2. Atombau und Periodensystem 2.1 Das Atom Im 4. Jahrhundert vor
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2. Atombau und Periodensystem 2.1 Das Atom Im 4. Jahrhundert vor Christus wurde postuliert, dass Materie aus kleinsten, unteilbaren Teilchen besteht. John Dalton (1803) nennt sie dann Atome. Um 1900 sind es Rutherford, Thomson und Millikan, die unabhängig voneinander feststellen, dass die Atome aus kleineren Teilchen bestehen. Atome sind teilbar. Sie lassen sich durch physikalische Reaktionen in geladene und ungeladene Teilchen zerlegen. Die wichtigsten sind Proton, Neutron und Elektron und werden als Elementarteilchen bezeichnet. Atome sind nach außen elektrisch neutral, die Ladungen im Atom heben sich gegenseitig auf. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 29 Protonen und Neutronen befinden sich im Atomkern, die Elektronen in einer äußeren, lockeren Hülle. Atome haben einen Durchmesser von 10-11 m - 10-9 m, wobei der Durchmesser des Atomkerns von 1015 m - 10-14 m beträgt. (zum Vergleich: Kern 1 cm, Atom bis zu 1 km) Elementarteilchen Masse Masse [kg] zum p Ladung Aufenthaltsort Proton p 1 1,6752 x 10-27 positiv +1 Kern Neutron n 1 1,6784 x 10-27 neutral 0 Kern Elektron e 1/1836 9,1091 x 10-31 negativ -1 Hülle Der Kern enthält fast die gesamte Masse des Atoms. Neutronen stabilisieren die positiven Ladungen im Kern. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 30 Die verschiedenen Atome nennt man Elemente. Alle Elemente unterscheiden sich durch ihre Anzahl an Protonen, d.h. gleiche Elemente haben auch die gleiche Protonenzahl. Die Summe der elektrischen Ladungen im Kern entspricht der Anzahl der Protonen. Man nennt sie Kernladungszahl. Da Atome nach außen elektrisch neutral sind, sind Protonen- und Elektronenzahl in einem Atom gleich. Die Aneinanderreihung der Elemente ergibt ein fortlaufendes Ordnungsprinzip, welches ebenfalls der Protonenzahl entspricht. Die Kernladungszahl ist daher gleich der Ordnungszahl der Elemente. Alle Elemente lassen sich nach einer bestimmten Systematik in dem Periodensystem der Elemente anordnen. Ordnungs- = Kernladungs- = Protonen- = Elektronenzahl PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 31 Die Anzahl der Neutronen kann im Kern variieren, auch bei einem Element. Isotope sind Atome eines Elementes, die sich durch die Anzahl der Neutronen unterscheiden. Isotope: Elemente gleicher Protonenzahl und unterschiedlicher Neutronenzahl Da die Masse der Atome fast ausschließlich aus Protonen und Neutronen gebildet wird haben Isotope unterschiedliche Massenzahlen. Allgemein gilt: Massenzahl = Protonenzahl + Neutronenzahl Jedes Element und Isotop wird durch sein Elementsymbol, die Massen- und die Kernladungszahl eindeutig beschrieben. Hierbei gilt folgende Schreibweise: Massenzahl Kernladungszahl Elementsymbol PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 32 1 1 12 6 16 8 H C O Masse 1 Masse 12 Masse 16 Kernladung 1 Kernladung 6 Kernladung 8 1p, 0n, 1e 6p, 6n, 6e 8p, 8n, 8e Die prozentuale Verteilung der Isotope eines Elementes ist im Allgemeinen konstant, so dass hieraus die durchschnittliche = mittlere Atommasse resultiert. Z.B. das Element Bor: Masse 10 10,013 5 B 11 11,009 5 B Häufigkeit 19,8 % 80,2 % mittlere Atommasse 10,811 Die Isotopen des Wasserstoffs haben eigene Namen: 1 Protium H (leichter Wasserstoff) 1H 2 Deuterium D (schwerer Wasserstoff) 1H 3 Tritium T (superschwerer Wasserstoff) 1H Alle sind und reagieren wie Wasserstoff! PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 33 Ordnungszahl 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 •• • 92 Element H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl •• • U Massenzahlen der Isotope 1 2 3 3 4 6 7 9 10 10 11 12 13 14 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 37 •• • 234 235 238 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme 36 Seite 34 Erklären Sie, ob 3H oder 3He die größere Masse hat. Beachte 1H, 2He Isotope: Wie groß ist die relative Atommasse eines Elementes, das zu 57,25 % aus Atomen der Masse 120,9 u und zu 42,75 % aus Atomen der Masse 122,9 u besteht? Um welches Element handelt es sich? PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 35 Was ist eine Summenformel? Was eine Strukturformel? PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 36 Reaktionsgleichungen: (Die Moleküle/Summenformeln sind richtig) 10 C + O2 → CO2 11 C + O2 → CO 12 CO + H2O → CO2 + H2 13 Fe2O3 + H2 → Fe + H2O 14 SO2 + H2S → H2O + S 15 Mg + HCl → MgCl2 + H2 16 NH3 + O2 → N2 + H2O 17 FeS + HCl → FeCl2 + H2S 18 Na + H2O → NaOH + H2 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 37 19 Ca + H2O → Ca(OH)2 + H2 20 Al(OH)3 + HCl → AlCl3 + H2O 21 Cu + O2 → Cu2O 22 Ag + Cl2 → AgCl 23 Cu + S → Cu2 S 24 Li + Br2 → LiBr 25 C + O2 → CO 26 Al + S → Al2S3 27 B + O2 → B2O3 28 Rb + F2 → RbF PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 38 Formeln und chemische Gleichung beim Lösen / Zerfall in Ionen erstellen Natriumbromid Caesiumchlorid Kaliumsulfid Calciumfluorid Magnesiumchlorid Bariumiodid Bariumoxid Galliumoxid Kupfer(I)oxid Eisen(II)oxid Eisen(III)oxid) PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 39 Ammoniumchlorid Ammoniumnitrat Ammoniumsulfat Lithiumphosphat Kaliumnitrat Natriumsulfat Natriumsulfit Calciumnitrat Calciumphosphat Strontiumcarbonat Aluminiumsulfat Kupfer(II)sulfat PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 40 2.2 Die Atomhülle Die Atomhülle ist der Aufenthaltsort der Elektronen. Sie besitzen Bewegungsenergie, die als Fliehkraft die positive Anziehungsenergie des Kerns ausgleicht. Elektronen können leichter aus der Hülle entfernt oder ihr zugeführt werden, als dies bei den Kernbestandteilen der Atome möglich ist. Die hierfür erforderliche Energie kommt z.B. durch chemische Reaktionen. Chemische Reaktionen finden nur in der Atomhülle statt und nur mit Elektronen, die relativ weit vom Kern entfernt sind. Zum besseren Verständnis des Atomaufbaus wurden sich verschiedene Modelle entwickelt: PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 41 2.2.1 Bohrsches Atommodell (Schalenmodell) Der Däne Nils Bohr führte 1913 die Überlegungen des engl. Physikers Rutherford weiter und entwickelte aufgrund von Berechnungen mit Flieh- und Anziehungskräften sein Atommodell: 1. Elektronen kreisen auf Bahnen/Schalen um den Kern, ähnlich wie die Planeten um die Sonne. Die Elektronenschalen sind von innen nach außen durchnummeriert: K- L- M- N- O- P- Q-Schale (1.