Chemie I für Ingenieure TU Harburg

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1 Chemie I für Ingenieure TU Harburg

2 Bücher D. Forst, M. Kolb, H. Roßwag Chemie für Ingenieure F.A. Cotton, G. Wilkinson Basic Inorganic Chemistry E. Lindner Chemie für Ingenieure G. Hölzel Einführung in die Chemie für Ingenieure Ch. Mortimer Chemie. Das Basiswissen der Chemie in Schwerpunkten G. Kickelbrick Chemie für Ingenieure 2

3 Themenbereiche der Vorlesung Atommodell und Bindungen Thermodynamik und Kinetik Säure und Base Redoxumwandlungen 3

4 Atommodell und Bindungen 4

5 Chemie? Was ist Chemie? 5

6 Was ist Chemie? Chemie behandelt die Eigenschaften Zusammensetzung Umwandlung von Elementen und Verbindungen. Chemie beschäftigt sich mit der Geschwindigkeit (Kinetik) und Thermodynamik (Energie/Entropie) von chemischen Reaktionen. 6

7 Grundbegriffe 1 Elemente: Substanzen/Stoffe, die durch chemische Methoden nicht weiter auftrennbar sind. Elemente sind die Grundbausteine der Chemie. Elemente sind aus einer Atomsorte aufgebaut. Verbindungen: Reinstoffe, die aus Elementen (einheitlicher Aufbau) mit definierter Anzahl von Atomen aufgebaut sind: Sie sind nicht mittels physikalischer Methoden auftrennbar. Gemische: Mischung von mindestens zwei Reinstoffen. 7

8 Grundbegriffe 2 Eigenschaften: physikalische Kennmarken eines Elements oder einer Verbindung, die diesen Stoff charakterisieren und ihn somit von anderen unterscheidbar machen. Aggregatzustände: gasförmig, flüssig, fest Stofftrennung: physikalische bzw. chemische Methoden, mit denen Gemische in ihre einzelnen Bestandteile zerlegt werden können. 8

9 Überblick Materie Materie Heterogene Gemische Trennung mit physikalischen Methoden Homogene Stoffe Homogene Gemische Trennung mit physikalischen Methoden Reinstoffe Verbindungen Trennung mit chemischen Methoden Elemente 9

10 Atome 1 Stoffe bestehen zunächst aus Atomen (vgl.: Lego-Bausteine) Ein Atom ist das kleinste Teilchen, das an einer chemischen Reaktion teilnehmen kann. ein Element besteht aus identischen Atomen die Masse bleibt bei einer chemischen Reaktion erhalten Gesetz von der Erhaltung der Masse (Dalton ~ 1800) die Bausteine ändern sich nicht es gehen in der Summe keine Bausteine verloren Bei einer chemischen Reaktion werden Atome neugeordnet. (Gesetz der konstanten und multiplen Proportionen, mathematisch Stöchiometrie genannt) 10

11 Atome 2 Sind Atome nun massive Kugeln oder haben sie auch eine Struktur? Diese Frage soll der folgende Versuch von Rutherford klären: Eine sehr dünne Goldfolie wird mit Alphateilchen beschossen. Ergebnis: Die meisten Strahlen gehen ungehindert hindurch. Einige wenige werden abgelenkt. 11

12 Struktur Rutherford 1 Rutherfords Streuversuch Radium Strahlungsquelle Alphastrahlen Bleiblock Goldfolie Leuchtschirm 12

13 Struktur Rutherford 2 Interpretation: Materie besteht größtenteils aus leerem Raum, der Elektronenhülle. Die Materie enthält aber auch wenig feste Bestandteile, die Atomkerne. 13

14 Atome 2 Atome haben also eine Feinstruktur Atome bestehen aus Protonen, Neutronen und Elektronen Der Atomkern enthält Protonen und Neutronen. Elektronen nehmen den Rest des Volumens ein. Ein Atom ist ungeladen Elektronen Neutronen Protonen Gibt ein Atom Elektronen ab oder nimmt sie auf, so entstehen Ionen. 14

15 PSE 1 Alle Elemente haben Namen Für diese gibt es Abkürzungen, Elementsymbole. Alle diese Symbole werden im Periodensystem der Elemente nach bestimmen Kriterien angeordnet. Neben den Elementsymbolen enthält es noch andere Angaben zum Element: Die wichtigste ist die Ordnungszahl. Die Ordnungszahl entspricht der Anzahl der Protonen im Kern. Das durchschnittliche Atomgewicht ist für die Praxis bedeutend: 15

