Beim Wiederholen des Stoffes bin ich auf die
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Frage „Beim Wiederholen des Stoffes bin ich auf die Rechnung zur Energie gestoßen. ◦ Warum und zu welchem Zweck haben wir das gemacht? ◦ Was kann man daran jetzt erkennen? ◦ Was beschreibt die Formel zu E(n), die wir am Ende heraus bekommen haben eigentlich?“ 𝑚𝑒 4 𝐸 𝑛 = 2 2 2 8𝜀0 ℎ 𝑛 𝐸(2) 1 = 𝐸(1) 4 1 Besetzung der Orbitale Minimaler Energieaufwand (Kofferträger) ◦ zuerst n = 1, dann 2, dann 3 Pauli Prinzip (keine identischen Hotelgäste) ◦ Elektronen dürfen nicht in allen Quantenzahlen übereinstimmen Hund´sche Regel (Einzel- vs. Doppelzimmer) ◦ Energiegleiche Orbitale werden zunächst einfach besetzt Elektronenkonfiguration ◦ Die Besetzung der Elektronenhülle von Atomen wird als Elektronenkonfiguration bezeichnet ◦ maximal 2n2 Elektronen 2 Elektronenkonfiguration Elemente 1-10 1s 2s 2p Ungepaarte Elektronen 1 Elektronenkonfiguration 1s1 [He] 0 1s2 1 1s2 2s1 = [He] 2s1 0 1s2 2s2 1 1s2 2s2 2p1 2 1s2 2s2 2p2 3 1s2 2s2 2p3 2 1s2 2s2 2p4 1 1s2 2s2 2p5 0 1s2 2s2 2p6 [Ne] 3 Elektronenkonfiguration Elemente 11-21 … 3s 3p 4s 3d Elektronenkonfiguration [Ne] 3s1 Na [Ne] 3s2 [Ne] 3s2 3p1 [Ne] 3s2 3p2 [Ne] 3s2 3p3 [Ne] 3s2 3p4 [Ne] 3s2 3p5 [Ne] 3s2 3p6 [Ar] 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 [Ar] 4s2 [Ar] 4s2 3d1 Sc 4 Besetze Orbitale von Sc 5 6 Halb- und Vollbesetze Orbitale Halb- und Vollbesetze Orbitale sind energetisch besonders günstig ◦ Ausnahmen beim Füllen der Orbitale Beispiel Chrom: ◦ Eigentlich ◦ Aber [Ar] 4s2 3d4 [Ar] 4s1 3d5 7 Verlauf der Atomradien 3,4 3,0 2,6 2,2 1,8 Li Rb K Cs Na 4f 1,4 1,0 0,6 F Cl 3d Br 4d I 5d 0,2 H 0 4 8 12 16 20 24 28 32 36 40 44 48 52 56 60 64 68 72 76 80 84 Ordnungszahl 8 Trends der Atomradien Atomradius Nichtmetalle Metalle 9 Trends der Elektronegativität Elektronegativität Elektronegativität ist ein Maß für das Bestreben eines Elements, die Elektronen in einer Verbindung anzuziehen Elektronegativität H 2,1 Li 1,0 Be 1,5 B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Na 0,9 Mg 1,2 Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 S 2,5 Cl 3,0 Ge 1,8 As 2,0 Se 2,4 Br 2,8 Te 2,1 I 2,5 Rb 0,8 Cs 0,7 Elektronegativitäten nach Pauling 10 Elektronenaffinität/Ionisierungsenergie Ionisierungsenergie EI ◦ Energie, die benötigt wird um ein Elektron aus einem neutralen Atom im Grundzustand vollständig zu entfernen A + EI A+ + e- Elektronenaffinität EA ◦ Energie, die bei der Anlagerung eines freien Elektrons an ein Atom im Grundzustand freigesetzt wird A + e- A- + EA 11 Trends der Ionisierungsenergie Ionisierungsenergie Nichtmetalle Metalle 12 Alkalimetalle und Wasser 13 Trends im PSE Eigenschaften Änderungen innerhalb einer k Hauptgruppe Periode h Atomradius Metallcharakter Elektronegativität Elektronenaffinität Ionisierungsenergie 14 Chemische Grundgesetze Gesetz von der Erhaltung der Masse ◦ Lavoisier 1785 ◦ „Bei allen chemischen Vorgängen bleibt die Gesamtmasse der beteiligten Stoffe konstant“ + 4,04 Gramm = 32,0 Gramm 36,04 Gramm m (Ausgangsstoffe) = m (Produkte) 15 Chemische Grundgesetze Gesetz