3
l=2
x
m=0
x
z
z
z
y
y
x
x
l=2
y
y
m = ±2
y
x
dxy
dxz
dyz
n=3
n=3
n=3
l=2
l=2
l=2
m = ±2
m = ±1
m = ±1
14
Energieniveauschema eines Mehrelektronensystems
7p
6d
7s
5f
6p
5d
6s
4f
5p
4d
5s
Energie
4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s
15
1s
Merkschema zu Energieniveaus
16
Das Periodensystem der Elemente
17
Nomenklatur des Periodensystems
Bezeichnung der s- und p- Block- Gruppen
1. HG
Gruppe 1
Alkalimetalle
2. HG
Gruppe 2
Erdalkalimetalle
3. HG
Gruppe 13
Borgruppe
4. HG
Gruppe 14
Kohlenstoffgruppe
5. HG
Gruppe 15
Stickstoffgruppe
6. HG
Gruppe 16
Chalkogene
7. HG
Gruppe 17
Halogene
8. HG
Gruppe 18
Edelgase
18
Metallcharakter der Elemente
19
Größe von Atomen - der Atomradius
H
37
Li
Be
B
C
N
O
157
111
82
77
70
66 64
Na
Mg
Al
Si
P
S
191
143 117 110 104
K
160
Ca
235
197
153 122 121 117 114
Rb
Sr
250
215
167 158 141 137 133
Ba
Tl
Cs
272
224
Ga
In
Ge
Sn
Pb
As Se
Sb
Te
F
Cl
99
Br
I
Bi
170 175 182
20
Ionenradien
21
Die Elektronegativität
22
Beispiele MC-Fragen
X
X
X
23
Oktett-Theorie von Lewis
Oktettregel
Atome versuchen durch die
Nutzung gemeinsamer
Elektronenpaare möglichst ein
Elektronenoktett zu erlangen.
allgemeiner: Edelgasregel
Atome streben durch Vereinigung
mit Bindungspartnern an, eine
edelgasanaloge Elektronenkonfiguration zu erlangen.
Gilbert Edward Lewis
24
Die Chemische Bindung - Grenztypen
• ionische Bindung
Vollständiger Übertrag der Valenzelektronen auf den
elektronegativeren Partner (∆χ groß, oft Metall + Nichtmetall).
• metallische Bindung
Abgabe der Valenzelektronen. Elektronen werden gleichmäßig
zwischen Atomrümpfen verteilt (∆χ klein, nur Metalle beteiligt).
• kovalente Bindung
Zusammenhalt zweier oder mehrerer Atome durch Elektronen,
die sich die beteiligten Atome „teilen“, Besetzung von
Molekülorbitalen (∆χ klein, mindestens ein Nichtmetall an der
Bindung beteiligt).
25
Natriumchlorid als Beispiel für einen Ionenverband
26
Die metallische Bindung
Elektronengas-Modell: kationische Atomrümpfe in
einem „Elektronen-See“
27
Elektronenkonfiguration des
Wasserstoffmoleküls – die Einfachbindung
Bindungsordnung =
−
−
Σ(ebindend
) − Σ(eantibinden
d)
2
Bindungsordnung =
2−0
=1
2
28
Energie-Abstandsprofil des H2-Moleküls
29
Konstruktion von Lewis-Formeln – Regeln I
- ein Strich zwischen zwei Elementsymbolen entspricht einem
bindenden Elektronenpaar.
- ein Strich neben / über / unter einem Elementsymbol
entspricht einem „nichtbindenden / freien“ Elektronenpaar.
- die Bindigkeit folgt für s- und p- Block Elemente der Anzahl
ungepaarter Elektronen, also: Fluor – einbindig, Sauerstoff
– zweibindig, Stickstoff – dreibindig…
- „Ziel“ ist es für jedes beteiligte Atom, an vier
Elektronenpaaren teilzuhaben (Ausnahme H: nur ein
Elektronenpaar).
- unter Berücksichtigung der Molekülladung muss die Summe
der Valenzelektronen stimmen!
30
Konstruktion von Lewis-Formeln – einfache Beispiele
31
Konstruktion von Lewis-Formeln – Regeln II
- bei mehreren möglichen Lewis-Formeln ist diejenige mit
der größten Anzahl Bindungen und der kleinsten Anzahl
Formalladungen zu wählen.
- besitzt ein Atom unbesetzte d-Orbitale, kann die Zahl von
acht Außenelektronen, überschritten werden. Für pBlockelemente ab der 2. Periode werden so dann oft 10
oder 12 Außenelektronen erreicht
- die frühen Elemente der zweiten Periode (Li, Be, B)
bilden häufig Verbindungen mit <8 Außenelektronen, man
spricht dann von Oktettunterschreitung.