16 PSE 2 Das Periodensystem der Elemente (PSE) ist eine Matrix. Zeilen heißen Perioden. Spalten heißen Gruppen. Das grundlegende Ordnungsprinzip sind die Ordnungszahlen. Die Ordnungszahl erhöht sich von Zelle zu Zelle um eins bis die Zeile voll ist: Dann ist die Periode abgeschlossen. In der nächsten Zeile wird beginnend von links aus weitergezählt, bis die Periode abgeschlossen ist usw. Auf der nächsten Seite sind die Hauptgruppen des Periodensystems dargestellt. 16

17 PSE 3 I II III IV V VI VII VIII 1 H 2 He 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 19 K 20 Ca 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 37 Rb 38 Sr 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe 55 Cs 56 Ba 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 87 Fr 88 Ra 17

18 PSE 3 Neben den Hauptgruppen des Periodensystems gibt es in der vierten Periode nach dem Element Calcium die Nebengruppen. In dieser vierten Perioden steht zwischen der zweiten und dritten Hauptgruppe, die erste Übergangsreihe. Sie besteht aus den Elementen Scandium bis Zink. In einer neuen Notation wird nicht mehr zwischen Hauptund Nebengruppen unterschieden, sondern das PSE besteht aus 18 Gruppen. Die Hauptgruppen 1 und 2 behalten ihre Zählung. Die Nebengruppen werden als 3 12 bezeichnet und die Hauptgruppen 3 8 haben jetzt die Nummern

19 Periodensystem: 18 Gruppen H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Lr Rf Db 19

20 Nebengruppen 1 Die Nebengruppen enthalten Elemente der heutigen Gruppen Die erste Übergangsreihe (Nebengruppen) enthält die Elemente Scandium bis Zink. Die zweite Yttrium bis Cadmium Die dritte Lanthan bis Quecksilber Nach dem Lanthan werden die Lanthanoide eingefügt. Hier werden die 4 f-orbitale aufgefüllt. In der nächsten Perioden werden nach dem Aktinium die Aktinoide (5 f- Orbitale) eingefügt

21 Nebengruppen im PSE Die Nebengruppen des Periodensystems mit den Ordnungszahlen Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 22 Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd 40 La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg 72 Ac Rf Db

22 Lanthanide und Actinide Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

23 PSE mit Nebengruppen H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 23

24 Daten im PSE Das Periodensystem enthält die Elementsymbole der einzelnen Elemente. Die zugehörige Ordnungszahl steht unten am Elementsymbol. 1 H Die Elemente einer Spalte haben die selbe Anzahl von Außenelektronen und bilden eine Gruppe. Alle Elemente einer Gruppe haben ähnliche chemische Eigenschaften. Die Hauptgruppe VIII zum Beispiel sind die Edelgase nach neuer Notation ist das die Gruppe

25 Ordnungszahl und Massenzahl Die Massenzahl steht oben am Elementsymbol. Massenzahl: Anzahl Protonen und Neutronen im Kern (Masse) Ordnungszahl: Anzahl der Protonen (kennzeichnen das Element) Massenzahl A Ordnungszahl Z Ti 48: Summe der Protonen und Neutronen = Massenzahl 22: Anzahl der Protonen = Ordnungszahl Atome des selben Elements können unterschiedliche Anzahlen von Neutronen im Kern haben. 25

26 Isotope Kerne mit gleicher Ordnungszahl, aber unterschiedlicher Neutronenzahl heißen Isotope eines Elements. Beispiel: Wasserstoff hat drei Isotope: 1 H H H 1 1 Wasserstoff Schwerer Wasserstoff Deuterium Tritium 26

27 Atommasse eines Isotops Die Kurzschreibweise für die atomare Masseneinheit ist µ. u gibt 1 12 der Masse eines u = 1,6605 * kg C Atoms an Im angelsächsischen Sprachraum wird amu (atomic mass unit) statt u verwendet. Die relative Atommasse A r eines Atoms ist identisch mit dem Zahlenwert der Masse dieses Atoms in atomaren Einheiten. A r = absolute Masse / µ z.b. Be = 9,01 u 27

