Begriffe, Definitionen. Begriffe, Definitionen

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1 Elemente, Verbindungen, Moleküle, le, Atome, Elementarteilchen, Neutronen, Isotope,... Elementsymbol: A Z X Beispiel: 35 Cl 17 X: Elementsymbol Z: rdnungszahl, Zahl der Protonen A: Massenzahl, Zahl der Nucleonen (Kernteilchen, d.h. die Summe Protonen + Neutronen) 17 Protonen 17 Elektronen 18 Neutronen Chemie im Nebenfach 1 Für r die chemischen Eigenschaften der Atome ist die Struktur der Elektronenhülle lle entscheidend: Elektronenkonfiguration: Verteilung der Elektronen eines Atoms auf die verschiedenen rbitale. Einbauvorschriften: Die vier Quantenzahlen Das Pauli-Prinzip Prinzip Die Hund sche Regel Chemie im Nebenfach 2

2 Zur Erinnerung: a) Die Hauptquantenzahl n (Schale) Sie bestimmt die Größ öße e des rbitals,, die wiederum proportional zur Energie des Elektrons ist. n = 1, 2, 3, 4,... Zahl der Elektronen: 2n 2 K, L, M, N n = 1 2 n = 2 8 n = Je größ ößer n, desto größ ößer ist die Entfernung vom Atomkern. Je größ ößer n, desto höher h her ist die Energie des Elektrons. Chemie im Nebenfach 3 b) Die Nebenquantenzahl l (Unterschale) Sie sie gibt Auskunft über die Gestalt eines rbitals. Mögliche Zahlenwerte sind: l n 1 l : n - 1 Symbol : s p d f... c) Die magnetische Quantenzahl m l (rbital) Sie beschreibt die rientierung des rbitals im Raum Mögliche Zahlenwerte sind: - l m l + l Chemie im Nebenfach 4

3 Beispiele für Werte von m l und l l m l Zahl der rbitale Bezeichnung s p x p y p z d x 2 y 2 d z 2 d xy d xz d yz d) Die Spinquantenzahl (Elektronenspin) s Mögliche Zahlenwerte: +½ oder ½ Chemie im Nebenfach 5 Besetzung der rbitale mit Elektronen: Pauli-Prinzip Prinzip (Ausschließungsprinzip): ungsprinzip): Ein Atom darf keine Elektronen enthalten, die in allen 4 Quantenzahlen (n, l, m und s) übereinstimmen. bereinstimmen. Hund sche Regel: Die rbitale einer Unterschale werden so besetzt, dass eine maximale Zahl von ungepaarten Elektronen (mit parallelem Spin) resultiert. Chemie im Nebenfach 6

4 Besetzung der rbitale mit Elektronen: Beispiele: 6C C [He] 2s 2 2p 2. 1s 2 2s 2 2p 2 8 [He] 2s 2 2p 4. 1s 2 2s 2 2p 4 Bestrebung: Elektronenkonfiguration des Edelgases erreichen. Chemie im Nebenfach 7 Die Ionisierungsenergie I Definition: Die Ionisierungsenergie ist die aufzuwendende Energie, die mit dem folgenden Prozess verknüpft ist: E(g) E(g) + + e - (I 1 ) bzw: E(g) + E(g) 2+ + e - (I 2 ) usw. Die Ionisierungsenergie wird in der Einheit ev (Elektronenvolt) oder in kjmol -1 angegeben. Chemie im Nebenfach 8

5 Die Ionisierungsenergie I Gesetzmäß äßigkeiten: a) Die höchste h Ionisierungsenergie findet man bei den Edelgasen, die niedrigste bei den Alkalimetallen. b) Zusammenhänge nge zwischen Ionisierungsenergie und der Stellung des Elementes im Periodensystem: I (z eff e 2 ) / r (folgt aus F (q 1 q 1 ) / r 2 z eff : effektive Kernladung e : Elementarladung r : Radius der Elektronenbahn F : Kraft q : elektrische Ladung Es folgt: I nimmt zu in den Perioden ( z eff steigt) I nimmt ab in den Gruppen (Abschirmung der Kernladung steigt) Chemie im Nebenfach 9 c) Die Ionisierungsenergie nimmt mit dem Ionisierungsgrad zu: I 1 < I 2 < I 3 <... d) Man beobachtet einen großen Sprung der Werte bei der Unterschreitung der Edelgaskonfiguration: I 1 H He Li Be N C B Ne F Na Ar Kr Xe K Rb Cs Edelgase Alkalimetalle rdnungszahl Chemie im Nebenfach 10 Rn

