CHEMIE WIEDERHOLUNG: KAPITEL 1 AUFBAU DER MATERIE. Timm Wilke. Georg-August-Universität Göttingen. Wintersemester 2013 / 2014

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1 CHEMIE WIEDERHOLUNG: KAPITEL 1 AUFBAU DER MATERIE Timm Wilke Georg-August-Universität Göttingen Wintersemester 2013 / 2014

2 Folie 2 Schwerpunkte (nicht bindend für Klausur!) Eigenschaften von Atomen: Aufbau und Zusammensetzung (Ionen, Elektronen, Protonen, Mol-Begriff) Systematisierung von Atomen: Periodensystem der Elemente, Hauptgruppen; warum gibt es diese Einteilung? Bindungsverhalten von Atomen: Polare, Kovalente und Ionenbindung, Elektronegativität

3 Folie 3 Spezifische Stoffeigenschaften Schmelz- und Erstarrungstemperatur Siede- und Kondensationstemperatur Sublimations- und Resublimationstemperatur

4 Folie 4 Spezifische Stoffeigenschaften Viskosität (Zähflüssigkeit) Dichte Absorptions- und Emissionsspektren Brechungsindex von Flüssigkeiten

5 Folie 5 Zur Erinnerung:

6 Folie 6 Definition Dichte Die Dichte ρ (ausgesprochen: rho) ist definiert als Quotient von Masse (m) und Volumen (V): ρ = m V Die übliche Einheit ist kg oder g m 3 l

7 Folie 7 Illustration Dichte Dichte von Eis bei 0 C: ρ = 0,917 g/cm 3 Dichte von Wasser bei 4 C: ρ = 1 g/cm 3 Der Eisberg schwimmt. Eisberg, ca. 90% befinden sich unter Wasser

8 Folie 8 Aufgaben 1. Welches Volumen nehmen 600g einer konzentrierten wässerigen Ammoniaklösung ein (ρ = 0,880 g/ml)? 2. Welche Masse hat eine Schwefelsäure-Portion mit dem Volumen V = 450 ml und der Dichte ρ = 1,84 g/ml ) 3. Ordnen Sie folgende Stoffe (ansteigend) nach ihrem Siedepunkt: Wasser, Natrium, Stickstoff, Methanol, Methan, Eisen, Ameisensäure, Quecksilber. 4. Beschreibe in eigenen Worten (evtl. mit Hilfe des Videos), wie Viskosität und Dichte zusammenhängen.

9 Folie 9 Atombau und Elementarteilchen

10 Folie 10 Isotope

11 Folie 11 Atommasse und Stoffmenge Absolute Masse: Relative Masse: 1 1 H(Atom) = 1, g 12 6 C 12,000 g/mol (Definition) Isotopenhäufigkeit: Cl 75 % Cl 25 % Atommasse: A X = Häufigkeit in % Masse des Isotops 100 Stoffmenge [mol]: 12,000 g = 1 = 6, , g 1, Atome = N A

12 Folie 12 Atommasse und Stoffmenge Stoffmenge [mol]: 12,000 g = 1 = 6, , g 1, Atome = N A 1 mol eines Stoffs enthält 6, Atome 1 mol eines Elements entspricht der relativen Atommasse in Gramm.

13 Folie 13 Beispielrechnung Wie viel Gramm wiegen zwei Mol Kohlenstoff? 1. Relative Masse von Kohlenstoff: 12,000 g mol 2. Gegebene Stoffmenge: 2 mol 3. 12,000 g mol 2 mol = 24 g mol mol = 24 g

14 Folie 14 Aufgaben 35 17Cl 1. Wie viel Gramm wiegen 50 Mol? 2. Wie viel Mol entsprechen 450 g Schwefelsäure? (Relative Atommasse: H: 1,006 g/mol, S = 32,06 g/mol, O = 15,99 g/mol? 3. Welche der folgenden Aussage(n) ist/sind korrekt? 1. Isotope eines Elements unterscheiden sich immer in ihrer Massenzahl, 2. Isotope (eines Elements) können sich auch in der Ordnungszahl unterscheiden, 3. Die Massenzahl ist die Summe der Protonen- und Elektronenzahl, 4. Die Massenzahl ist die Summe der Protonen- und Neutronenzahl.