28 Natürliche Häufigkeit und Masse Reinelemente (insgesamt 21) haben nur ein einziges Isotop. Mischelemente bestehen aus mehreren Isotopen. Bei Mischelementen ist die Zusammensetzung und somit die relative Masse abhängig von den prozentualen Anteilen ihrer Isotope. Beispiel: Chlor Cl 75,77% 24,23% Cl Atommasse Ar: 0, , = 35,

29 Von atomarer in makroskopische Welt 1 Wasserstoff hat die Massenzahl 1. Die Atommasse in Gramm ist somit 1 g. Die Masse eines Protons entspricht der atomaren Masseneinheit. Das sind 1,6605 * g Teilen wir also ein Gramm durch die Masseneinheit, erhalten wir die Anzahl der Atome in einem Gramm. Diese Anzahl nennt man die Avogadro-Zahl N A = 6,022 * ,022 * Teilchen eines Stoffes entsprechen 1 mol. Diese Anzahl von Atomen oder Molekülen bezeichnet man als ein Mol. Beispiele: Ein Mol Beryllium wiegt also 9,01 g. Ein Mol Kohlenstoff wiegt 12 g. 29

30 Von atomarer in makroskopische Welt 2 Das Mol ermöglicht somit eine eindeutige Zuordnung einer Menge zu einem Gewicht: Beispiel: 1 Mol HCl sind 36 g. (H: 1, Cl: 35 siehe PSE) 0,1 Mol sind 3,6 g. Beim Aufstellen einer chemischen Gleichung entsprechen die Koeffizienten den Anzahlen der Mole: Beispiel: 2 H 2 + O 2 2H 2 O (H: 1, O: 16 siehe PSE) Zwei Mole Wasserstoff (H 2 ) reagieren mit einem Mol Sauerstoff (O 2 ) zu zwei Molen Wasser (H 2 O). Damit lassen sich die Mengen in Gramm eindeutig berechnen: Vier Gramm Wasserstoff reagieren mit 32 Gramm Sauerstoff zu 36 Gramm Wasser. 30

31 1 kg 28 Si als Kugel N A = MVn m n: Teilchendichte V: Volumen M: molare Masse m: 1 kg 31

32 Massenspektrometer m/e Ionenquelle Blenden Detektorschirm Magnet Massenbestimmungen von Atomen und Molekülen sowie die Bestimmung von Isotopenzusammensetzungen können mit der Massenspektrometrie durchgeführt werden. Im Massenspektrum steht auf der x-achse das Verhältnis von Masse zu Ladung (m/e), auf der y-achse die Intensität. 129 Xe Xe 54 32

33 Kernmasse - Stabilität Die Massen der Atomkerne sind immer kleiner als die Summe der Kernbausteine (Protonen und Neutronen). Beim Aufbau der Atomkerne wird ein Teil der Masse in Energie umgewandelt: Massendefekt. Diese Energie ist die sogenannte Kernbindungsenergie. Zwischen Massendefekt und Kernbindungsenergie besteht nach Einstein folgender Zusammenhang: E = mc² Die Auftragung der Bindungsenergie pro Nukleon gegen die Ordnungszahlen zeigt das Diagramm auf der nächsten Seite. Die Nukleonen werden im Kern durch die starke Kraft zusammengehalten. 33

34 Kernbindungsenergien Eisen ist das Stabilste aller Elemente 34

35 Elektronenhülle-Bohr Chemie ist gleichbedeutend mit der Veränderung der Elektronenhülle. Die Gesamtanzahl der Elektronen ist numerisch gleich der Ordnungszahl = Protonenzahl. Die Elektronenhülle hat eine Feinstruktur: zu Erklärung dieser Struktur gibt es unterschiedliche Atommodelle: Ein anschauliches ist das Atommodell von Bohr: Elektronen kreisen auf festen Bahnen um den Kern wie Planeten um die Sonne Die Schalen(Bahnen) werden von innen nach außen K, L, M, N, usw. genannt 35

36 Bohr-Postulate Auf diesen Kreisbahnen können sich die Elektronen strahlungslos bewegen. Jede dieser diskreten Bahnen entspricht einer festen Energie. Im niedrigsten Energiezustand des Atoms (Grundzustand) befindet sich das Elektron auf der Bahn mit dem kleinsten erlaubten Radius höhere (angeregte) Energiezustände des Atoms liegen vor, wenn das Elektron sich auf weiter außen liegenden Bahnen aufhält. Dorthin kann es durch Zuführung einer Anregungsenergie gelangen. 36

