Basiswissen Chemie. Vorkurs des MINTroduce-Projekts

Transkript

1 Basiswissen Chemie Vorkurs des MINTroduce-Projekts

2 Christoph Wölper Sprechzeiten (Raum: S07 S00 C24 oder S07 S00 D27)

3 Organisatorisches Kurs-Skript adb297b Übungen (ab 13:00 c.t.) Raum S05 T02 B02 Raum T03 R02 D26 Raum T03 R02 D39

4 Was bisher geschah Wellenmechanisches Atommodell vom Orbit zum Orbital Beschreibung des Elektrons als Welle Wellenfunktionen/Orbital durch 3 Quantenzahlen beschrieben Elektronenkonfiguration/Mehrelektronensysteme Pauli-Prinzip Hund sche Regel Das Periodensystem Bindungsmodelle ionische Bindung metallische Bindung

5 Atome Die Kovalente Bindung

6 Atome Die Kovalente Bindung gerichtet, also immer zwischen genau zwei Atomen endliche Atomverbände (Moleküle) erhöhte Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen zwischen den Atomkernen Wechselwirkung Kern/Elektron Wechselwirkung Kern/Kern Wechselwirkung Elektron/Elektron Bindungslänge und -energie hängen zusammen

7 Atome Die Kovalente Bindung E d

8 Atome Die Kovalente Bindung Lewis-Formeln H O H H 3 C O C CH 3 H1 H2 C H4 H3

9 Atome Die Kovalente Bindung Oktett-Regel gemeinsame Nutzung von Elektronen um Edelgaskonfiguration zu erreichen sehr gut anwendbar für Elemente der 2. Periode F F F F Besonderheit für 2 4 Hauptgruppe C C

10 Atome Die Kovalente Bindung Valence-Bond-Theorie Überlappung von Atomorbitalen mehr Bewegungsfreiheit für Elektronen ist energetsich günstig Paarung der Spins (Pauli-Prinzip!) Nomenklatur σ-bindung entlang der Kernverbindungsachse π-bindung abseits der Kernverbindungsachse

11 Atome Die Kovalente Bindung Valence-Bond-Theorie Was ist mit Kohlenstoff los? zwei ungepaarte p-elektronen sollten zwei Bindungen mit rechtem Winkel geben zweibindiger Kohlenstoff ist linear! es gibt auch drei- und vierbindigen Kohlenstoff! dreibindiger ist trigonal-planar vierbindiger ist tetraedrisch

12 Atome Die Kovalente Bindung Hybridisierung

13 Atome Die Kovalente Bindung Hybridisierung Addition und Subtraktion von s- und p-orbitalen je nach Anzahl der p-orbitale andere Geometrie Anzahl der Hybridorbitale ist gleich Zahl von verwendeten s- und p-orbitalen

14 Atome Die Kovalente Bindung Hybridisierung Mehrfachbindungen

15 Atome Die Kovalente Bindung Mesomerie

16 Atome Die Kovalente Bindung Mesomerie Mesomere Grenzformeln Elektronen delokalisiert eine Lewisformel beschreibt Bindungssituation nur unzureichend mehrere gleichberechtigte durch Doppelpfeil getrennt

17 Atome Die Kovalente Bindung Molekülorbital-Theorie

18 Atome Die Kovalente Bindung Molekülorbital-Theorie neue Orbitale Berechnen zur Beschreibung des Elektrons im Molekül (Molekülorbitale, kurz MO) Berechnung aus Atomorbitalen (kurz AO) durch Linearkombimation pro AO zwei MO bindende und anti-bindende Orbitale Bindungsordnung aus Zahl der bindenden und anti-bindenden Elektronen

19 Atome Die Kovalente Bindung Molekülorbital-Theorie E σ p 2p πp π p 2p σ p σs 2s 2s σ s F F F F

20 Atome Übergänge zwischen den Bindungstypen

21 Atome Übergänge zwischen den Bindungstypen alle Bindungstypen idealisiert die Wahrheit liegt dazwischen Wie kann man das beschreiben?

22 Atome Übergänge zwischen den Bindungstypen Elektronegativität

23 Atome Übergänge zwischen den Bindungstypen Elektronegativität Neutrale Moleküle zeigen Wechselwirkungen mit elektrischen Felder Dipole richten sich im elektrischen Feld aus H δ+ Cl δ Atome ziehen Bindungselektronen verschieden stark an Elektronegativität als Maß dafür

24 Atome Übergänge zwischen den Bindungstypen

25 Atome Sekundäre Wechselwirkungen Außer Bindungen treten weitere weniger starke Wechselwirkungen zwischen Atomen und Molekülen auf: Wechselwirkungen zwischen statischen Dipolen Wechselwirkungen zwischen statischen und induzierten Dipolen Wechselwirkungen zwischen induzierten Dipolen Wasserstoffbrückenbindungen

26 Atome Sekundäre Wechselwirkungen Aggregatzustände fest resublimieren sublimieren schmelzen erstarren gasförmig kondesieren verdampfen flüssig

27 Atome Sekundäre Wechselwirkungen Aggregatzustände gasförmig kein festes Volumen (komprimierbar) keine feste Form im Mittel isotrope Umgebung eines Teilchens

28 Atome Sekundäre Wechselwirkungen Aggregatzustände Modelle zur Beschreibung von Gasen Das ideale Gasgesetz n R T = p V Gültig für: Teilchen ohne Eigenvolumen Teilchen ohne Wechselwirkungen zu anderen

29 Atome Sekundäre Wechselwirkungen Aggregatzustände flüssig festes Volumen (wenig/nicht komprimierbar) keine feste Form im Mittel isotrope Umgebung eines Teilchens

30 Atome Sekundäre Wechselwirkungen Aggregatzustände fest festes Volumen (nicht komprimierbar) feste Form anisotrope Umgebung eines Teilchens

31 Atome Sekundäre Wechselwirkungen Statische Dipole

32 Atome Sekundäre Wechselwirkungen Induzierte Dipole δ δ +

33 Atome Sekundäre Wechselwirkungen Wasserstoffbrückenbindungen D δ H δ+ A δ zum Teil sehr stark elektrostatisch, aber auch kovalente Anteile O und N typische Donoren aber auch C O, N und X typische Akzeptoren aber auch π-systeme