der konstanten Proportionen ◦ Eine chemische Verbindung bildet sich (meist) aus konstanten Masseverhältnissen der Elemente ◦ Kohlenstoffmonoxid CO 𝑚(𝐶) 12.011 𝑔 1 = = 𝑚(𝑂) 15,999 𝑔 1,333 Gesetz der multiplen Proportionen ◦ Bilden zwei Elemente mehrere Verbindungen miteinander, dann stehen die Massen desselben Elementes zueinander (meist) im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen. ◦ CO und CO2 𝑚(𝑂, 𝐶𝑂) 1 ∗ 15,999 𝑔 1 = = 𝑚(𝑂, 𝐶𝑂2 ) 2 ∗ 15,999 𝑔 2 16 Definitionen Stoffmenge n ◦ 1 mol ist die Stoffmenge, die genau so viele Elementarteilchen enthält, wie in 12 g des Isotops 12C enthalten sind. ◦ Elementarteilchen sind Atome, Moleküle, Ionen, Photonen, Elektronen ◦ 1 mol enthält 6,022177*1023 Teilchen (Avogadro-Konstante NA) Relative Atommasse Ar ◦ Ar(Na) = 22,99 ◦ 1 mol Na ist 22,99 mal schwerer als 1/12 der Masse des Isotops 12C 17 Definitionen Relative Molekülmasse Ar ◦ Ar(NaCl) = 58,44 ◦ Die relative Molekülmasse entspricht der Summe der relativen Atommassen der in dieser Verbindung enthaltenen Atomarten Molare Masse M ◦ Masse eines Mols eines Stoffes Molares Volumen Vm ◦ Volumen eines Mols eines Stoffes Vm = 22,4 L/mol (bei Normalbedingungen) 18 Molare Masse M Beispiel H2O 2 relative Atommasse von H 1 relative Atommasse von O Relative Molekülmasse von H2O molare Masse M(H2O) Beispiel: CO2 1 relative Atommasse von C 2 relative Atommasse von O Relative Molekülmasse von CO2 molare Masse M(CO2) = 2 1,008 = 1 15,999 = 18,015 = 18,015 g/mol = 1 12,01 = 2 16,00 = 44,01 = 44,01 g/mol 19 Massenerhaltungs-Gesetz 2 mol H2 + 4,04 Gramm 2 mol H2O 1 mol O2 = 32,0 Gramm 36,04 Gramm m (Ausgangsstoffe) = m (Produkte) 20 Übersicht 1. Was ist Chemie? 2. Energie und Materie 3. Chemische Reaktionen 4. Chemisches Gleichgewicht 5. Elektrochemie, Korrosion 6. Chemie der Nichtmetalle 21 Allgemeine Chemie 3. CHEMISCHE REAKTIONEN 3.1 CHEMISCHE BINDUNG UND STRUKTUR 1 Chemische Reaktionen Was passiert eigentlich bei chemischen Reaktionen? + S 32,06 g/mol + Fe 55,85 g/mol FeS 87,91 g/mol + Energie! Brechen und bilden von chemischen Bindungen! 2 Chemische Bindung Resultiert aus dem Wechselspiel der Valenzelektronen der beteiligten Elemente Bestimmt die chemischen und physikalischen Eigenschaften der Verbindungen Im Elektronen-Hotel Bild ◦ Schaffen neuer Übernachtungsmöglichkeiten ◦ Umquartieren der Elektronen ◦ Energiegewinn (exotherme Reaktion) falls Unterbringung energetisch günstiger ◦ Energieaufwand (endotherme Reaktion) falls Unterbringung energetisch ungünstiger 3 van Arkel-Ketelaar Dreieck Intermetallische Verbindungen 4 Weitere Wechselwirkungen Wasserstoffbrückenbindungen ◦ Intermolekular oder ◦ Intramolekular Van der Waals Wechselwirkungen ◦ Intermolekular 5 Ionenbindung Ionenbindungen sind heteropolare Verknüpfungen Bindungen ◦ z.B. NaF: Na F Na F elektrostatische Anziehung ◦ zwischen negativ geladenen Anionen und positiv geladenen Kationen FNa+ ◦ Kristallstruktur von NaF ungerichtete Kräfte ◦ in allen Raumrichtungen starke Bindungen ◦ zwischen den Ionen Edelgaskonfiguration ◦ wird angestrebt ◦ oktaedrische Anordnung ◦ Koordinationszahl (CN) 6