6 e) Unstetigkeiten im Verlauf der Werte der Ionisierungsenergie findet man beim: Übergang von Übergang von Die Elektronenaffinität E A Definition: Die Elektronenaffinität t ist die aufzuwendende Energie, die mit dem folgenden Prozess verknüpft ist: E(g) + e - ns nach p np 3 nach np 4 z.b. von Be nach B z.b. von N nach E(g) - Die Elektronenaffinität ist wie die Ionisierungsenergie eine Energieform und wird in der Einheit ev (Elektronenvolt) oder in kjmol -1 angegeben. In vielen Fällen wird bei dem o.g. Prozess Energie freigesetzt. Chemie im Nebenfach 11 Die Elektronenaffinität E A Beispiele: Cl (g) (g) + e - Cl - (g) + e - - (g) - (g) + e + e - 2- (g) E A = -349 kjmol -1 E A = -141 kjmol -1 E A = +845 kjmol -1 Tendenz im Periodensystem: Innerhalb einer Periode findet man eine Zunahme der freigesetzten Energie E A. Die Halogene zeigen die größte Elektronenaffinität. Chemie im Nebenfach 12

7 Die Elektronegativität X E Die Elektronegativität t ist ein Maß für r das Bestreben eines Atoms in einer Verbindung die Bindungselektronen an sich zu ziehen. Quantitative Werte für f X E werden auf verschiedene Arten berechnet bzw. abgeschätzt: Pauling Skala: Mullikan-Skala: Basis ist die Bindungsenergie X E (I + E A ) / 2 Allred-Rochow Rochow-Skala: X E -Werte: X E z eff / r 2 Große Werte bei Halogenen (X E (F) = 4.0) Kleine Werte bei Alkalimetallen Sonstige, z.b.: X E (H) = 2.2; X E (C) = 2.6 Chemie im Nebenfach 13 Vorkommen: 108 Elemente: - 11 gasförmig (H 2, 2, N 2, F 2, Cl 2, Edelgase) - 2 flüssig (Br 2, Hg) - alle übrigen Elemente sind fest Mehr als 75% aller Elemente sind Metalle Halbmetalle finden sich im Periodensystem im Übergangsbereich von Nichtmetallen zu Metallen, z.b. Bor (B), Silicium (Si), Germanium (Ge), Arsen (As), Selen (Se), Antimon (Sb), Wismut (Bi),... Eigenschaften: Trends im Periodensystem Innerhalb der Perioden steigt die effektive Kernladung z eff an, somit gilt für: f Atomradien r E : Ionisierungsenergie I: Elektronegativität t X E : Abnahme von r E Zunahme von I Zunahme von X E Chemie im Nebenfach 14

8 Eigenschaften: Trends im Periodensystem Innerhalb der Gruppen werden die Schalen erweitert (die Hauptquantenzahl n steigt jeweils um 1), somit gilt für: f Atomradien r E : Ionisierungsenergie I: Elektronegativität t X E : Zunahme von r E Abnahme von I Abnahme von X E Chemie im Nebenfach 15 Grenztypen der chemischen Bindung Die Ionenbindung Die Atombindung Die metallische Bindung Die van der Waals Bindung a) Die Ionenbindung (heteropolare Bindung) Bei der folgenden Elementkombination findet man den Typ der Ionenbindung: Element(1) mit kleiner X E + Element(2) mit großer X E z.b.: Metalle Halogene Halogenide A + B Sauerstoff xide Schwefel Sulfide Chemie im Nebenfach 16

9 a) Die Ionenbindung (heteropolare Bindung) Grundlegendes zur Ionenbindung: Elektronegativitäten: ten: Die Summe X E ist mittelgroß Die Differenz (X A, X B ) ist groß Generell: Natur der Bindung: Aggregation: Kation n + / Anion m- elektrostatische Wechselwirkung (Coulomb-Energie) lagert allseitig A - an und umgekehrt. hrt zu sog. Ionengittern. Jedes A + lagert allseitig A Das führt f zu sog. Triebkraft für f r die Bindung: Gitterenergie (E( gitter ). Chemie im Nebenfach 17 Haber-Born Born-Kreisprozess zu Ermittlung der Gitter-Energie Energie: Beispiel: Na(s) + ½ Cl 2 (g) H f Standard Bildungsenthalpie NaCl(s) H s Sublima- tions- Enthalpie Na(g) H D Dissoziations- Energie Cl(g) E A Elektronen-Affinität I Ionisierungsenergie E Gitter Gitter- Energie Cl - (g) + Na + (g) I ½ H D E A + H f = H B = H s E Gitter Chemie im Nebenfach 18

