Besetzung der Orbitale

Transkript

1 Frage Beim Wiederholen des Stoffes bin ich auf die Rechnung zur Energie gestoßen. Warum und zu welchem Zweck haben wir das gemacht? Was kann man daran jetzt erkennen? Was beschreibt die Formel zu E(n), die wir am Ende heraus bekommen haben eigentlich? E n = me4 8ε 0 2 h 2 n 2 E(2) E(1) = 1 4 1

2 Besetzung der Orbitale Minimaler Energieaufwand (Kofferträger) zuerst n = 1, dann 2, dann 3 Pauli Prinzip (keine identischen Hotelgäste) Elektronen dürfen nicht in allen Quantenzahlen übereinstimmen Hund sche Regel (Einzel- vs. Doppelzimmer) Energiegleiche Orbitale werden zunächst einfach besetzt Elektronenkonfiguration Die Besetzung der Elektronenhülle von Atomen wird als Elektronenkonfiguration bezeichnet maximal 2n 2 Elektronen 2

3 Elektronenkonfiguration Elemente s 2s 2p Ungepaarte Elektronen 1 Elektronenkonfiguration 1s 1 0 1s 2 [He] 1 1s 2 2s 1 = [He] 2s 1 0 1s 2 2s 2 1 1s 2 2s 2 2p 1 2 1s 2 2s 2 2p 2 3 1s 2 2s 2 2p 3 2 1s 2 2s 2 2p 4 1 1s 2 2s 2 2p 5 0 1s 2 2s 2 2p 6 [Ne] 3

4 Elektronenkonfiguration Elemente s 3p 4s 3d Elektronenkonfiguration [Ne] 3s 1 Na [Ne] 3s 2 [Ne] 3s 2 3p 1 [Ne] 3s 2 3p 2 [Ne] 3s 2 3p 3 [Ne] 3s 2 3p 4 [Ne] 3s 2 3p 5 [Ne] 3s 2 3p 6 [Ar] 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 [Ar] 4s 2 [Ar] 4s 2 3d 1 Sc 4

5 Besetze Orbitale von Sc 5

6 6

7 Halb- und Vollbesetze Orbitale Halb- und Vollbesetze Orbitale sind energetisch besonders günstig Ausnahmen beim Füllen der Orbitale Beispiel Chrom: Eigentlich [Ar] 4s 2 3d 4 Aber [Ar] 4s 1 3d 5 7

8 Verlauf der Atomradien 3,4 3,0 2,6 2,2 1,8 1,4 1,0 0,6 0,2 Rb K Na Li Br 4d Cl 3d F H Cs 4f I 5d Ordnungszahl 8

9 Trends der Atomradien Atomradius Nichtmetalle Metalle 9

10 Trends der Elektronegativität Elektronegativität ist ein Maß für das Bestreben eines Elements, die Elektronen in einer Verbindung anzuziehen Elektronegativität H 2,1 Li 1,0 Na 0,9 Rb 0,8 Cs 0,7 Be 1,5 Mg 1,2 B 2,0 Al 1,5 C 2,5 Si 1,8 Ge 1,8 Elektronegativitäten nach Pauling Elektronegativität N 3,0 P 2,1 As 2,0 O 3,5 S 2,5 Se 2,4 Te 2,1 F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 I 2,5 10

11 Elektronenaffinität/Ionisierungsenergie Ionisierungsenergie E I Energie, die benötigt wird um ein Elektron aus einem neutralen Atom im Grundzustand vollständig zu entfernen A + E I A + + e - Elektronenaffinität E A Energie, die bei der Anlagerung eines freien Elektrons an ein Atom im Grundzustand freigesetzt wird A + e - A - + E A 11

12 Trends der Ionisierungsenergie Ionisierungsenergie Nichtmetalle Metalle 12

13 Alkalimetalle und Wasser 13

14 Trends im PSE Eigenschaften Änderungen innerhalb einer k Hauptgruppe Periode h Atomradius Metallcharakter Elektronegativität Elektronenaffinität Ionisierungsenergie 14

15 Chemische Grundgesetze Gesetz von der Erhaltung der Masse Lavoisier 1785 Bei allen chemischen Vorgängen bleibt die Gesamtmasse der beteiligten Stoffe konstant + = 4,04 Gramm 32,0 Gramm 36,04 Gramm m (Ausgangsstoffe) = m (Produkte) 15