15 Folie 15 Atombau, Quantenzahlen, Periodensystem

16 Folie 16 Bahnmodell nach Bohr 1 H 1 Wasserstoffatom 2 H 1 Deuterium (D) 3 1H Tritium Verschiedene Atome im Bahnmodell

17 Folie 17 Valenzelektronen und Atomeigenschaften Valenzelektronen (Außenelektronen): Elektronen in der äußersten Schale (bzw. äußersten Orbitalen) Beteiligen sich an Bindungen Bestimmen zu einem großen Teil die Eigenschaften und Reaktionsverhalten eines Stoffes

18 Folie 18 Beispiel: Alkalimetalle Lithium Natrium Kalium Gemeinsamkeit: 1 Valenzelektron in der äußersten Schale

19 Folie 19 Auswertung Ähnliches (Reaktions-)Verhalten bei allen fünf Elementen Elemente einer Hauptgruppe besitzen ähnliche Eigenschaften Innerhalb einer Hauptgruppe werden diese Eigenschaften stärker oder schwächer

20 Folie 20 Reaktionsverhalten & Edelgaskonfiguration Elemente streben nach abgeschlossenen - das heißt vollen oder leeren - Schalen, der sogenannten Edelgaskonfiguration Elemente mit Edelgaskonfiguration sind besonders stabil (bspw. sind Helium, Argon etc. nicht brennbar) Durch das Streben nach Edelgaskonfiguration können Reaktionen vorhergesagt werden.

21 Folie 21 Beispiel Reaktion von Natrium (1 Valenzelektron) mit Chlor (7 Valenzelektronen) Na Na e - Cl + 1 e - Cl - Gesamtreaktion: Na + Cl NaCl Reaktion von Magnesium (2 Valenzelektronen) mit Chlor (7 Valenzelektronen) Mg Mg e - Cl + 1 e - Cl - 2 Gesamtreaktion: Mg + 2 Cl MgCl 2

22 Folie 22 WH: Wie werden Orbitale besetzt? Elektronenkonfiguration Natrium: 1s² 2s² 2p 6 3s 1

23 Folie 23 WH: Aufgaben Elektronenkonfiguration Natrium: 1s² 2s² 2p 6 3s 1 Weitere Beispiele: Lithium ( 3 Li), Kohlenstoff ( 6 C), Sauerstoff ( 8 O), Neon ( 10 Ne), Eisen ( 26 Fe)

24 Folie 24 7 Lithium ( 3 Li): 1s 2 2s 1 Lösung Kohlenstoff ( 12 6 C): 1s 2 2s 2 2p 2 16 Sauerstoff ( 8 O): 1s 2 2s 2 2p 4 20 Neon ( 10 Ne): 1s 2 2s 2 2p 6 56 Eisen ( 26 Fe): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6

25 Folie 25 Zum Üben: Weitere Beispiele Beispiele: H (Z=1): 1s 1 He (Z=2): 1s 2 C (Z=6): 1s 2 2s 2 2p 2 O (Z=8): 1s 2 2s 2 2p 4 Ne (Z=10): 1s 2 2s 2 2p 6 Na (Z=11): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Al (Z=13): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 K (Z=19): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 Ti (Z=22): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

26 Folie 26 Schreibweise Abkürzung bzw. Vereinfachung möglich durch Verwendung des letzten Edelgases. Ne (Z=10): 1s 2 2s 2 2p 6 Na (Z=11): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 oder [Ne] 3s 1 Mg (Z=12): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 oder [Ne] 3s 2 Ar (Z=18): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 oder [Ne] 3s 2 3p 6 K (Z=19): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 oder [Ar] 4s 1