10 Atomanordnung Die Anordnung der Ionen im Gitter wird vom Streben nach dem energieärmsten rmsten Zustand bestimmt. Das führt f zu einer möglichst m dichten Packung der Ionen. Wichtige Strukturtypen für f r die Zusammensetzung AB Ionenradien- Koordinations- Geometrie Struktur- Verhältnis (r + /r - ) Zahl (KZ) Typ Tetraeder ZnS ktaeder NaCl > Würfel CsCl Chemie im Nebenfach 19 AB Strukturen Cäsiumchlorid: CsCl-Typ Kristallstrukturen DSF-Datei Chemie im Nebenfach 20

11 AB Strukturen Natriumchlorid: NaCl-Typ Kristallstrukturen DSF-Datei Chemie im Nebenfach 21 AB Strukturen Kristallstrukturen Zinksulfid: ZnS-Typ Typ, Zinkblende-Typ DSF-Datei Chemie im Nebenfach 22

12 b) Die Atombindung (kovalente( Bindung) Grundlegendes zur Atombindung: Elektronegativitäten: ten: Die Summe X E ist groß Die Differenz (X A, X B ) ist klein Die Edelgaskonfiguration in den rbitalen wird durch die gemeinsame Nutzung von Elektronenpaaren erreicht. Beispiele: H 2, N 2, F 2, CCl 4, C 2, (CH 2 ) n, Diamant, Graphit,... Beschreibung: valence bond theory (VB-Theorie) molecular orbital theory (M-Theorie) Chemie im Nebenfach 23 Die VB-Methode: Hybridisierung: Beispiel: Kohlenstoff in Methan, CH 4 Lineare Combination der Atomorbitale (LCA) s, p und d. Grundzustand 2s 2 2p 2 Promotion Angeregter Zustand 2s 1 2p 3 Hybridisierung ㅣ ㅣ ㅣ ㅣ und teilweise Spinumkehr Valenzzustand sp 3 Hybrid tetraedrische Ausrichtung der rbitale Chemie im Nebenfach 24

13 Analog: sp 2 - Hybrid trigonal planar sp - Hybrid linear Hybridisierungsmodell Struktur, d.h. die geometrische Anordnung der Atome zueinander Zahl der Hybridisierung Geometrie Beispiel rbitale n (Struktur) (X=Halogen (Ph( Ph=Phenyl) 2 sp linear BeX 2 3 sp 2 trigonal planar BX 3 4 sp 3 tetraedrisch CX 4, SiX 4 5 sp 3 d trigonal bipyramidal PX 5 tetragonal pyramidal SbPh 5 6 sp 3 d 2 oktaedrisch SF 6 Chemie im Nebenfach 25 Mehrfachbindungen: Gleichzeitige Nutzung mehrere rbitale σ - Bindung (liegt in der Achse der Atomschwerpunkte) π - Bindung (liegt außerhalb der Achse der Atomschwerpunkte) Beispiele: H 2 C = CH 2, HC CH,... Elektronenpaar-Absto Abstoßung und Molekülgeometrie lgeometrie (Gillespie-Nyholm-Modell) Grundlagen: Die Verteilung der Elektronen nach dem Pauli-Prinzip; Prinzip; d.h. Elektronen mit gleichem Spin können nicht die gleichen rbitale besetzen. Somit entfernen sich Elektronen mit gleichem Spin soweit wie möglichm voneinander. Chemie im Nebenfach 26

14 Voraussagen: Diese Grundlagen erlauben Voraussagen über die Koordinationsgeometrie (Molekülgeometrie); lgeometrie); VSEPR-Theorie (valence( alence-shell elektron-pair repulsion). Definition von Symbolen: A: Zentralatom X: Substituent an A E: einsames Elektronenpaar, nicht-bindendes Elektronenpaar. Beispiele: H 2 : : Element der 6. Hauptgruppe, 6 Elektronen in der äußeren Schale (Hauptquantenzahl n=2), Valenzschale. H H XeF 4 : AX 4 E 2 oktaedrisch Die E werden wie normale Substituenten behandelt, somit AX 2 E 2, tetraedrische Geometrie (Konfiguration) Chemie im Nebenfach 27 Berücksichtigung der Regeln: a) Einsame Elektronenpaare beanspruchen mehr Platz als bindende Elektronenpaare. Konsequenz: Verbindung Typ: Winkel X CH 4 AX 4 NH 3 AX 3 E H 2 AX 2 E 2 104,5 Winkel X-A-X X 109,5 107,3 104,5 a) Mehrfachbindungsorbitale sind größ ößer als Einfachbindungsorbitale. Konsequenz: Phosgen: Cl 2 C C Cl Cl Typ: AX3 ideal wäre Winkel Cl - C Cl: 120 tatsächlich Winkel Cl C Cl: 111 Chemie im Nebenfach 28