- 2.- 3.- 4.- 5.- 6.- 7.-) PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 42 2. Die Anzahl der auf jeder Schale max. möglichen Elektronen errechnet sich nach emax. = 2n² n = Schalennummer maximale Elektronenbesetzung auf den Schalen: K-Schale = 2 x 1² = 2 M-Schale = 2 x 3² = 18 L-Schale = 2 x 2² = 8 N-Schale = 2 x 4² = 32 3. Die jeweils äußere Schale enthält maximal 8 Elektronen. Ab der M-Schale wird somit die Maximalbesetzung nicht mehr direkt erreicht. 4. Der Energiegehalt der Elektronen nimmt mit wachsendem Kernabstand zu. Jedes Elektron strebt den geringsten Energiegehalt an und besetzt so die kernnächste Schale. Erst wenn diese besetzt ist beginnt die Auffüllung der nächsten Schale. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 43 Die Modellvorstellungen von Bohr brachten für zahlreiche Fragen zum Aufbau des Atoms eine Erklärung, jedoch gab es auch Ausnahmen von den obigen Regeln und viele noch offene Fragen. 2.2.2 Orbitalmodell 1924 führte DeBrogli den Begriff der Materiewelle ein, nach dem Elektronen sowohl als Teilchen (Korpuskel), wie auch als elektromagnetische Welle vorhanden sind. Der deutsche Physiker Schrödinger beschrieb 1927 die Wellenfunktion mathematisch, wodurch die heute noch gültige Schrödinger-Gleichung entstand. Die Lösungen dieser mathematisch sehr komplexen Gleichung ergibt verschiedene Aufenthaltsräume der Elektronen, die als Orbitale oder Ladungswolken bezeichnet werden. (genauer Atomorbitale, orbis (lat.) = Umkreis) PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 44 Bei der Lösung der Schrödinger-Gleichung gibt es je nach Ein/Aufteilung (Quantelung) verschiedene Ergebnisse und damit verschiedene Aufenthaltsbereiche für die Elektronen. Insgesamt werden die Elektronen in den Orbitalen durch 4 Quantenzahlen charakterisiert: 1. Hauptquantenzahl n Sie beschreibt die Hauptenergiezustände der Elektronen. n = 1,2,3,4,... (analog K,L,M,N,... -Schalen bei Bohr) 2. Nebenquantenzahl l Sie bestimmt den Drehimpuls des sich um den Kern bewegenden Elektrons und gibt damit die Anordnung der Orbitale des Hauptenergiezustandes an. (Form der Orbitale) l = 0,1,2,3,...,(n-1) Die Elektronen/Orbitale werden als s-, p-, d- und fElektronen/Orbitale bezeichnet PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 45 3. Magnetquantenzahl m Sie beschreibt die Orientierung der Elektronenbahnen im Raum. Sie ist im Magnetfeld erkennbar. m = -l,...,0,...+l (Z.B. welches der gleichwertigen p-Orbitale besetzt wird.) 4. Spinquantenzahl s Sie beschreibt die Eigenrotation der Elektronen s = -½, +½ In Modellen und Grafiken wird s durch entgegengesetzt gerichtete Pfeile symbolisiert. Kombinationen von Quantenzahlen und zugehörigen Orbitalen: PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 46 n l Orbitale m s 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 0 0 -1 0 +1 0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 -½, +½ -½, +½ -½, +½ -½, +½ -½, +½ -½, +½ -½, +½ -½, +½ -½, +½ -½, +½ Anzahl der Kombination en 2 2 2 6 8 2 6 18 10 2 6 32 10 14 Die zu einer Hauptquantenzahl gehörigen Orbitale besitzen untereinander unterschiedliche Energien. Ab Hauptquantenzahl 3 kommt es daher zur Überlappung der Energiezustände der verschiedenen Hauptquantenzahlen. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 47 Reihenfolge der Besetzung der Orbitale mit Elektronen: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p Energieniveaudiagramm der Elektronen in Orbitalen: PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 48 E| | 6p | 5d | 6s 4f | | 5p | 4d | 5s | 4p | 3d | 4s | | 3p | 3s | | 2p | 2s | | | | 1s |____________________________________ Orbitale Die Auffüllung der Orbitale mit Elektronen erfolgt nach steigendem Energieniveau und unter Beachtung von 3 Regeln: PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 49 1. Jedes Orbital kann maximal 2 Elektronen aufnehmen. 2. Pauli-Prinzip In einem Atom unterscheiden sich die Elektronen durch mindestens eine der 4 Quantenzahlen. 3. Hundsche-Regel Energiegleiche Orbitale werden zunächst einzeln besetzt, bevor die Auffüllung mit einem zweiten Elektron erfolgt. Räumliche Gestalt der Atomorbitale: s-Orbital = Kugel, p-Orbital = Hantel, d-Orbital = Rosette PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 50 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 51 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 52 Kästchenschreibweise der Orbitale: Ein Kästchen entspricht hierbei einem Orbital. Die Elektronen werden durch entgegengesetzte Pfeile mit entgegengesetzem Spin symbolisiert. Energiegleiche Orbitale werden durch zusammen geschriebene Kästchen kenntlich gemacht. Element Haupt- und Nebenquantenzahlen 1s 1 H 2s 2p 3s 3p 3d 4s ↑ 2 He ↑↓ 3 Li ↑↓ ↑ 4 Be ↑↓ ↑↓ 5 B ↑↓ ↑↓ ↑ 6 C ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ Element Haupt- und Nebenquantenzahlen PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 