27 Folie 27 Periodensystem Haupt- und Nebengruppen

28 Folie 28 Hauptgruppen Hauptgruppe Außenelektronen Bezeichnung 1. 1 Alkalimetalle 2. 2 Erdalkalimetalle 3. 3 Aluminium-Gruppe 4. 4 Kohlenstoff-/Silicium-Gruppe 5 5 Stickstoff-/Phosphor-Gruppe 6 6 Sauerstoff-/Schwefel-Gruppe ( Erzbildner ) 7 7 Halogene ( Salzbildner ) 8 8 Edelgase

29 Folie 29 Ionen, Ionisierung Ionen: Elektrisch geladene Atome oder Moleküle Ein oder mehrere Elektronen entfernt: Kationen Beispiele: Na +, Ca 2+ Ein oder mehrere Elektronen hinzugefügt: Anionen Beispiele: Cl -, SO 4 4-

30 Folie 30 Die chemische Bindung

31 Folie 31 Die chemische Bindung Elektrostatische Wechselwirkungen zwischen Atomen Bindungen mit geeigneten Partnern günstiger, stabiler Erinnerung: Streben nach Edelgaskonfiguration. Elemente streben bei der Bildung chemischer Bindungen danach, in ihrer äußeren Schale eine Edelgaselektronenkonfiguration zu erreichen (Oktettregel). 4 Arten chemischer Bindungen (Kovalente Bindungen, Ionenbindungen, Metallische Bindungen, Schwache Bindungen)

32 Folie 32 Kovalente Bindung Atome teilen sich Valenzelektronen Orbitale überlappen, Valenzelektronen befinden sich zwischen den beiden Kernen Einzel-, Doppel-, Dreifachbindungen möglich abhängig von der Oktettregel

33 Folie 33 Kovalente Bindung Beispiel: Chlor besitzt 7 Valenzelektronen und fehlt eines für die Edelgaskonfiguration. Daher teilen sich zwei Chloratome ein Elektronenpaar. Beide Atome besitzen somit Edelgaskonfiguration.

34 Folie 34 Aufgaben Warum kommt Brom in Reinform nur molekular vor (als Br 2 d.h. als Molekül aus zwei Bromatomen)? Wasserstoff und Lithium besitzen beide ein Valenzelektron. Kommen sie ebenfalls molekular vor? Sauerstoff kommt ebenfalls molekular vor wie könnte das erklärt werden?

35 Folie 35 Elektronegativität Bindungselektronen befinden sich bei identischen Atomen genau in der Mitte zwischen den Kernen Bei verschiedenen Atomen verschiebt sich das bindende Elektronenpaar und das Ladungszentrum

36 Folie 36 Wer reagiert mit wem? Element-Gruppe Elektronenübertragung I Alkalimetalle Abgabe von 1 Elektron II Erdalkalimetalle Abgabe von 2 Elektronen III Aluminium-Gruppe Abgabe von 3 Elektron VI Sauerstoff-Schwefel-Gruppe Aufnahme von 2 Elektronen VII Halogene Aufnahme von 1 Elektron

37 Folie 37 Zusammenfassung: Kovalente Bindung Atombindung (kovalente Bindung) entsteht durch Durchdringung der Valenzelektronenschalen keine Elektronenübertragung! es entstehen gemeinsame Elektronenpaare (Bindungselektronen) Wechselwirkungsenergie (Bindungsenergie) entsteht durch Anziehung der Bindungselektronen durch beide Atomkerne Atome sind durch mindestens ein Elektronenpaar miteinander verknüpft - Einfachbindung, es gibt auch Doppelbindungen, Dreifachbindungen

38 Folie 38 Elektronegativität

39 Folie 39 Elektronegativität Die Anziehungskraft der Kerne resultiert aus dem Verhältnis von Kernladung und Atomradius Elektronegativität ist die Fähigkeit eines Atoms, die bindenden Elektronenpaare an sich zu ziehen Je unterschiedlicher die Elektronegativität, desto näher befindet sich das bindende Elektronenpaar am elektronegativeren Kern