- bei einer ungeraden Zahl von Elektronen werden
ungepaarte Elektron mit einem Punkt gekennzeichnet.
32
Konstruktion von Lewis-Formeln – weitere Beispiele
☺
☺
☺
Oktettunterschreitung für33B
VSEPR-Methode
34
VSEPR-Methode: Polyeder / freie Elektronenpaare
35
Polare und unpolare Moleküle
36
Molekülstruktur und Dipolmoment
96
p
m
104.5o
C2v
µ = 1.84 D
Wassermolekül
-
Dipol
Oδ
δ+
H
H
-
δ+
+
37
Wasserstoffbrückenbindungen
Bindung
∆HfBind [kJ/mol]
O-H
463
O-O
146
C-H
413
O...H
20
38
Zustandsdiagramm von Wasser
Druck [mbar]
221000
flüssiges Wasser
Eis
1013
Wasserdampf
6.1
Tripelpunkt
0 +0.0099
100
374
Temperatur [°C]
39
V
40
V
Lösen eines Salzes in Wasser
Solvatisierte Ionen stellen bewegliche
Ladungsträger dar:
→ Leitfähigkeit von Salzlösungen
Beispiele MC-Fragen
X
X
X
41
Beispiele MC-Fragen
X
X
X
42
Richtung chemischer Reaktionen, Chemisches Gleichgewicht
aA+bB
K=
cC+dD
[C] c ⋅ [D] d
[ A ] a ⋅ [B] b
Massenwirkungsgesetz
K = Gleichgewichtskonstante
[ ] = in Lösung: Konzentration (in mol L-1),
für Gase: Partialdrücke (in bar)
K ∼ 1: Edukt-Konzentration = Produkt-Konzentration
K << 1: hauptsächlich Edukte im Gleichgewicht
K >> 1: hauptsächlich Produkte im Gleichgewicht
43
Katalyse
- neuer Reaktionsweg mit kleinerer Aktivierungsenergie (EA)
- die Reaktionsenergie ∆E und die energetische Lage der Edukte
und Produkte ändert sich nicht
∆E
44
Löslichkeit
Löslichkeit (L) = Sättigungskonzentration eines Stoffes in M
→ durch Löslichkeitsprodukt bestimmt
KL = [A+]m · [B–]n
⇒
L = n +m
KL
nn ⋅ m m
molare Löslichkeit
45
Beispiele MC-Fragen
X
X
X
46
Beispiele MC-Fragen
X
X
X
47
Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept
Säuren sind Teilchen, die Protonen
abgeben
→ Protonendonatoren
Basen sind Teilchen, die Protonen
aufnehmen
→ Protonenakzeptoren
Johannes Nicolaus
Brønsted (1879 - 1947)
48 48
Das Elektronen-Donator-Akzeptor-Konzept
Säuren sind
Elektronenpaar-Akzeptoren.
Basen sind
Elektronenpaar-Donatoren.
Gilbert Newton Lewis
(1875 - 1946)
49 49
Brønsted- Säuren und - Basen
konjugierte Säure-Base-Paare
Eine Säure geht durch Abspaltung eines Protons in ihre
konjugierte Base über.
50 50
Autoprotolyse von Wasser
H3O+ + OH–
2 H2 O
– H+
OH–
+ H+
+ H+
H2O
H3O+
– H+
++
HH3O
3O
Aber: auf ~550 Mio
Wassermoleküle kommt nur ein
dissoziiertes Wassermolekül!
HH2O
2O
–
OH
OH–
51 51
Wann ist eine Lösung sauer, wann basisch?
saure Lösung:
[H O ] > 10
+
−7
3
[
> OH−
]
alkalische Lösung:
[H O ] < 10
+
3
−7
[
< OH −
]
52 52
Formeln zur pH-Wert Berechnung I
Starke Säure:
[HA] = [H3O+]
⇒ pH = - log c0 (Säure)
Starke Base:
[B] = [OH-]
⇒ pOH = - log c0 (Base)
⇒ pH = 14 - pOH
Schwache Säure:
[H3O+] < [HA]
⇒ pH = ½ (pKS - log c0 (Säure))
Schwache Base:
[OH-] < [B]
⇒ pOH = ½ (pKB - log c0 (Base))
⇒ pH = 14 - pOH
53
Pufferformel - Henderson-Hasselbalch-Gleichung
Die Puffergleichung nach Henderson-Hasselbalch ergibt sich
aus der Protolyse einer schwachen Säure:
HA + H2O
[H+] · [A– ]
[HA]
= KS
H3O+ + A+
[H ] =
Henderson-Hasselbalch pH = pKS + lg
[HA]
–
[A ]
· KS
[A– ]
[HA]
Äquimolare Mengen: [A-] = [HA] ⇒ [H+] = KS
pH = pKS
54
Beispiele MC-Fragen
X
X
X
X
55
Beispiele MC-Fragen
X
X
56
X
Oxidationszahlen
O wird reduziert
C0 + O02
C+IVO-II2
C wird oxidiert
Eine Oxidation ist eine Erhöhung der Oxidationszahl
Eine Reduktion ist eine Erniedrigung der Oxidationszahl
57
Korrespondierende Redoxpaare
Red 1 + Ox 2
Ox 1 + Red 2
2 Na + Cl2
2 Na+ + 2 Cl- → 2 NaCl
2 Ca + O2
2 Ca2+ + 2 O2- → 2 CaO
58
Die Redoxreihe
59
Die Galvanische Zelle
In der galvanischen Zelle wird der Minuspol als Anode
bezeichnet, der Pluspol als Kathode. Die Elektronen fließen von
60
der Anode zur Kathode.