15 c) Der Raumbedarf von bindenden Elektronenpaaren nimmt mit steigender Elektronegativität t der Substituenten X ab. Konsequenz: Bspl.. Typ AX 3 E Verbindung: PI 3 PBr 3 PCl 3 PF 3 Winkel X-A-X: X X: (Die Elektronegativität t XE nimmt von I nach F zu.) d) Der Raumbedarf von Elektronenpaaren im Periodensystem der Elemente (PSE) nimmt von links nach rechts ab, von oben nach unten zu. Konsequenz: Winkel X-E-X X X wird kleiner in der Reihe H 2 > H 2 S > H 2 Se ebenso in der Reihe NH 3 > PH 3 > AsH 3 Chemie im Nebenfach 29 Die Molekülorbitaltheorie lorbitaltheorie (M-Theorie): - Ein Verfahren zu Berechnung von Molekülorbitalen lorbitalen auf der Basis der Quantenmechanik - Meist verwendet man LCA M Rechenverfahren zur Bildung von Molekülorbitalen lorbitalen (M) aus Atomorbitalen (A). - Drei Fälle F für f r die M-rbitale rbitale sind zu unterscheiden: Bindende M (Energieabsenkung vergl.. mit A) Nichtbindende M ( energieneutral( energieneutral ) Antibindende M (Energie liegt höher h her als in den A) Chemie im Nebenfach 30

16 - Beispiele: Das H 2 Molekül Energie σ* σ σ : bindendes rbital, σ* : anti- bindendes rbital H a H 2 H b Chemie im Nebenfach 31 - Beispiele: Das He 2 Molekül Energie σ* σ σ : bindendes rbital, σ* : anti- bindendes rbital He a He 2 He b Chemie im Nebenfach 32

17 - Bindungsordnung: Bindungsordnung = ½ (Zahl der bindenden Elektronen Zahl der anti-bindenden Elektronen) Für r H 2 : Bindungsordnung = 1 Für r He 2 : Bindungsordnung = 0 - Kombination von s-rbitalen: s Kombination von p-rbitalen: p und: σ, σ* - Ms σ, σ* - Ms π, π* - Ms - Vorteil der M-Beschreibung der Bindungsverhältnisse in Molekülen: len: Detallierter und genauer. Makroskopische Eigenschaften der Moleküle können auf der Basis der M-Theorie (besser) erklärt rt werden. Chemie im Nebenfach 33 - Beispiel: Das 2 Molekül Elektronenkonfiguration im -Atom: [He] 2s 2 E 2p 2s σ*(2p) π*(2p) π(2p) σ*(2s) σ(2s) σ(2p) 2p 4 2p 2s a 2 b Chemie im Nebenfach 34

18 Bindungsenergien unterschiedlicher Bindungstypen Art der Bindung Bindungsenergie in kj/mol Kovalente, ionische, koordinative und Metallische Bindung Wasserstoffbrückenbindung van-der-waals Bindung 10 Chemie im Nebenfach 35 Exkurs: Übungen zur Darstellung der Bindungsverhältnisse in Molekülen len durch Valenzstrichformeln Es ist zu achten auf: Die ktett-regel Regel: Die Atome von Elementen der 2. Periode des PSE können k maximal 4 kovalente Bindungen ausbilden, da nur 4 rbitale für f r Bindungen zur Verfügung stehen. Beispiel HN 3 : H N H N FALSCH!!! Richtig! Chemie im Nebenfach 36

19 Mesomerie: : Die wirkliche Ladungsdichteverteilung läßt sich mit nur einer Valenzstrichformel nicht beschreiben. Sie ergibt sich aus der Überlagerung mehrer Grenzstrukturen. Beispiele: zon, 3 : Nitrat, N- 3 : Amid-Funkt.: N R C NR 2 N N Chemie im Nebenfach 37 R C NR 2 Doppelbindungsregel: Bei Atomen höherer h herer Perioden (>2) ist die Neigung geringer, (p-p) p)π-bindungen auszubilden. Vergleiche: N 2 : stabil, aber P 2 :: instabil ( P 4 ) 2 : stabil, aber S 2 :: instabil ( S 8 ) Isostere Moleküle: le: Übereinstimmung bei (1) Zahl der Atome (2) Zahl der Elektronen (3) Anordnung der Elektronen (4) Summe der Kernladungszahlen Beispiel; C und N 2 Isoelektronische Moleküle: le: Übereinstimmung in ⑴, ⑵ und ⑶ Beispiel: CN - und N + Chemie im Nebenfach 38