37 Bohrsche Bahnen N M L K 37

38 Absorption und Emission Die Zuführung dieser Energiedifferenz ΔE erfolgt durch Absorption elektromagnetischer Strahlung. Absorption Der angeregte Zustand ist in der Regel instabil. Emission Beim Übergang in den Grundzustand wird dieselbe Energie ΔE wieder emittiert. E= hc λ 38

39 Rydberg-Formel Die Frequenz der Übergänge zwischen den einzelnen Schalen wird durch die Rydberg Formel beschrieben Für jede elektromagnetische Strahlung gilt folgender Zusammenhang: c = λ ν Rydberg Formel 1 λ = ν c = R ( 1 n n 2 ) 2 λ Rydberg Konstante R = 1, cm 1 39

40 VIS-Bereich Kontinuierliches Spektrum nm Linienspektrum 40

41 Spektrallinien Balmer Serie nm n 2 = 3 n 2 = 4 n 2 = 5 n 2 = 6 rot blaugrün blau violett Spektrallinien 1 λ = R( 1 n n 2 ) 2 n 2 > n 1 Balmerserie n 1 = 2 n 2 = 3, 4, 5, 41

42 Elektronenhülle quantenmechanisch Eine genaue gleichzeitige Bestimmung von Ort, Richtung und Geschwindigkeit ist atomaren Bereich unmöglich. Das Bohrsche Atommodell stellt damit eine zu grobe Näherung dar und kann die Spektren von vielen Atomen nicht mehr erklären. Das quantenmechanische Modell basiert auf dem Dualismus von Welle und Teilchen. Jedes Teilchen, und somit auch jedes Elektron, lässt sich als Welle darstellen. Das gilt auch für Elektronen im elektrostatischen Feld der Kerne. Die Schrödinger-Gleichung beschreibt jedes Elektron als stehende Welle mit einer bestimmten Energie in einem bestimmten Raum. 42

43 Orbitale 1 Elektronen werden durch Wellenfunktionen beschrieben. Die Quadrate dieser Wellenfunktionen werden Orbitale genannt. Orbitale werden durch Quantenzahlen gekennzeichnet. Diese charakterisieren die Form und Energie der Orbitale: Es gibt vier Quantenzahlen: n Hauptquantenzahl: n = 1, 2, 3, 4 l Nebenquantenzahl: l = 0, 1,, (n-1) m l Magnetquantenzahl: m l = -l, -l+1,, l -1, l s Spinquantenzahl: s = -1/2, +1/2 43

44 Orbitale 2 Ein Orbital ist ein Raum, in dem sich maximal zwei Elektronen aufhalten können. Jedes Orbital ist durch einen Satz von drei Quantenzahlen beschreibbar: Hauptquantenzahl: Nebenquantenzahl: Magnetische Quantenzahl: n l m l Orbitale mit Nebenquantenzahl 0 heißen s-orbitale Orbitale mit Nebenquantenzahl 1 heißen p-orbitale Orbitale mit Nebenquantenzahl 2 heißen d-orbitale Alle Elektronen mit der selben Nebenquantenzahl bilden eine Unterschale 44

45 Quantenzahlen und Orbitale n l Bezeichnung m(l) Anzahl Orbitale in der Unterschale 1 0 1s s p -1, 0, s p -1, 0, d -2, -1, 0, 1, s p -1, 0, d -2, -1, 0, 1, f l = 0, 1,., n-1-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 7 -l, -l-1,, l-1, l 45

46 Wellenfunktionen und Orbitale R(r) Wellenfunktionen r²r² Orbitale R(r) r²r² 46

47 s-orbitale s-orbitale: kugelsymmetrisch um den Kern Jede neue Schale beginnt mit einem s-orbital. 1s, 2s, 3s, unterscheiden sich durch den Knoten Diese Knoten liegen sehr nahe am Kern. 47

48 p-orbitale 1 p-orbitale sind hantelförmig entlang der Achsen. p-orbitale gibt es mit drei unterschiedlichen Werten für m l : m l = - 1, 0, 1 Sie heißen p x,p y, p z Sie haben in der dazu jeweils senkrechten Ebene eine Knotenebene. Oberhalb und unterhalb dieser Knotenebene haben sie unterschiedliche Phasen. Im Grundzustand haben sie die gleiche Energie; das nennt man entartet. 48

