Quantenzahlen. Magnetquantenzahl m => entspricht der Zahl und Orien- (m = -l, -(l-1) 0 +(l-1), +l) tierung der Orbitale in jeder Unterschale.

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1 Quantenzahlen Magnetquantenzahl m => entspricht der Zahl und Orien- (m = -l, -(l-1) 0 +(l-1), +l) tierung der Orbitale in jeder Unterschale. l = 0, 1, 2, 3, (Orbital-)Symbol s, p, d, f, Zahl der Orbitale 1, 3, 5, 7, => Durch die drei Quantenzahlen werden Energie, Typ und Orientierung der verschiedenen Orbitale (Aufenthaltsräume für Elektronen mit diskreter Energie) unterschieden. 1

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3 s-orbitale: n =1 Sphärisch (Kugelförmig) s-orbitale: n = 2 3

4 Konturliniendiagramme Schwarze Linie umschließt 99% Wahrscheinlichkeit das Elektron zu finden. => Maßstabsgerecht! Rote Linien sind Knotenflächen. 4

5 Räumliche Orientierung: Magnetquantenzahl m Besetzung der Orbitale In jedes Orbital passen zwei Elektronen. => Was passiert, wenn sich nur ein Elektron in einem Orbital befindet? => Stern-Gerlach Versuch: Atomstrahl aus Ag-Atomen. 5

6 Ag: 47 e - => 46 e - paarweise in Orbitalen. => 1 e - ungepaart. => Ungepaartes Elektron ist magnetisch. => Spinmagnetquantenzahl m s Notwendigkeit der Einführung einer weiteren Quantenzahl 6

7 Besetzung der Orbitale mit Elektronen Quantenzahlen: n, l, m, m s => Unterscheidung der Elektronen => Regeln? Pauli-Prinzip / Hund sche Regel 7

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9 Energetische Abfolge der Orbitale => Es gibt keine allgemeingültigen Regeln zur energetischen Abfolge. => Für eine Hauptquantenzahl n gilt aber immer: s < p < d < f => Allerdings hat das 4s Orbital eine niedrigere Energie als das 3d Orbital. 9

10 Periodensystem Edelgase Erdmetalle Halogene Alkalimetalle Erdalkalimetalle Übergangsmetalle Chalkogene Lanthanoide Actinoide 10

11 Zählung der derinternational Union of of Pure Pure and and Applied Chemistry (IUPAC) Gruppen-Nr. Nr. der Periode Lernziele Block 3 Atom-Eigenschaften Eigenschaften Ionisierungsenergie Elektronenaffinität Ionenbindung Gitterenergie Arten von Ionen Ionenradien Nomenklatur Kovalente Bindung Elektronegativität Konzept Übergänge zwischen Ionen- und kovalenter Bindung Formalladungen Mesomerie (Resonanz) Nomenklatur 11

12 Chemisches Verhalten Valenzelektronen: Elektronenkonfiguration der äußersten Schale ist entscheidend => Periodisches Auftreten des gleichen chemischen Verhaltens. Edelgaskonfiguration: Komplett gefüllte äußere Schale => Energetisch besonders günstig, d.h. stabil und chemisch inert. Ionisierungsenergie/ Elektronenaffinität Ionisierungsenergie: X(g.) X + (g.) + e H =E i Elektronenaffinität Y(g.) + e Y (g.) H = E ea 12

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14 E i und chemische Reaktionen K + H 2 O K + [OH] - + ½ H 2 => Warum? => K hat eine sehr niedrige E i, daher wird das Außenelektron leicht abgeben! E i und chemische Reaktionen Li + H 2 O Li + [OH] - + ½ H 2 => Warum keine Flammenerscheinung? => Li hat eine höhere E i als K (5,39 vs. 4,34 ev); daher wird das Außenelektron weniger leicht abgeben! 1 ev = 96,485 kj mol -1 14