53 1s 2s 2p 3s 3p 7 N ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 8 O ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 9 F ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 10 Ne ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 11 Na ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 19 K ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 25 Mn ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 3d 4s ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ Es gibt auch die Schreibweise mit Hochzahl: Mangan Mn: 1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s2 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 54 Auffüllung und Durchdringung der Orbitale: Y Y z z x x H Li PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 55 Y z Y z x x C F PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 56 Y z Y z x x S Ar PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 57 Elektronenhülle: Geben Sie die Besetzung der Schalen an: a) 63e; b) 19e; c) 44e zu a) zu b) zu c) Elektronenhülle: Bestimmen Sie die Atome, die im Grundzustand die folgende Elektronenkonfiguration in ihren äußeren Schalen besitzen: 3s2 3p6 3d8 4s2 10 2 4 3d 4s 4p 10 2 6 2 2 3d 4s 4p 4d 5s 10 2 3 4d 5s 5p 2 6 1 5s 5p 6s PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 58 Elektronenhülle: Geben Sie die Kästchenschreibweise an: a) 7e; b) 19e; c) 28e zu a) zu b) zu c) Suchen Sie sich weitere Elemente und geben Sie die Elektronen an. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 59 2.3 Periodensystem der Elemente PSE Im Periodensystem der Elemente, kurz PSE, sind die Elemente nach steigender Kernladung aufgeführt und nach verschiedenen Eigenschaften geordnet. Das PSE unterscheidet Gruppen (Spalten) und Perioden (Zeilen). 1 3 2 4 5 11 12 6 7 8 9 10 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 … 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 … 104 Eine Periode entspricht der max. vorhandenen Hauptquantenzahl. In den Gruppen werden die jeweiligen Orbitale mit Elektronen aufgefüllt. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 60 Die Hauptgruppenelemente: Hauptgruppe 1. Periode 2. Periode 3. Periode 4. Periode 5. Periode 6. Periode 7. Periode I 1 H 3 Li 11 Na 19 K 37 Rb 55 Cs 87 Fr II 4 Be 12 Mg 20 Ca 38 Sr 56 Ba 88 Ra III 5 B 13 Al 31 Ga 49 In 81 Tl IV 6 C 14 Si 32 Ge 50 Sn 82 Pb V 7 N 15 P 33 As 51 Sb 83 Bi VI 8 O 16 S 34 Se 52 Te 84 Po VII VIII 9 F 17 Cl 35 Br 53 I 85 At 2 He 10 Ne 18 Ar 36 Kr 54 Xe 86 Rn I = Alkalimetalle II = Eralkalimetalle III = Borgruppe IV = Kohlenstoffgruppe V = Stickstoffgruppe VI = Chalkogene VII = Halogene VIII = Edelgase Die Hauptgruppenelemente werden auch als s- und p-Elemente bezeichnet, da hier diese Orbitale mit Elektronen gefüllt werden. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 61 Die Hauptgruppennummer entspricht der Anzahl der Elektronen auf der äußeren Schale. Diese Außenelektronen werden auch als Valenzelektronen bezeichnet. Entsprechend der Anzahl der Auffüllung der s- und p-Orbitale beträgt die Valenzzahl 1 bis 8. Nebengruppenelemente: Nebengruppe 4. Periode 5. Periode 6. Periode 7. Periode III 21 Sc 39 Y 57 La 89 Ac IV V VI VII VIII 6447448 26 27 28 Fe Co Ni 44 45 46 Ru Rh Pd 76 77 78 Os Ir Pt 22 23 24 25 Ti V Cr Mn 40 41 42 43 Zr Nb Mo Te 72 73 74 75 Hf Ta W Re 104 Ku weitere sehr kurzlebige Elemente I II 29 Cu 47 Ag 79 Au 30 Zn 48 Cd 80 Hg Die Auffüllung der d-Orbitale erfolgt ab der 4. Periode zwischen den s-Elementen der 2. Hauptgruppe und den p-Elementen der 3. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 62 Hauptgruppe. Die d-Elemente der Nebengruppen werden eingeschoben. Aufgrund der teilweise recht ähnlichen Elementeigenschaften unterscheidet man bei den 10 d-Elementen einer Periode nur 8 Nebengruppen. Die 8. Nebengruppe wird als Triade mit 3 Untergruppen bezeichnet. Alle Nebengruppenelemente besitzen s2-Valenzelektronen. Es gibt jedoch auch einige Ausnahmen, wie z.B.: statt 4s2 3d4 Chrom Cr 4s1 3d5 Kupfer Cu 4s1 3d10 statt 4s2 3d9 Silber Ag 5s1 4d10 statt 5s2 4d9. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 63 Lanthanide und Actinide: Lanthanide 58 Ce Actinide 90 Th 59 Pr 91 Pa 60 61 62 63 64 65 Nd Pm Sm Eu Gd Tb 92 93 94 95 96 97 U Np Pu Am Cm Bk 66 Dy 98 Cf 67 68 69 Ho Er Tm 99 100 101 Es Fm Md 70 71 Yb Lu 102 103 No Lr In der 6. und 7. Periode werden die f-Orbitale aufgefüllt. Nach Lanthan (5d1)und Actinium (6d1) folgen jeweils 14 Elemente (4f1 4f14 / 5f1 - 5f14). Eigenschaften der Elemente im PSE: • In jeder Gruppe sind Elemente mit gleicher Anzahl an Valenzelektronen. • Von Periode zu Periode kommt eine Hauptquantenzahl hinzu. • Der Atomradius nimmt von Periode zu Periode zu und von Gruppe zu Gruppe ab. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 64 • Das Ionisierungspotential ist ein Maß für die erforderliche Energie, um ein Elektron aus dem Atom zu entfernen. 1. Ionisierungspotential = Entfernung des 1. Elektrons 2. Ionisierungspotential = Entfernung des 2. Elektrons 3. Ionisierungspotential = Entfernung des 3. Elektrons Das Ionisierungspotential nimmt mit jedem entfernten Elektron zu. Im PSE nimmt das 1. Ionisierungspotential von links nach rechts zu und von oben nach unten ab. • Atome, die Elektronen aufgenommen oder abgegeben haben nennt man Ionen. Kationen sind Atome, die Elektronen abgegeben haben, sie sind kleiner als ihre Atome. Anionen sind Atome, die Elektronen aufgenommen haben, sie sind größer als ihre Atome. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 65 • Die Elektronegativität EN ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms die Elektronen einer gemeinsamen Bindung mit einem anderen Atom an sich zu ziehen. Im PSE nimmt sie von oben nach unten ab und von links nach rechts zu. • Der metallische Charakter kommt insbesondere durch die elektrische Leitfähigkeit der Elemente zum Ausdruck. Er nimmt von oben nach unten zu und von links nach rechts ab. Im PSE gibt es neben den Metallen und Nichtmetallen auch eine Anzahl von Halbmetallen, die zwar auch eine elektrische Leitfähigkeit haben, diese jedoch gering ist. Im Gegensatz zu den Metallen nimmt sie außerdem bei den Halbmetallen mit steigender Temperatur zu. Zu ihnen gehören B, Si, Ge, As, Te PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 66 Überlegen Sie sich einen oder mehrere Sätze zur Hauptgruppe Nr. __ Die Wörter fangen nacheinander mit den Elementbuchstaben an. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 67 Merksätze zu den Hauptgruppen. Buchstaben des Elementsymbols in den Wörtern unterstreichen 1. HG 2. HG 3. HG 4. HG 5. HG 6. HG 7. HG 8. HG PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 68 Geben Sie die Valenzelektronezahl der Elemente im PSE an Betrachten Sie die Elemente der 4. Periode des PSE von K bis Kr. a) Welches besitzt den größten Atomradius? b) Welches besitzt das höchste 1. Ionisierungspotential? c) Welches ist das elektronegativste Element? PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 69 Kennzeichnen Sie Nichtmetalle, Metalle und Halbmetalle im PSE Betrachten Sie die Elemente der 4. Periode des PSE von K bis Kr. d) Welches ist das reaktivste Metall? e) Welches ist das reaktivste Nichtmetall? f) Welches Element ist chemisch am wenigsten reaktiv? PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 70 Kennezichnen Sie die Eigenschaften im PSE PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 71 Hauptgruppenelemente zum Üben: PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 72 Hauptgruppenelemente zum Üben: PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 73 3. Die Chemische Bindung Wie beim Bohrschen-Atommodell festgestellt, haben die Atome das Bestreben 8 Außenelektronen zu besitzen (gleichbedeutend mit voll besetzten s- und p-Orbitalen). Zum Erreichen dieses Oktetts geben sie Elektronen ab oder nehmen sie auf. Edelgaskonfiguration Die Elemente der 8.Hauptgruppe (Edelgase) haben dieses Oktett als energetisch besonders stabilen und günstigen Zustand bereits erreicht. Sie beteiligen sich daher nicht ohne weiteres an einer chemischen Bindung. Sie kommen als einzige Elemente atomar vor. Das stabile Elektronenoktett wird daher auch als Edelgaskonfiguration bezeichnet. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 74 3.1 Bindungen erster Ordnung Chemische Bindungen, die direkt zum Erreichen des Elektronenoktetts führen bezeichnet man als Bindungen erster Ordnung. Als vereinfachte Schreibweise für die Valenzelektronen benutzt man das Elementsymbol mit einer den Elektronen entsprechenden Anzahl an Punkten. Elektronenpaare können auch als Strich gekennzeichnet werden. Diese Art der Darstellung wird als Valenzstrichformel bezeichnet. 3.1.1 Ionenbindung Kommen zwei Atomarten zusammen, von denen die erste nur ein oder zwei weitere Valenzelektronen zum Erreichen der Edelgaskonfiguration benötigt und das zweite Atom nur wenige Valenzelektronen besitzt (1,2,3), so erreichen beide durch Abgabe und Aufnahme einen stabileren Zustand. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 75 Zum Herauslösen der Elektronen wird bei dem einem Atom Ionisierungsenergie benötigt und bei der Aufnahme der Elektronen Energie in Form von Elektronenaffinität frei. Es entstehen Ionen. Kation = Atom mit positiver Ladung, Anion = Atom mit negativer Ladung. Die Anzahl der elektrischen Ladungen wird den Elementsymbolen oben rechts beigefügt. Na Cl + Na + eCl → → → Na+ + eClNa+ + Cl- Aufgrund ihrer elektrischen Ladungen ziehen sich Kationen und Anionen gegenseitig an (elektrostatische Anziehung). Da die gleichartigen Teilchen sich zusätzlich abstoßen kommt es zum Wechsel positiver und negativer Ladungen, es entsteht ein Ionengitter. Da diese Gitter als feste Kristalle auftreten spricht man auch von Ionenkristallen. Da die Bindung durch unterschiedlich geladene Teilchen entsteht wird sie auch als heteroploare Bindung bezeichnet. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 76 Chlorid-Ionen Natrium-Ionen Cl - Na+ Ladungsschwerpunkte Raumerfüllung der Ionen des Natriumchloridgitters Die Bildung des Ionenkristalls führt zur Unterbrechung gleichartiger Ionen und deren Abstoßungskräfte. Die hierdurch freiwerdende Energie bezeichnet man als Gitterenergie. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 77 Substanzen mit Ionenbindung werden als Salze bezeichnet. Eigenschaften der Ionenverbindungen: • hoher Schmelz- und Siedepunkt, bei Raumtemperatur fest, • löslich in Wasser (abhängig von der Gitterenergie), • Salze leiten den elektrischen Strom in Schmelze und in Wasser gelöst. Hierbei wandern die Ionen zur Spannungsquelle. Kationen (pos. Ladung) zur Kathode (neg. Elektrode) und Anionen (neg. Ladung) zur Anode (pos. Elektrode). Die Hauptgruppenelemente haben in der Regel folgende Ionenladungen: I. Hauptgruppe 1+ II. Hauptgruppe 2+ III. Hauptgruppe 3+ V. Hauptgruppe 3VI. Hauptgruppe 2VII.Hauptgruppe 1PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 78 Aus Aluminium und Chlor entsteht Aluminiumchlorid: Al → Al3+ + 3 eCl + e- → ClAl + 3 Cl → Al3+ + 3 ClAls Salz: Al3+ + 3 Cl- → AlCl3 Aus Natrium und Schwefel entsteht Natriumsulfid: Na → Na+ + eS + 2 e- → S22 Na + S → 2 Na+ + S2Als Salz: 2 Na+ + S2- → Na2S Salze, die aus zwei Elementen bestehen, haben folgende Nomenklatur (Namensgebung): Atomname Kation + Atomname Anion + id Teilweise kommt es bei den Anionen zu veränderten Namen, da diese aus anderen Sprachen, z.B. Latein, abgeleitet sind. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 79 3.1.2 Metallbindung Wie die Salze, so haben auch die Metalle Gitterstruktur. Metallatome besitzen wenig Valenzelektronen und daher noch unbesetzte Atomorbitale. Zum Herauslösen der Valenzelektronen bedarf es in der Regel nur geringer Ionisierungsenergie. Durch die Annäherung der Atome kommt es zur Überlagerung besetzter und unbesetzter Orbitale mit nur geringen Energieunterschieden. Dies hat zur Folge, dass die Valenzelektronen nahezu frei beweglich als eine Art "Elektronengas" von mehereren Atomen benutzt werden. Die gleichartigen Atome führen hierbei zu einer hoch symmetrischen, dichten Kugelpackung. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 80 Metallgitter mit dichter Kugelpackung der Atome Valenzelektronen bewegen sich frei zwischen den Atomrümpfen PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 81 Metalle sind • duktil (verformbar): Die Kugelpackungen schieben sich aneinander vorbei. • gute Wärmeleiter: Wärme ist Teilchenbewegung. Da die Atom im Gitter direkt aneinander stoßen, wird Wärme gut transportiert. • guter elektrischer Leiter: bei steigender Temperatur stört die Teilchenbewegung den freien Elektronenfluß, die elektr. Leitfähigkeit nimmt ab. • metallischer Glanz: Lichtreflexion an oberen Atomschichten • hoher Schmelz und Siedepunkt PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 82 3.1.3 Elektronenpaarbindung=Atombindung=kovalente Bindung Atome mit ungepaarten Valenzelektronen kommen zusammen. Zwei Atome bilden mit je einem Elektron ein gemeinsames und damit bindendes Elektronenpaar zwischen den Atomkernen (Kovalenz). Das bindende Elektronenpaar wird rechnerisch dann beiden Atomen zugerechnet, so dass quasi jedes Atom ein Elektron zum Erreichen der Edelgaskonfiguration hinzubekommen hat. Moleküle Die entstandenen Atomeinheiten bestehen aus mindestens 2 Atomen und werden als Moleküle bezeichnet. Die Masse des Moleküls errechnet sich aus der Summe der Massen der beteiligten Atome. Bei der Menge von 1 Mol spricht man von der Molmasse oder auch der molaren Masse mit der Einheit g. Die einfach besetzten Atomorbitale (AO) der bindenden Atome überlappen sich und bilden ein gemeinsames Molekülorbital. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 83 Die Anzahl der ungepaarten Valenzelektronen gibt die mögliche Anzahl der Bindungen an. H• + __ ICl• __ + •H → __ __ •Cl __ I __ __ (ICl• __ + __ H••H (= H―H) __ →__ ICl __ •• Cl I __ •Cl I __ __ →__ ICl ― Cl I) Sauerstoffatome verbinden sich zu O2-Molekülen. Durch die Bildung von 2 gemeinsamen Molekülorbitalen entsteht eine Doppelbindung. __ •O• __ + __ •O• __ → __ __ O __ =O __ Stickstoff bildet eine Dreifachbindung. • • • • IN• + •NI → IN ≡ NI • • • • PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 84 Übung: Geben Sie jeweils 5 Beispiele für die 3 Bindungsarten an PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 85 Suchen Sie zu Ihren Beispielen zur Ionenbindung jeweils weitere unter Beibehaltung der Hauptgruppe PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 86 Stellen Sie vier kovalente Bindungen als Summen und Strukturformel dar. Wählen Sie Verbindungen, die nur aus 2 Atomsorten bestehen. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 87 3.1.4 Hybridisierung Im Moment der Reaktion ändert sich der energetische Zustand der reagierenden Orbitale. Aus unterschiedlichen Orbitalen werden energetisch gleichwertige. „Die Orbitale werden energetisch aufgemischt.“ sp³-Hybridorbitale: Beteiligen sich das s-, px-, py- und pz-Orbital an der Hybridisierung, so entstehen 4 gleichwertige neue Orbitale, die auch als q-Orbitale bezeichnet werden. Ihre Form entspricht der eines p-Orbitals, bei dem die eine Seite größer und die andere viel kleiner geworden ist. Für die Darstellung ist daher nur die größere relevant.. Alle 4 sind mit gleichem Winkel zueinander angeordnet. Sie bilden zusammen die Form eines Tetraeders. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 88 Kohlenstoff C: s2p2 wird zu q4 E s-Orbital + pOrbitale q-Orbitale C PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 89 Beispiele hierfür sind: H C H H H CH4 N H H O H H NH3 H H2 O sp²-Hybridorbitale: Beteiligen sich das s- und nur zwei p-Orbital an der Hybridisierung, so entstehen 3 gleichwertige neue Orbitale und das dritte p-Orbital bleibt wie es war. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 90 E Kohlenstoff C: s2p2 wird zu q3 und p s-Orbital + pOrbitale q-Orbitale + p-Orbital Die drei q-Orbitale haben einen Winkel von 120° zue inander und bilden eine Ebene. Das p-Orbital steht senkrecht hierzu. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 91 C sp-Hybridorbitale: Beteiligen sich nur das s- und nur ein p-Orbital an der Hybridisierung, so entstehen 2 gleichwertige neue Orbitale und zwei p-Orbitale bleiben unverändert. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 92 E Kohlenstoff C: s2p2 wird zu q2 und p2 s-Orbital + pOrbitale q-Orbitale + p-Orbital Die q-Orbitale sind linear zueinander angeordnet. Die p-orbitale stehen senkrecht hierzu. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 93 C Bei einer Verbindungsbildung überlagern zunächst die q-Orbitale zu einer ersten Bindung, einer σ-Bindung. Als nächstes sind dann die noch vorhandenen p-Orbitale in der Lage sich mit p-Orbitalen des gebundenen Atoms durch Annäherung zusammenzulagern. So entsteht eine Doppel- oder Dreifachbindung. Sie werden als πBindungen bezeichnet. Sie kommen z.B. bei Sauerstoff, Stickstoff und organischen Verbindungen vor und werden durch zwei oder drei Striche zwischen den Atomen gekennzeichnet. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 94 Ethen H2C ═ CH2 H H C C H H Die p-Orbitale überlappen oberhalb und unterhalb der σ-Bindung. π-Bindung H C σ –Bindung H H C H π-Bindung PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 95 Ethin HC ≡≡ CH H C C H PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 96 Unter dem Begriff der Bindigkeit versteht man die Anzahl der vorhandenen Bindungen mit anderen Partnern. Da der Stickstoff eine Dreifachbindung enthält ist er dreibindig. Dies zeigt sich auch beim Ammoniak: N + 3H → NH3 NH3 N ≡ H Summenformel N H H H H H Strukturformel Polarisierte Atombindung Unterschiedliche Atome haben unterschiedliche Kernladungen und ziehen daher die Elektronen einer gemeinsamen Bindung auch unterschiedlich stark an. Als Maß hierfür gilt die Elektronegativität EN (Definition s. Kap. 2.3 PSE), wobei die Bindungselektronen zum elektronegativeren Partner hin verschoben werden. Es kommt zu PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 97 einer Ladungsverschiebung, Polarisierung, im Molekül. Gleichatomige Moleküle haben keine Polarisierung. δ+ δ- δ+ δ+ δ+ δ+ δ+ H H H H H H Cl O N δ- δ- δ- und δ+ geben dabei die im Molekül entstehenden Teilladungen (Partialladungen), das so genannte Dipolmoment, an. Es entsteht ein Dipolmolekül, kurz Dipol. Die Dipolmomente sind auch nach außen wirksam. Fallen jedoch die Ladungsschwerpunkte im Molekül zusammen, so heben sie sich auf, dass Molekül hat dann keine äußeren Dipolkräfte. Bsp. CO2, CCl4. Aufgrund ihrer Teilladungen richten sich die Dipole zueinander aus. Es handelt sich um intermolekulare Anziehungskräfte zwischen polaren Molekülen aufgrund der elektrostatischen Anziehung zwischen entgegengesetzten Polen. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 98 3.1.5 Wasserstoffbrückenbindung Zahlreiche Dipole haben Wasserstoff als Molekülbestandteil. Dieser trägt in der Regel eine positive Teilladung, die sich zu freien Elektronenpaaren mit negativen Teilladungen benachbarter Moleküle ausrichtet und eine lockere (An-)Bindung eingeht. Es entstehen größere Einheiten, Aggregate. Die Wasserstoffbrücken sind auch für veränderte Moleküleigenschaften verantwortlich. Die stärksten Wasserstoffbrücken gibt es beim Fluorwasserstoff, Wasser und Ammoniak. Ohne Wasserstoffbrücken hätte Wasser einen Schmelzpunkt von -90°C und einen Siedepunkt von -80°C. Im Folgenden sind Wasser und Fluorwasserstoff dargestellt. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 99 δ- δ+ OH δ+ H OH H OH H OH H OH H OH H OH H OH H OH H OH H OH H OH H OH H OH H OH H PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 100 δ+ H δ- F H H H H H δ- F F H F F H F F H F F H Geben Sie die Summen- und Strukturformeln an und entscheiden Sie, ob es sich um Dipolmoleküle handelt: Chlorwasserstoff, Chlor, Natriumchlorid PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 101 Moleküle mit Elektronenpaarbindungen haben • niedrige Schmelz- und Siedepunkte bei unpolaren Verbin- dungen, die mit zunehmender Molekülmasse steigen. • mit zunehmenden zwischenmolekularen Kräften (Dipole) steigende Schmelz- und Siedepunkte, niedriger jedoch als bei Salzen. Nomenklatur: (ähnlich Salzen) Anzahl+Element geringerer EN+Anzahl+Element höherer EN NO NO2 = Stickstoffoxid (Stickstoffmonoxid) = Stickstoffdioxid N2O = Distickstoffoxid N2O3 = Distickstofftrioxid Geben 6 weitere Verbindungen an, bei denen die Summenformel aus dem Namen abgeleitet werden kann. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 102 3.1.6 Van der Waals-Kräfte Zu den zwischenmolekularen Kräften gehören auch die van der Waals-Kräfte. Durch die Bewegung von Elektronen und Atomkernen kommt es kontinuierlich zu Ladungsverschiebungen im Atom, also einmal befinden sich die Elektronen mehr rechts und der Kern mehr links, oder umgekehrt, usw. Die Atome haben in sich hierdurch einen allein durch Bewegung induzierten Dipol. Dieser hat einen schwachen Einfluss auf benachbarte Atome/Moleküle. Diese zwischen-molekularen Kräfte bewirken einen schwachen Zusammenhalt der Moleküle, der sich in Schmelz- und Siedepunktserhöhungen bei den Substanzen zeigt. Je größer die Molekülmasse, um so stärker sind auch die van der Waals-Kräfte. Aufgrund der intermolekularen Anziehungskräfte ergibt sich bezüglich ihrer Intensität folgende Reihenfolge: Ionenbindung > H-Brücken > Dipol-Kräfte > v.d.Waals-Kräfte PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 103 3.2 Bindungen höherer Ordnung Obwohl die Atome durch Bindungen erster Ordnung in der Regel dir Edelgaskonfiguration erreicht haben, ist ihre Fähigkeit weitere Verbindungen einzugehen noch nicht erschöpft. Oftmals erfolgt dies durch die Bereitstellung von doppelt besetzten freien Elektronenpaaren. All diese Verbindungen bezeichnet man als Verbindungen höherer Ordnung. Da hierbei größere Moleküleinheiten entstehen spricht man auch von Komplexen. Die freien Elektronenpaare gehen dabei eine koordinative Bindung ein, so dass die Bindungselektronen nur von einem Partner kommen. Verbindungen höherer Ordnung = Komplexverbindungen = Koordinationsverbindungen Die koordinative Bindung unterscheidet sich nicht von der kovalenten, wie das Beispiel Ammoiak und Ammonium zeigen. NH3 + H+ → NH4+ PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 104 Ein Proton lagert sich an das freie Elektronenpaar des Stickstoffs und ist nicht von den anderen drei H-Atomen zu unterscheiden. Komplexe bestehen aus einem Zentralatom / -ion Z (einer Zentraleinheit) und räumlich regelmäßig angeordneten Liganden L (lat. ligare = binden). Die Anzahl der Liganden nennt man Koordinationszahl. Komplexbildung am Elektronenpaardonator (lat., Geber): Hierzu zählen die sauerstoffhaltigen Säuren bzw. Säurereste, wie z.B. Perchlorat, Sulfat, Phosphat, Silikat. Das Zentralatom stellt die freien Elektronenpaare zur Verfügung. Komplexbildung am Elektronenpaaracceptor (lat., Empfänger): Meist Komplexe mit zentralem Metallatom. Auch Nichtmetalle sind als Zentralatom möglich. Der Ligand hat eine abgeschlossene Edelgaskonfiguration und stellt das freie Elektronenpaar zur Verfügung. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 105 Nomenklatur: 1. eventuelles Kation als Gegenion 2. Anzahl der Liganden 3. Art des Liganden (in der Regel mit Endung -o) in alphabetischer Reihenfolge 4. Zentralatom/-ion mit Angabe der elektrischen Ladung (Wertigkeit) als römische Zahl in Klammern. Bilden sich Anionen kommt die Endung -at hinzu. 5. eventuelles Anion als Gegenion Je nach Zentralatom und Liganden ergibt sich für den gebildeten Komplex eine positive oder negative Gesamtladung. Man unterscheidet daher Kationen- und Anionenkomplexe. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 106 -Komplex Name Kation Kationen --[Cu(NH3)4]SO4 Anionen Natrium Na[Al(OH)4] Anzahl Name Name Liganden Liganden Zentralion Tetra ammin kupfer tetra hydroxo Wertigkeit Zentralion (II)- Name Anion sulfat (III) --- alumin-at Aus oben genannten Beispielen ergibt sich auch die Art der Formelbildung bei den Kationen- und Anionen-Komplexen. Der Komplex wird in eckigen Klammern dargestellt: [Zentralatom/ion (Ligand) Koordinationszahl] Ladung des Ions PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 107 Zentralteilchen Fe Cu Ni Hg Ag Zn Sn Ferrum Cuprum Nicolum Mercurium Argentum Zincum Stannum griechische Vorsilben 1 mono 2 di 3 tri 4 tetra 5 penta Liganden FClBrIS2OHCNSCNS2O32- fluoro chloro bromo iodo thio hydroxo cyano thiocyanato thiosulfato 6 7 8 9 10 SO42CO3 2CO NO H2 O NH3 NO2ONONO sulfato carbonato carbonyl nitrosyl aqua ammin nitro nitrito nitrosyl hexa hepta okta nona deka PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 108 Welche Summenformel hat Kaliumtetrahydroxozinkat(IV) Welche Summenformel hat Natriumhexahydroxoantimonat(V) Welche Summenformel hat Diamminsilber(I)chlorid (Silberdiamminkomplex) Welchen Namen hat Na3[Co(NO2)6] Welchen Namen hat [Zn(NH3)4]Cl2 Welchen Namen hat Na3[AlF6] PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 109 Chelatkomplexe Große, langkettige Kohlenstoffmoleküle können verschiedene, andere atomare Bausteine besitzen, die als mehrzähnige Liganden fungieren können. D.h., ein Molekül lagert sich mehrfach an das Zentralatom. Es entstehen meist sehr stabile Komplexe. (griech. chele = Krebsschere) L 2L L + Z → L Z L L PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 110 In der Natur gibt es zahlreiche Chelatkomplexe, z.B.: • Häm und Chlorophyll a (grüner Blattfarbstoff) CH2 CH CH3 CH3 CH2 CH N CH2 CH R CH3 N CH2CH3 N Mg Fe N N N N CH3 CH3 N CH3 CH3 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 COOCH3 COOH COOH COO Phytyl Häm O R = CH3: Chlorophyll a R = CHO: Chlorophyll b PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 111 • Hämoglobin (roter Blutfarbstoff) (His) NH (His) NH N N H C N N 2+ N N C H N N CH Fe HC H C 2+ CH Fe HC N N C H O2 H2O PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 112 • Vitamin B12 CH3 H2NCOCH2CH2 H2NCOCH2 CH3 CH3 CH2CONH2 N CN N CH3 CH2CH2CONH2 Co N H2NCOCH2 N CH3 CH3 CH3CHCH2NHCOCH2CH2 CH3 OH O P O CH3 CH2CH2CONH2 N CH3 N CH3 O HO H H HOCH2 H O H PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 113 Ein wichtiger synthetischer Komplexbildner ist die Ethylendiamintetraessigsäure EDTA, die als 6-zähniger Ligand Erdalkalimetalle komplexiert. CH2 COO- CH2 COOH CO 2- 2 Na + NH + O N H2C CH2 COO- H2C CH2 COO- H2C COO- CH2 COO- 2+ OC O NH + O CO Ca H2C N H2C + 2 Na CH2 Ca CH2 2- N CH2 CH2 CH2 N CH2 COO- H2C CH2 COOH O O C + + 2 H3O PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 114 4 Gleichgewichtsreaktionen In der Chemie kennt man zahlreiche Raektionen die eindeutig und vollständig verlaufen. Hierzu zählt z.B. auch die Verbrennung von Methangas. CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O Methan Bei anderen Reaktionen ist es möglich, das der Reaktionsverlauf auch von den Konzentrationen der Reaktionspartner und den Reaktionsbedingungen abhängen. Es ist möglich, dass sowohl die Hinreaktion, aber auch die Rückreaktion erfolgt. Laufen beiden parallel zueinander ab, so stellt sich nach einiger Zeit ein Gleichgewicht ein, bei dem gleich viele Teile hin, wie zurück reagieren. Eine solche Gleichgewichtsreaktion ist z.B. bei der Herstellung von Essigsäureethylester aus Essigsäure und Ethanol vorhanden. CH3COOC2H5 + H2O CH3COOH + C2H5OH Essigsäure Ethanol Essigsäureethylester Wasser PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 115 Gleichgewichtsreaktionen sind durch den Hin- und Rückpfeil gekennzeichnet. Wird die Konzentration einer Komponente des Gleichgewichtsystems verändert, hat dies eine komplette Neueinstellung des Gleichgewichts zur Folge. Im obigen Beispiel könnte dies z.B. durch weitere Zugabe von Essigsäure oder Entzug von Wasser erfolgen. Auffällig ist dabei jedoch, dass sich das Gleichgewicht immer wieder in einem bestimmten Verhältnis zueinander einstellt. Es gibt daher für jede Reaktion ein bestimmtes Mengenverhältnis. Massenwirkungsgesetz: Die Produkte der Konzentrationen der Ausgangs- und Endstoffe sind einander proportional. K= Produkt der Konzentration der Produkte Produkt der Konzentration der Edukte K ist die Massenwirkungs- oder Gleichgewichtskonstante. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 116 Für eine angenommene Reaktion AB + CD AD + BC bedeutet dies für die molaren Konzentrationen c: ≈ cAD · cBC cAB · cCD Für das Massenwikungsgesetz ergibt sich dann: cAD · cBC K= cAB · cCD Aus der Größe K läßt sich auch der Verlauf einer Reaktion erkennen: K > 1 Produkte überwiegen K < 1 Edukte überwiegen K >> 1 vollständige Reaktion, nur Produkte K << 1 keine Reaktion, nur Edukte PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 117 Reaktionen sind abhängig von den äußeren Bedingungen. Deshalb ist die Massenwirkungskonstante K von Temperatur und Druck abhängig. Kommen Reaktionspartner mit stöchiometrischen Faktoren vor, so werden diese bei der Berechnung der Reaktionsgeschwindigkeit oder beim Massenwirkungsgesetz zu Exponenten der Konzentrationen. Bsp: A + 2 B → AB2 ⇒ 2 RG = k · cA · cB = k · cA · cB · cB Bsp: A + 2 B AB2 cAB2 ⇒ K= cA · cB 2 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 118 In einem geschlossenen Gefäß mit einem Liter Inhalt werden 1 mol Wasserstoff und 1 mol Iod auf 450°C erhitzt. Nach der Gleichgewichtseinst ellung sind 1.56 mol Iodwasserstoff vorhanden. Berechne die Gleichgewichtskonstante bei 450°C. (50.3) Für die Reaktion von Stickstoff und Sauerstoff zu Stickstoffmonooxid gilt die Gleichgewichtskonstante K = 1.1 ⋅ 10-2. Die Ausgangskonzentration für Stickstoff und Sauerstoff sollen je 1 mol/l betragen. Gesucht ist die Konzentration von Stickstoffmonooxid, wenn die Reaktion im Gleichgewicht ist. (0.1 mol/l) PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 119 Warum reagieren eigentlich nicht alle Teilchen bei einer chemischen Reaktion gleichzeitig? Damit Teilchen miteinander reagieren können, müssen sie sich gegenseitig berühren, dabei die richtigen Seiten zusammentreffen und die Elektronenhüllen sich weitgenug für die Reaktion annähern. Da diese Voraussetzungen nicht jedesmal zutreffen, verlaufen die meisten Reaktionen nur langsam. Es gibt aber auch Reaktionen, die explosionsartig verlaufen. Bei der Annäherung der reagierenden Teilchen bildet sich ein Übergangszustand / Übergangskomplex bis die neuen Teilchen gebildet sind: AB + CD "ABCD" AD + BC Edukte Adukte Produkte Übergangskomplex A D + B C ALD M M BLC A D + B C PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 120 Aktivierungsenergie Die Energie die Teilchen besitzen müssen um zu reagieren nennt man Aktivierungsenergie. Sie bringt die Reaktionspartner in den damit energiereichen Übergangszustand. Reaktionen bei denen insgesamt Reaktionswärme frei wird nennt man exotherme Reaktionen und die nur unter Energiezufuhr verlaufen endotherme Reaktionen. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 121 Energiediagramme exothermer und endothermer Reaktionen: E - exotherm "ABCD" AB+CD E - endotherm "ABCD" ∆H≠ ∆H≠ ∆H ∆∆H AD+BC AD+BC AB+CD R (E = Energie, R = Reaktion, Reaktionskoordinate) R ∆H≠ = Aktivierungsenergie ∆H = Reaktionswärme negativer Energiebetrag = exotherme Reaktion positver Energiebetrag = endotherme Reaktion PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 122 Wenn die für eine chemische Reaktion erforderliche Energie zu hoch ist, besteht eventuell die Möglichkeit die Reaktion mit Hilfe eines Katalysators durchzuführen. Ein Katalysator ist ein Reaktionsbeschleuniger, der nur Einfluß auf die Reaktionsgeschwindigkeit und nicht auf die Reaktionsprodukte hat. Der Katalysator bildet instabile Zwischenprodukte (), für die weniger Aktivierungsenergie erforderlich ist. Man spricht von einem katalytischen Prozess oder einer Katalyse. K + AB + CD (KAB) + CD K + AD + BC Der bekannteste Katalysator ist der Autokatalysator zur Verringerung des Stickoxidausstoßes: 2 NO → N2 + O2 Kat. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 123 Wie bereits oben erwähnt, gibt es bei Gleichgewichtsreaktionen eine Hin- und Rückreaktion. Die Gleichgewichte sind aber für bestimmte äußere Bedingungen angegeben, d.h. dass offensichtlich die Gleichgewichte durch ändern der äußeren Bedingungen ebenfalls geändert werden können. Auch der französische Chemiker Le Chatelier erkannte dies: Le Chatelier: Prinzip des kleinsten Zwangs Übt man auf ein im Gleichgewicht befindliches System durch Änderung der äußeren Bedingungen einen Zwang aus, so verschiebt sich das Gleichgewicht der Art, dass es dem äußeren Zwang ausweicht. Das Prinzip von Le Chatelier steht auch in Verbindung mit der allgemeinen Zustandsgleichung: p=c•R•T mit p=Druck, c=Konzentration, T=Temperatur, R=allg. Gaskonstante PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 124 Eine Änderung einer Zustandsgröße hat nach dieser Gleichung immer die Änderung mindestens einer anderen Größe zur Folge. Dieses Prinzip gilt auch bei Gleichgewichtsreaktionen: Haber-Bosch-Prozeß - Ammoniak-Synthese Fe3O4, 500°C, 200 bar 3 H2 + N2 2 NH3 Das Eisenoxid wirkt als Katalysator, Temperatur und Druck haben sich als optimal herausgestellt. Was passiert? - Aus 4 Teilchen werden 2 ! Prinzip von Le Chatelier: · Druckerhöhung - System weicht zu weniger Druck (Teilchen) aus, · Konzentrationserhöhung - System weicht zu weniger Teilchen aus, · Temperatur - System weicht in Richtung Energieverbrauch aus (endotherme Reaktion). PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 125 In welche Richtung wird das Gleichgewicht bei Druckerhöhung, bei Temperaturerhöhung verschoben? N2 + O2 2 CO2 2 CO 2 NO + O2 (endotherm) (endotherm) Ideales Gas / Gegenüberstellung der Aggregatzustände Wirken in einer Gasphase zwischen den Teilchen keine zwischenmolekularen Kräfte, so nimmt 1 mol der Teilchen bei 0°C und 1 bar ein Volumen von 22,4 l ein. Die meisten realen Gase haben ein ähnlich großes Gasvolumen. 1 mol H2O = 18 g ca. 18 ml Eis = 18 ml Wasser = ca. 22,4 l Wasserdampf PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 126