49 p-orbitale 2 R(r) r²r² z y z y z y + - x x - x 2p z 2p x 2p y 49

50 d-orbitale 1 d-orbitale haben fünf unterschiedliche Werte für m l : m l = -2,-1, 0, 1, 2: Alle d-orbitale sind im Grundzustand entartet, d.h. sie haben die gleiche Energie. d-orbitale haben zwei Knotenflächen mit unterschiedlichen Phasen auf beiden Seiten dieser Flächen. Positionen der Orbitale: 3 der d-orbitale liegen zwischen den Achsen: d xy, d xz, d yz 2 der d-orbitale liegen auf den Achsen: d x²-y², d z² 50

51 d-orbitale 2 R(r) r²r² d z² d xy d yz d xz d x²-y² 51

52 Elektronen und Orbitale 1 Pauli-Ausschlußprinzip: Elektronen in einem Atom können nie in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen. Es gibt eine vierte Quantenzahl, die Spinquantenzahl s. Der Spin ist der Eigendrehimpuls eines Elektrons. Die Spinquantenzahl kann die folgenden beiden Werte annehmen: s = - 1 2, Beides zusammen ergibt folgende Konsequenz: Jedes Orbital kann maximal 2 Elektronen mit unterschiedlichem Spin aufnehmen. 52

53 Elektronen und Orbitale 2 Anzahl der Orbitale und Elektronen bei vorgegeben Haupt- und Nebenquantenzahlen: Hauptquantenzahl Orbitale pro Unterschale Elektronen pro Unterschale Elektronen pro Schale

54 Elektronen und Orbitale 3 Elektronenkonfigurationen der ersten zehn Elemente Element Gesamtzahl Elektronen 1s 2s 2p Elektronenkonfiguration H 1 1s 1 He 2 1s 2 Li 3 1s 2 2s 1 Be 4 1s 2 2s 2 B 5 1s 2 2s 2 2p 1 C 6 1s 2 2s 2 2p 2 N 7 1s 2 2s 2 2p 3 O 8 1s 2 2s 2 2p 4 F 9 1s 2 2s 2 2p 5 Ne 10 1s 2 2s 2 2p 6 54

55 Energetische Abfolge der Orbitale Elektronen besetzen die zunächst energieniedrigsten Orbitale: innerhalb einer Schale, zuerst s, dann p-orbitale Regel von Hund: bei energiegleichen Orbitalen werden zunächst alle Orbitale mit einem einzelnen Elektron besetzt und zwar mit der gleichen Spinquantenzahl. Erst danach erfolgt die doppelte Besetzung der Orbitale. Die folgende Schemata zeigen die energetische Abfolge der Orbitale. 55

56 Energetische Abfolge der Orbitale 2 Die folgenden Abbildungen zeigen die energetische Abfolge der Orbitale und die Reihenfolge in der diese Orbitale mit Elektronen besetzt werden. 4p 3d 4s 3p 3s 6s 5s 4s 6p 5p 4p 5d 4d 5f 4f 2p 2s 3s 3p 3d 1p 2s 1s 2p 56

57 PSE und Orbitale 1 In der ersten und zweiten Gruppe werden jeweils die s- Orbitale mit zwei Elektronen aufgefüllt. In den Gruppen werden jeweils die p-elektronen aufgefüllt. In den Gruppen 3 12 werden die d-elektronen aufgefüllt. In der Gruppe 1 ist das s-orbital nur mit einem Elektron besetzt. In der Gruppe 2 ist dieses s-orbital jetzt mit zwei Elektronen besetzt. In Gruppe 13 erfolgt jetzt die Besetzung des ersten p-orbitals. In Gruppe 18 sind alle p-orbitale besetzt und die Schale damit abgeschlossen. Dies ist bei den Edelgasen der Fall, weshalb man die Elektronenkonfiguration auch als Edelgaskonfiguration bezeichnet. 57

58 Periodensystem mit Nebengruppen s-orbitale H 1 p-orbitale He 2 Li Be B C N O F Ne d-orbitale Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db