16 Chemische Grundgesetze Gesetz der konstanten Proportionen Eine chemische Verbindung bildet sich (meist) aus konstanten Masseverhältnissen der Elemente Kohlenstoffmonoxid CO m(c) m(o) = g 15,999 g = 1 1,333 Gesetz der multiplen Proportionen Bilden zwei Elemente mehrere Verbindungen miteinander, dann stehen die Massen desselben Elementes zueinander (meist) im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen. CO und CO 2 m(o, CO) m(o, CO 2 ) = 1 15,999 g 2 15,999 g =

17 Definitionen Stoffmenge n 1 mol ist die Stoffmenge, die genau so viele Elementarteilchen enthält, wie in 12 g des Isotops 12 C enthalten sind. Elementarteilchen sind Atome, Moleküle, Ionen, Photonen, Elektronen 1 mol enthält 6,022177*10 23 Teilchen (Avogadro-Konstante N A ) Relative Atommasse A r A r (Na) = 22,99 1 mol Na ist 22,99 mal schwerer als 1/12 der Masse des Isotops 12 C 17

18 Definitionen Relative Molekülmasse A r A r (NaCl) = 58,44 Die relative Molekülmasse entspricht der Summe der relativen Atommassen der in dieser Verbindung enthaltenen Atomarten Molare Masse M Masse eines Mols eines Stoffes Molares Volumen V m Volumen eines Mols eines Stoffes V m = 22,4 L/mol (bei Normalbedingungen) 18

19 Molare Masse M Beispiel H 2 O 2 relative Atommasse von H = 2 1,008 1 relative Atommasse von O = 1 15,999 Relative Molekülmasse von H 2 O = 18,015 molare Masse M(H 2 O) = 18,015 g/mol Beispiel: CO 2 1 relative Atommasse von C = 1 12,01 2 relative Atommasse von O = 2 16,00 Relative Molekülmasse von CO 2 = 44,01 molare Masse M(CO 2 ) = 44,01 g/mol 19

20 Massenerhaltungs-Gesetz 2 mol H 2 1 mol O 2 2 mol H 2 O + = 4,04 Gramm 32,0 Gramm 36,04 Gramm m (Ausgangsstoffe) = m (Produkte) 20

21 Übersicht 1. Was ist Chemie? 2. Energie und Materie 3. Chemische Reaktionen 4. Chemisches Gleichgewicht 5. Elektrochemie, Korrosion 6. Chemie der Nichtmetalle 21

22 Allgemeine Chemie 3. CHEMISCHE REAKTIONEN 3.1 CHEMISCHE BINDUNG UND STRUKTUR 1

23 Chemische Reaktionen Was passiert eigentlich bei chemischen Reaktionen? + S + Fe FeS 32,06 g/mol 55,85 g/mol 87,91 g/mol + Energie! Brechen und bilden von chemischen Bindungen! 2

24 Chemische Bindung Resultiert aus dem Wechselspiel der Valenzelektronen der beteiligten Elemente Bestimmt die chemischen und physikalischen Eigenschaften der Verbindungen Im Elektronen-Hotel Bild Schaffen neuer Übernachtungsmöglichkeiten Umquartieren der Elektronen Energiegewinn (exotherme Reaktion) falls Unterbringung energetisch günstiger Energieaufwand (endotherme Reaktion) falls Unterbringung energetisch ungünstiger 3

25 van Arkel-Ketelaar Dreieck Intermetallische Verbindungen 4

26 Weitere Wechselwirkungen Wasserstoffbrückenbindungen Intermolekular oder Intramolekular Van der Waals Wechselwirkungen Intermolekular 5

27 Ionenbindung Ionenbindungen sind heteropolare Verknüpfungen Bindungen z.b. NaF: Na F elektrostatische Anziehung zwischen negativ geladenen Anionen und positiv geladenen Kationen ungerichtete Kräfte in allen Raumrichtungen starke Bindungen zwischen den Ionen Edelgaskonfiguration wird angestrebt Na F Kristallstruktur von NaF F - Na + oktaedrische Anordnung Koordinationszahl (CN) 6