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16 IE als f(z) für die erste Periode des PSE Die effektive Kernladung Z* = Z - s (ev) Z Element IE(eV) ( s = Abschirmkonstante ) 26 3 Li 5,4 He Element Z Z* s 4 Be 9,3 24 Li 3 1,28 1,72 5 B 8,3 Ne Be 4 1,91 2, C 11,3 B 5 2,42 2, N 14,5 C 6 3,14 2,86 8 O 13,6 18 N 7 3,83 3,17 9 F 17,4 O 8 4,45 3, Ne 21,6 N F 9 5,20 3,80 14 Ne 10 5,76 4,24 Ionisierungsenergie H Li B O Na

17 Effektive Kernladung => Atomradien (in pm) => r A nehmen von rechts nach links ab. => r A nehmen von oben nach unten zu. => Analog zu Z eff. Außer Reden Atomradien wir noch über unterscheiden andere "Radien" wir noch Ionenradien Größe, wenn das Atom ein oder mehrere Elektronen aufgenommen (Anion) bzw. abgegeben hat (Kation) Kovalenzradien Größe entlang der Bindung, wenn Atome einfach oder mehrfach miteinander gebunden sind van der Waals-Radien Platzbedarf, wenn Atome nicht miteinander gebunden sind 17

18 CHEMISCHE BINDUNG * Fließende Übergänge! * Zusätzlich existieren : - Wasserstoffbrücken-Bindung - Bindung zwischen abgesättigten Molekülen ( van der Waals-Kraft, London-Kraft ) 18

19 Das Bindungsdreieck Die Ionenbindung Teilchen mit Edelgaskonfiguration sind besonders stabil. Z.B.: Na + Cl - => Wenn Elemente (Moleküle) mit niedriger Ionisierungsenergie (z.b. Na) und hoher Elektronenaffinität (z.b. Cl) zusammengegeben werden, werden Elektronen ausgetauscht, bis die Edelgaskonfiguration erreicht ist! => Verbindungen, die ausschließlich aus Ionen aufgebaut sind werden Salze genannt. 19

20 Bildung eines Ionenkristalls: 1/n Na n + ½ Cl 2 -> 1/n (Na + Cl - ) n vereinfacht: Na + ½ Cl 2 -> NaCl E i (Na) = 496 kj mol -1 E a (Cl) = -349 kj mol -1 Koordinationszahl (Na + ): 6 Koordinationspolyeder: Oktaeder Koordinationszahl (Cl ): 6 Koordinationspolyeder: Oktaeder (s) = solidus 20

21 Elektronendichteverteilung im Natriumchlorid- Kristall: Typische Ionenbindung => Konturlinien der Elektronendichte (Zahlen sind Maß für Elektronendichte) => Elektronendichteverteilungsfunktion 21

22 Energetik eines Ionenpaares d + - Einzelnes IONENPAAR: ENERGETISCHE VERHÄLTNISSE anziehende Kraft: Coulomb-Kraft F C F C = - 1/4πε 0 q 1 q 2 /d 2 potentielle Energie: Coulomb-Energie E C E C = 1/4 πε 0 q 1 q 2 /d Abstoßungsenergie E A E A = B/d n q = Ionenladung z e d = Abstand d 0 ε 0 = Dielektrizitätskonstante des Vakuums B = Konstante,dimensionslos Gesamtenergie U: U = E C + E A 22

23 Gitterenergie Beispiel NaCl z1 z2 e E C = 1 4πε 0 d 2 E A = B d n Nachbar Art Anzahl Abstand nächste Gegenion * 6 d 0 übernächste gleiches Ion 12 2d 0 drittnächste Gegenion 8 3d 0 viertnächste gleiches Ion 6 4d 0 * : neg. Vorzeichen für E C 2 2 z e E C = πε d m Madelung-Konstante M Die Gitterenergie U ( E C +E A ) von NaCl berechnet sich zu: U(NaCl) = kj/mol mit d 0 = 282 pm U(NaF) = kj/mol mit d 0 = 231 pm Strukturtyp M NaCl CsCl CaF Zinkblende ZnS Wurtzit ZnS Rutil TiO Korund Al 2 O Born-Haber-Kreisprozess Freiwerdende Freiwerdende Reaktionswärme Reaktionswärme Ionisierungsenergie Ionisierungsenergie Elektronenaffinität Elektronenaffinität Gitterenergie Gitterenergie U => Hess scher Satz! 23