59 Edelgaskonfigurationen Bei den Edelgasen sind alle Orbitale einer Schale vollständig besetzt. Wir haben also die folgenden Elektronenkonfigurationen (mit eckiger Klammer): [He]: [Ne]: [Ar]: 1s 2 : 1s-Orbital mit 2 Elektronen 1s 2 2s 2 2p 6 = [He] 2s 2 2p 6 (10 El.) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = [Ne] 3s 2 3p 6 (18 El.) 8 Elektronen in äußersten Schale entspricht der Edelgaskonfiguration. Elektronen über den höchsten Edelgaskonfiguration heißen Valenzelektronen. Diese Valenzelektronen sind entscheidend für die Chemie des Elementes. 59

60 Atomradien 1 Der Van-der-Waals Radius ist der halbe Abstand von zwei Atomen, die sich gerade berühren, aber keine kovalente Bindung haben. Van-der-Waals Radius d Abstand zwischen den Kernen Bindungsradius 1/2d Der Atomradius (kovalenter Radius) ist der halbe Abstand der Kerne in einer kovalenten Bindung. 60

61 Kovalenzradien H 32 Li 134 Na 154 K 196 Rb 211 Cs 225 Fr 260 Be 90 Mg 130 Ca 174 Sr 192 Ba 198 Ra 215 B 82 Al 143 Ga 126 In 144 Tl 148 C 77 Si 111 Ge 122 Sn 141 Pb 147 N 70 P 106 As 121 Sb 138 Bi 146 O 69 S 102 Se 116 Te 135 Po 140 F 67 Cl 99 Br 114 I 133 At 145 He 28 Ne 69 Ar 97 Kr 110 Xe 130 Rn

62 Trends im Periodensystem 1 Die Atomradien sinken von links nach rechts. Die Atomradien steigen von oben nach unten. Die Kernladung steigt von links nach rechts in jeder Periode. Elemente der Gruppen 1-3 geben leicht Elektronen ab. Elemente der Gruppen 16 und 17 nehmen leicht Elektronen auf. Elemente der Gruppe 18 haben eine vollständig gefüllte Valenzschale, so dass weder Elektronen aufgenommen noch abgenommen werden können: es sind die Edelgase. 62

63 Elektronenaffinität 1 Atome können durch Aufnahme von Elektronen in negativ geladene Ionen, Anionen, überführt werden. Die Elektronenaffinität ist die Energiedifferenz zwischen dem Grundzustand eines einzelnen neutralen Atoms und dem Grundzustand des zugehörigen negativ geladenen Ions 63

64 Elektronenaffinität und Ionisationsenergie 2 Die Elektronenaffinität (Einheit: ev Elektronenvolt) stellt ein Maß dafür da, wie stark ein Molekül ein zusätzliches Elektron binden kann. Besonders hohe Werte für die Elektronenaffinität zeigen die Elemente der Gruppen 16 (Chalkogene) und 17 (Halogene). Das heißt, dass die Elemente dieser Gruppe gerne Elektronen aufnehmen und so in anionischer Form vorliegen. Aus Fluor wird durch die Aufnahme eines Elektrons das Fluoridanion. Aus Sauerstoff wird durch die Aufnahme von zwei Elektronen das Oxidanion. 64

65 PSE und Elektronenaffinitäten (ev) H -0,75 Li -0,62 Na -0,55 K -0,50 Rb -0,49 Cs -0,47 Fr Be +0,20 Mg +0,20 Ca +0,10 Sr +0,05 Ba +0,15 Ra B -0,28 Al -0,44 Ga -0,30 In -0,30 Tl -0,21 C -1,26 Si -1,28 Ge -1,2 Sn -1,2 Pb -0,36 N +0,07 P -0,75 As -0,81 Sb -1,07 Bi -0,95 O -1,46 S -2,08 Se -2,02 Te -1,97 F -3,40 Cl -3,62 Br -3,36 I -3,06 He +0,22 Ne +0,30 Ar +0,36 Kr +0,40 Xe +0,43 Po At Rn 65

66 Effektive Kernladung und Valenzelektronen Die effektive Kernladung ist Ladung, die die Valenzelektonen noch spüren, dem die gesamte Kernladung durch die inneren Elektronen abgeschirmt wird. Valenzelektronen Elektronen in der Elektronenhülle eines Atoms nach der letzten Edelgaskonfiguration Na: [Ne] 3s 1 ein Valenzelektron O: [He] 2s 2 2p 4 6 Valenzelektronen Pd: [Kr] 4d 10 5s 0 10 Valenzelektronen 66