40 Folie 40 Elektronegativität Relativ hohe Kernladung und kleiner Atomradius Hohe Elektronegativität. Beispiel: Fluor. Zwei Schalen, 9 Atome. Elektronegativität: 4,17 (Maximum) Relativ geringe Kernladung und großer Atomradius Geringe Elektronegativität. Beispiel: Natrium. Drei Schalen, 11 Atome. Elektronegativität: 1,01

41 Folie 41 Elektronegativität Elektronegativität nimmt innerhalb einer Periode zu (gleicher Atomradius, Kernladung nimmt zu) Elektronegativität nimmt innerhalb einer Hauptgruppe ab (größerer Einfluss des Atomradius)

42 Folie 42 Elektronegativität - Ladungsverteilung Verschiebung des bindenden Elektronenpaars sorgt für unterschiedliche Ladungsschwerpunkte. Diese werden Partialladungen genannt, sind jedoch keine Ionenladungen!

43 Folie 43 Aufgaben: Welches Element besitzen eine größere Elektronegativität und warum? Kohlenstoff (C) oder Silicium (Si) Stickstoff (N) oder Sauerstoff (O)? Warum haben Edelgase keinen Elektronegativitätswert?

44 Folie 44 Ionenbindungen Kovalente Bindungen zwischen Nichtmetallen Ionenbindungen oft zwischen Metallen und Nichtmetallen. Übergang zwischen kovalenter und Ionenbindung:

45 Folie 45 Ionenbindungen Elektronegativitätsdifferenz (=D EN) entscheidend: D EN: 0 0,4: kovalent (bindendes Elektronenpaar relativ mittig) D EN: 0,5 1,6: polar (bindendes Elektronenpaar stark zu einer Seite verschoben) D EN: ab 1,7: ionisch (Elektron komplett übertragen, Anziehung zweier Ionen im Gitter)

46 Folie 46 Typisches Beispiel: NaCl (Kochsalz) Wechselwirkungsenergie (Gitterenergie kommt durch elektrostatische Anziehungskräfte zustande Voraussetzung: Elektronenübertragung Ionenbindung

47 Folie 47 Aufgaben: Welche Bindungstypen liegen vor? Natriumchlorid (NaCl) Schwefelwasserstoff (H 2 S) Fluorwasserstoff (HF) Kupfersulfid (CuS) Methan (CH 4 )

48 Folie 48 Nomenklatur

49 Folie 49 Aufgaben 1: Benennt folgende Verbindungen und ergänzt die Indizes: Ca F Al Cl Zn S K SO 4 Cs O Mg O 2) In der Anzahl welcher Elementarteilchen stimmen alle Ionen mit den Atomen überein, aus denen sie entstanden sind? 3) Welche Eigenschaft ist für die Unterteilung in Kationen und Anionen entscheidend?

50 Folie 50 Aufgaben 5. Gib an, welche Formel die folgenden Stoffe haben und aus welchen kleinsten Bausteinen sie aufgebaut sind: a) Kaliumiodid b) Schwefelwasserstoff, c) Aluminium d) Brom. 6. Gib die Gleichung für die Reaktion der Elemente Wasserstoff und Brom an. Wie heißt das Reaktionsprodukt? Welche Art der chemischen Bindung liegt vor?

51 Folie 51 Schwache Bindungen Wasserstoffbrückenbindungen Elektrostatische Anziehungskräfte zwischen Wasserstoffatomen und einem stark elektronegativen Atom (Sauerstoff, Fluor, Schwefel)

52 Folie 52 Van-Der-Waals-Kräfte Spontane Verschiebung von Ladungsschwerpunkten Folge: Schwache Dipole zwischen kovalenten Bindungen Häufig zu finden bei großen, unpolaren Molekülen, bspw. bei langen Kohlenstoffketten (Öle, Fette etc.)

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