CHEMIE KAPITEL 1 AUFBAU DER MATERIE. Timm Wilke. Georg-August-Universität Göttingen. Wintersemester 2014 / 2015

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1 CHEMIE KAPITEL 1 AUFBAU DER MATERIE Timm Wilke Georg-August-Universität Göttingen Wintersemester 2014 / 2015

2 Folie 2 Valenzelektronen und Atomeigenschaften Valenzelektronen (Außenelektronen) bestimmen zu einem großen Teil die Eigenschaften und das Reaktionsverhalten eines Stoffes Elemente einer Hauptgruppe besitzen ähnliche Eigenschaften Lithium Natrium Kalium

3 Folie 3 Reaktionsverhalten & Edelgaskonfiguration Elemente streben nach abgeschlossenen - das heißt vollen oder leeren - Schalen, der sogenannten (besonders stabilen) Edelgaskonfiguration Reaktion von Natrium (1 Valenzelektron) mit Chlor (7 Valenzelektronen) Na Na e - Cl + 1 e - Cl - Gesamtreaktion: Na + Cl NaCl Durch das Streben nach Edelgaskonfiguration können Reaktionen vorhergesagt werden.

4 Folie 4 Bohr sches Modell Bohr sches Modell: Aufbau und viele Eigenschaften erklärbar Problematisch: Aufenthalt der Elektronen auf Bahnen messbar falsch Räumliche Gestalt der Moleküle nicht erklärbar Kreisbahnen gewähren keinen größtmöglichen Abstand Das Orbitalmodell ist das zutreffendste Modell der Wirklichkeit (bis jetzt), erklärt die räumliche Gestalt von Molekülen und die chemische Bindung (Doppel-, Dreifachbindung etc.) deutlich einfacher.

5 Folie 5 Orbitale und Quantenzahlen

6 Folie 6 WH: Orbitalmodell und Quantenzahlen Hauptquantenzahl n: n = 1,2,3 Beschreibt die Schale des Elektrons Werte: n = 1,2,3, Nebenquantenzahl l: l = n-1 Beschreibt die Form des Orbitals. Werte: 0,1,2, l = 0 s-orbital l = 1 p-orbital l = 2 d-orbital Pro Unterschale gibt es 2l + 1Orbitale 3s 1 Orbital, 3p 3 Orbitale, 3d 5 Orbitale

7 Folie 7 WH: Orbitale Wiederholung: Die Nebenquantenzahl l wird durch n-1 bestimmt. Nebenquantenzahl l Bezeichnung der Unterschale Anzahl der Orbitale Elektronen pro Orbital (Pauli) Maximale Elektronenzahl s p d f

8 Folie 8 WH: Orbitale Merkregel: Je größer die Schale (n), desto mehr Elektronen beinhaltet sie. Elektronenschale Hauptquantenzahl n Maximale Elektronenzahl Unterschalen Maximale Elektronenzahl (s) (s,p) (2+6 =) (s,p,d) (2+6+10=) (s,p,d,f) ( =) 32

9 Folie 9 WH: Zusammenfassung Elektronenschale Hauptquantenzahl n Nebenquantenzahl l (l = n-1) Unterschalen (2l + 1) Maximale Elektronenzahl (s) (s,p) (2+6 =) (s,p,d) (2+6+10=) (s,p,d,f) ( =) 32

10 Folie 10 Wie werden Orbitale besetzt? Anders als bei Bohr: Festgelegte Reihenfolge (rote Pfeile) Für Interessierte: d-orbitale werden aus Stabilitätsgründen erst nach den nächsthöheren s- Orbitalen besetzt)

11 Folie 11 Wie werden Orbitale besetzt? 23 Beispiel: Natrium. ( 11Na )

12 Folie 12 Wie werden Orbitale besetzt? Elektronenkonfiguration Natrium: 1s² 2s² 2p 6 3s 1

13 Folie 13 Aufgaben Elektronenkonfiguration Natrium: 1s² 2s² 2p 6 3s 1 7 Weitere Beispiele: Lithium ( 3 Li), Kohlenstoff ( 6 C Sauerstoff ( 8 O), Neon ( 10 Ne), Eisen ( 26 Fe 56 ) 12 ),

