linear trigonalplanar tetraedrisch trigonalpyramidal gewinkelt oktaedrisch
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- Bertold Kuntz
- vor 7 Jahren
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1 Elektronenpaarbindungen kommen durch Überlappung von einfach besetzten Atomorbitalen zustande. Bindende und nichtbindende Elektronenpaare stoßen sich ab. Die beteiligten Atome bzw. freien Elektronenpaare ordnen sich deshalb so an, dass sie maximal voneinander entfernt sind. Wichtige Molekülformen sind im folgenden dargestellt: Anordnung Name Beispiel linear C 2 C trigonalplanar tetraedrisch trigonalpyramidal B 3 C 4 N 3 B C N gewinkelt 2 oktaedrisch S 6 S
2 Bindende Elektronen zwischen zwei Atomen müssen in einem Molekül nicht unbedingt gleich verteilt sein. Atome mit einer großen Elektronegativität ziehen die bindenden Elektronen stärker zu sich als Atome mit einer kleineren Elektronegativität. Dadurch kommt es zu einer Verschiebung der bindenden Elektronen und es bilden sich Teilladungen (=Partialladungen): positive Teilladung δ- negative Teilladung Cl EN(): 2,1 EN(Cl): 3,0 Durch die Teilladungen bei polar gebauten Molekülen können sich positive und negative Ladungsschwerpunkte an unterschiedlichen Stellen im Molekül bilden. Man spricht dann von einem Dipol-Molekül. allen die Schwerpunkte der positiven und negativen Teilladungen zusammen, so sind die Elektronenpaarbindungen zwar polar, aber das Molekül ist kein Dipol. b ein Molekül Dipolcharakter hat, hängt also neben der Elektronegativitätsdifferenz EN auch von der Molekülgeometrie ab. δ- δ- Beispiel: =C= δ-
3 Zwischenmolekulare Kräfte bewirken den Zusammenhalt der Teilchen untereinander. Sie beeinflussen die physikalischen Eigenschaften des Stoffes entscheidend. Je größer die zwischenmolekularen Kräfte sind, desto größer sind z.b. Schmelz- und Siedetemperatur des Stoffes. Im olgenden sind die zwischenmolekularen Kräfte nach ihrer Stärke angeordnet: Van-der-Waals Kräfte Treten bei allen Teilchen auf und wachsen mit zunehmender Moleküloberfläche (z.b. größere Moleküle, Verzweigungen,...) Dipol-Kräfte Treten bei allen Teilchen mit polarer Atombindung auf., wobei positiver und negativer Ladungsschwerpunkt nicht zusammenfallen. Durch eine Differenz der Elektronegativitäten ( EN) sind die bindenden Elektronen zu einem Bindungspartner hin verschoben. Wasserstoffbrückenbindungen Treten immer bei Teilchen mit polarer Atombindung zwischen - und -, - oder N-Atomen auf. Ursache: temporärer Dipol δ- δ- δ- δ- Ursache: permanenter Dipol δ- δ- Ursache: permanenter Dipol δ- δ- δ- Cl Elektrostatische Wechselwirkungen Treten zwischen Teilchen oder Gruppen mit echter positiver und negativer Ladung auf (vgl. Ionenbindung). Ursache: echte Ladungen + - N 4+ N 3 -
4 Stoffebene Teilchenebene Symbolebene Auf Grund der Wasserstoffbrückenbindungen zwischen den Molekülen weist Wasser einige besondere Kenneigenschaften auf: Schmelzpunkt: 0 C = 273 K Siedepunkt: 100 C = 373 K Dichte (Eis) < Dichte (flüssiges Wasser) Dichte = 1000 g/l = 1kg/L bei 4 C Wasser eignet sich als polares smittel gut für polare Lösestoffe. Grundsatz: Gleiches löst sich in Gleichem! Die Reaktionsenergie eines chemischen Prozesses wird als Reaktionsenergie r E bezeichnet. Es gilt: r E = E(Produkte) E(Edukte) Exotherme Reaktionen r E < 0 E(Produkte) < E(Edukte) Endotherme Reaktionen r E > 0 E(Produkte) > E(Edukte) Der Betrag der Reaktionsenergie hängt ab von der Menge der bei diesem Prozess umgesetzten Stoffe. Deshalb wird die molare Reaktionsenergie re m wie folgt definiert: r E m = r E / n(x) in [kj/mol]