67 Elektronenaffinität und Ionisierungsenergie 3 Den umgekehrte Vorgang, d.h. die Entfernung eines Elektrons aus einem neutralen Atom nennt man die Ionisierung. Die dazu nötige Energie heißt Ionisierungsenergie. Die Energie, die zum Entfernen des am schwächsten gebundenen Elektrons nötig ist, nennt man 1. Ionisierungsenergie (Maxima: Edelgasen, Minima: Alkalimetallen). Beide Größen ändern sich periodisch. Die nächsten Folien zeigt diese Energien. 67

68 Ionisierungsenergien und PSE 68

69 Elektronegativität 1 Die Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms Elektronen anzuziehen. Sie steigt innerhalb einer Periode von links nach rechts. Innerhalb der zweiten Periode von 1 bei Lithium in 0,5 Schritten bis zu 4 bei Fluor. Die Werte wurden mehr oder minder willkürlich gewählt. Der Grund für die ansteigende Elektronegativität innerhalb einer Periode liegt in der steigenden Kernladungszahl. 69

70 PSE und Elektronegativitäten H 2.1 Li 1.0 Na 0.9 K 0.8 Rb 0.8 Cs 0.7 Fr Be 1.5 Mg 1.2 Ca 1.0 Sr 1.0 Ba 0.9 Ra B 2.0 Al 1.5 Ga 1.6 In 1.7 Tl 1.8 C 2.5 Si 1.8 Ge 1.8 Sn 1.8 Pb 1.8 N 3.0 P 2.1 As 2.0 Sb 1.9 Bi 1.9 O 3.5 S 2.5 Se 2.4 Te 2.1 F 4.0 Cl 3.2 Br 2.8 I 2.6 He Ne Ar Kr Xe Po At Rn 70

71 Elektronegativität 2 Die wichtigste Konsequenz der Elektronegativitäten ist der Einfluss auf die Elektronenverteilung innerhalb chemischer Bindungen. Unterscheiden sich die Elektronegativitäten zweier Atome, so liegt je nach Ausmaß dieses Unterschiedes entweder eine polare kovalente Bindung oder eine Ionenbindung vor. Bis zu einer Differenz von ca. 1,7 liegen polare kovalente Bindungen vor. 71

72 Elektronegativität 3 Ist die Differenz größer, so werden Ionenbindungen gebildet. Das Konzept der Elektronegativität erlaubt somit eine beträchtliche Vorhersage im qualitativen Sinne, wie die Bindungen zwischen Atomen gestaltet sind. Beispiel: Lithium hat eine Elektronegativität von 1. Fluor hat eine Elektronegativität von 4. Daraus können wir schließen, dass beide Elemente mit einander einen Ionenverbindung bilden werden. Wasserstoff (2.2) und Sauerstoff (3.5) werden somit kovalente Bindungen eingehen. 72

73 Konkrete Beispiele von Verbindungen: Elektronegativität 4 HCl ist ein polares lineares Molekül, da sich die Elektronegativitäten von Wasserstoff (2.2) und Chlor (3.2) unterscheiden. Die Differenz allerdings nicht so groß ist, dass eine Ionenbindung vorliegt. Wasserstoff mit der kleineren Elektronegativität stellt den positiven Pol dar, Chlor mit der größeren Elektronegativität den negativen Pol. NaCl: Hier ist Elektronegativitätsdifferenz so groß, dass hier eine Ionenbindung vorliegt. NaCl besteht also aus einem Na + Kation und einem Cl - Anion, die durch elektrostatische Anziehung aneinander gebunden werden. 73

74 Naturkonstanten Konstante Symbol Zahlenwert Avogadro-Zahl N A 6, * mol -1 Bohr-Radius a 0 5,29177 * m Elektron, Ruhemasse 9,10939 * g 5, * 10-4 u Elementarladung e 1, * Faraday-Konstante F = N A e 9, * 10 4 C * mol -1 Ideale Gaskonstante R 8,31451 J * mol -1 * K -1 8,31451 kpa * L * mol -1 * K -1 Lichtgeschwindigkeit c 2, * 10 8 m * s -1 Molares Volumen eines idealen Gases Neutron, Ruhemasse V m 22,4141 L * mol -1 1, * g 1, u Planck-Konstante h 6, * J * s Proton, Ruhemasse 1, * g 1, u Normal-Fallbeschleunigung g m 9,80665 m * s -2 74