14 Folie 14 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

15 Folie 15 Beispiele: Zum Üben: Weitere 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

16 Folie 16 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

17 Folie 17 Periodensystem Haupt- und Nebengruppen

18 Folie 18 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

19 Folie 19 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-

20 Folie 20 Ionisierungsenergie Ionisierungsenergie: Energiebetrag der aufzuwenden ist, um ein Elektron aus dem jeweiligen Atom zu entfernen Periodizität: Innerhalb einer Element-Gruppe nehmen die Ionisierungsenergien ab, innerhalb einer Periode nehmen sie von links nach rechts zu. Ausnahmen: Das erste p-elektron ist etwas leichter zu entfernen als das zweite s-elektron. Das erste gepaarte Elektron ist etwas leichter zu entfernen, als das letzte ungepaarte.

21 Folie 21 Erklärung: Ausnahmen Erklärung: Pauli-Prinzip. Halb oder ganz besetzte Orbitale sind besonders stabil. Volles 2s-Orbital günstig. 2p-Elektron daher leicht zu entfernen. Halbbesetztes 2p-Orbital günstig. 2p-Elektron daher leicht zu entfernen.

22 Folie 22 Ähnliche Eigenschaften der Hauptgruppe Periodizität: Elemente der gleichen Hauptgruppe weisen ähnliche Ionisierungsenergien auf (bspw. Lithium, Natrium, Kalium).

23 Folie 23 Die chemische Bindung

24 Folie 24 Die chemische Bindung Elektrostatische Wechselwirkungen zwischen Atomen Bindungen mit geeigneten Partnern günstiger, stabiler Erinnerung: Streben nach Edelgaskonfiguration Arten chemischer Bindungen Kovalente Bindungen Ionenbindungen Metallische Bindungen Schwache Bindungen

25 Folie 25 Kovalente Bindung Atome teilen sich Valenzelektronen Orbitale überlappen, Valenzelektronen befinden sich zwischen den beiden Kernen Einzel-, Doppel-, Dreifachbindungen möglich abhängig von der Oktettregel

26 Folie 26 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.

27 Folie 27 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?

28 Folie 28 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

29 Folie 29 Abbildungsnachweis: Rechtliches Folie 20: rung/sp3/ethan.gif Folie 25: /vorlesung/kap_4/kap4_4/kap44_3.vscml.html Folie 26: Dr. Ingo Schnell, Copyrightvermerk und Lizenzen: Alle Rechte an den Inhalten dieser elearning-materialien liegen beim Autor oder den jeweiligen Urheberrechtsinhabern. Sämtliche Bilder und Texte sind entweder vom Autor selbst fotografiert, verfasst oder sind gemeinfrei, es sei denn, es ist eine andere Quelle angegeben. Kein Teil dieses Materials darf ohne ausdrückliche schriftliche Genehmigung des Autors veröffentlicht, vervielfältigt oder für Internet-Seiten verwendet werden, auch nicht in abgeänderter Form. Die Daten oder Teile der Homepage dürfen nicht auf fremden Datenträgern, Kopien, Druckwerken, auf CD-ROM oder anderen Datenspeichermöglichkeiten erscheinen. Haftungsausschluss: Die Benutzung der hier vorliegenden Informationen geschieht auf vollkommen eigene Verantwortung. Haftung für Schäden oder Verluste, die beim Umgang mit den hier beschriebenen Stoffen oder bei der Durchführung von chemischen Versuchen entstehen, ist ausgeschlossen; ebenso wie Schadensersatzforderungen oder Gewährleistungsansprüche aufgrund falscher oder fehlender Angaben. Die Angaben zu den Stoffen und Experimentieranleitungen wurden jedoch sorgfältig und nach bestem Gewissen erstellt und sind in jedem Falle zu beachten,.

30 Test! Folie 30 Viel Erfolg!

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