5 Reaktion bei der Protonen ausgetauscht werden, wobei die xidationszahl aller beteiligten Atome gleich bleibt Säure: Protonendonator, d. h. Teilchen, das ein Proton abgeben kann. Base: Protonenkzeptor, d. h. Teilchen, das ein Proton aufnehmen kann. Säure-Base-Paar 2 A + B A - + B + Beispiel: Säure 1 Säure-Base-Paar 1 Cl + Korrespond. S-B-Paar 1 N Base 2 Base 1 Cl - + N + Säure 2 Korrespond. S-B-Paar 2 Ampholyt: Teilchen, das sowohl als Säure, als auch als Base reagieren, d. h. Protonen aufnehmen oder abgeben kann (z.b. Wasser) N 3 2 S 4 2 C 3 3 P 4 Na (aq) K (aq) Salpetersäure Schwefelsäure Kohlensäure Phosphorsäure Natronlauge Kalilauge N 3 - S 4 C 3 P nitrat -sulfat -carbonat -phosphat ydroxid -Ion xonium -Ion
6 Säure in Wasser: A + 2 A Base in Wasser: Autoprotolyse von Wasser: xonium- Ionen ydroxid Ionen Indikatoren: Verantwortlich für die saure Reaktion der B + 2 B Verantwortlich für die alkalische Reaktion der Saure Neutrale Alkalische c( 3 + ) > c( - ) c( 3 + ) = c( - ) c( 3 + ) < c( - ) p-wert p < 7 p = 7 p > 7 Bromthymolblau Gelb Grün Blau Lackmus Rot Violett Blau Phenolphthalein arblos arblos pink
7 Die Säure-Base-Titration ist ein Verfahren zur Konzentrationsbestimmung von Säuren oder Laugen. Versuchsaufbau und Verfahren: Unter ständigem Rühren wird die Maßlösung der Probe zugetropft. Ändert der Säure- Base-Indikator die arbe, wird das Volumen V Z (Maßlösung) an der Bürette abgelesen und keine weitere Maßlöung mehr zugegeben. 0 Bürette mit Maßlösung bekannter Konzentration c Z (Maßlösung) Probelösung mit bekanntem Volumen V(Probe) + Säure-Base-Indikator Neutralisation: Säure + Lauge Wasser + Salz Rechenbeispiel: 100mL einer unbekannten Salzsäure-Probelösung werden mit 1m Natronlauge titriert. Nach Zugabe von 10mL der Maßlösung schlägt der Indikator um. Geg.: V(Cl)=100mL; c z (Na) = 1mol/L; V z (Na) = 10mL Ges.: c(cl) Neutralisationsgleichung: Cl(aq) + Na(aq) 2 (l) + NaCl(aq) Am Äquivalenzpunkt gilt: n(cl) = n z (Na) Stöchiometrie beachten! Daraus folgt: c(cl) * V(Cl) = c z (Na) * V z (Na) Auflösen nach c(cl) führt zu: mol 1 *0,01L cz ( Na )* Vz ( Na ) c( Cl) = = L = 0,1 V ( Cl) 0,1L mol L
8 Reaktion bei der Elektronen ausgetauscht werden. Die xidationszahl der beteiligten Atome verändert sich. xidation: Reduktion: Elektronenabgabe, d. h. die xidationszahl wird größer. Elektronenaufnahme, d. h. die xidationszahl wird kleiner. z e - Redmittel 1 + xmittel 2 xmittel 1 + Redmittel 2 Beispiel: Redoxpaar 1 Redoxpaar 2 xidationsmittel (xmittel): Teilchen, das seinen Reaktionspartner oxidiert und bei der Reaktion selbst reduziert wird, also Elektronen aufnimmt (= Elektronenakzeptor) Reduktionsmittel (Redmittel): Teilchen, das seinen Reaktionspartner reduziert und bei der Reaktion selbst oxidiert wird, also Elektronen abgibt (= Elektronendonator) 2 e - Redoxpaar Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Redm.1 xm. 2 xm. 1 Redm. 2 Redoxpaar 1
9 Komplizierte Redoxreaktionen lassen sich nach einem Schema ausgleichen. Die jeweiligen Veränderungen sind rot gekennzeichnet. Beispiel Dichromat (Cr 2 7 ) -Teilchen reagieren in sauerer Umgebung mit Sulfit (S 3 ) -Anionen zu Chrom(III)- und Sulfat (S 4 ) -Ionen. Regeln 1. xidationszahlen ermitteln Cr S 3 Cr 3+ + S 4 2. Reduktionsteilgleichung erstellen 2.1. Aufstellen des Redoxpaares mit stöchiometrischen aktoren Red.: Cr Cr Elektronenausgleich durch Vergleich der xidationszahlen Red.: Cr e - 2 Cr Ladungsausgleich mit im Sauren/ - -Ionen im Alkalischen Red.: Cr e Cr Stoffausgleich mit 2 -Teilchen Red.: Cr e Cr xidationsteilgleichung erstellen (s ) +4 x.: S S e aktoren ermitteln und Gesamtgleichung erstellen +6 Red.: Cr e Cr x.: S S e *3 Redox: Cr S Cr S
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