Messung von Standardpotenzialen
Reduktionskraft
Red. Form
Ox. Form
saure Lösung (aH+ = 1)
Li
Li+
K
K+
Ca
Ca2+
Na
Na+
Mg
Mg2+
Al
Al3+
Mn
Mn2+
Zn
Zn2+
Cr
Cr3+
Fe
Fe2+
Cd
Cd2+
Co
Co2+
Sn
Sn2+
Pb
Pb2+
Fe
Fe3+
H2
2 H+
Sn
Sn4+
Cu
Cu2+
Cu
Cu+
Fe2+
Fe3+
Ag
Ag+
Hg
Hg2+
Pd
Pd2+
Pt
Pt2+
Au
Au3+
+ z e–
+ 1 e–
+ 1 e–
+ 2 e–
+ 1 e–
+ 2 e–
+ 3 e–
+ 2 e–
+ 2 e–
+ 3 e–
+ 2 e–
+ 2 e–
+ 2 e–
+ 2 e–
+ 2 e–
+ 3 e–
+ 2 e–
+ 4 e–
+ 2 e–
+ 1 e–
+ 1 e–
+ 1 e–
+ 2 e–
+ 2 e–
+ 2 e–
+ 3 e–
Standardpotiential
E0 in V
– 3.04
– 2.93
– 2.84
– 2.71
– 2.36
– 1.68
– 1.18
– 0.76
– 0.74
– 0.44
– 0.40
– 0.28
– 0.14
– 0.13
– 0.04
0.000
0.15
0.34
0.52
0.77
0.80
0.86
0.92
1.19
1.50
Oxidationskraft
61
62
Aufstellen von Redoxgleichungen
Auflösen von Kupfer in Salpetersäure unter Bildung von NO
Cu + HNO3 + ⇒ Cu2+ + NO
Ox.
Cu
→ Cu2+ + 2 e-
x 3
Red.
NO3- + 3 e- + 4 H+
→ NO + 2 H2O
x 2
Redox: 3 Cu + 2 NO3- + 8 H+ → 3 Cu2+ + 2 NO + 4H2O
63
Beispiele MC-Fragen
X
X
X
X
64
Komplexverbindungen
3+
NH3
H3N
NH3
3 Cl–
Co
H3N
NH3
NH3
[ Co (NH3)6 ]3+
[ ZLn ]m
Z: Zentralatom
L: Ligand
n: Koordinationszahl
Komplexbildendes Ligandenatom: Ligator NH3
65
Koordinationszahl und Koordinationspolyeder
Koordinationszahl 4
quadratisch planar
tetraedrisch
[Zn(NH3)4]2+
[Pt(NH3)4]2+
66
Koordinationszahl und Koordinationspolyeder
Koordinationszahl 6
oktaedrisch
[Co(NH3)6]2+
67
Chelateffekt
[Cd(H2O)6]2+ + 4 NH2Me
[Cd(NH2Me)4(H2O)2]2+ + 4 H2O
(a)
[Cd(H2O)6]2+ + 2 en
[Cd(en)2(H2O)2]2+ + 4 H2O
(b)
H
N
H
NH2Me: Methylamin: CH3-NH2
en: Ethylendiamin: H2N-CH2-CH2-NH2 :
H2N
NH2
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Komplexe mit mehrzähnigen Liganden sind stabiler als Komplexe mit
vergleichbaren einzähnigen Liganden!
68
Wechselwirkung Metall-Ligandsphäre: Farbigkeit
Durch Lichtabsorption kann ein Elektron von
einem tiefen in ein höheres Niveau
angehoben werden. Dieses Licht wird durch
das Auge (oder ein Spektrometer) als
Differenz von “weißem Licht”
wahrgenommen → Lösung erscheint farbig
hν = ∆okt
Farbe und UVVis – Absorption
von [Ti(H2O)6]3+ (d1-System)
69
Beispiele MC-Fragen
X
X
X
70