Chemie Zusammenfassung Vorlesungsteil II - Atombau und Periodensystem Zwei wichtige Formeln dazu: Coulombkraft: Schrödinger Gleichung: beschreibt die Kraft zwischen zwei kugelsymmetrisch verteilten elektrischen Ladungen mit 1/4πε0 = 8,987f x 10^9 Vm/As beschreibt die räumliche und zeitliche Entwicklung des Zustands eines Quantensystems. Ihre Lösungen werden Wellenfunktionen genannt. Die Elemantarteilchen: Teilchen Ladung Masse Spin Ausüb.Kraft Proton +e 1,007u 1/2 Coulomb-,Kernkraft Neutron - 1,008u 1/2 Kernkraft Elektron -e 0,0005u 1/2 Coulombkraft Atomare Größen: 1 u = 1.661 10^-27 kg; 1 e = 1.602 10^-19 C Häufigkeitsverteilung der Elemente im Universum: - H: 90 %; He: ca. 10 %, vom Rest 50% O - Exponentieller Abfall bis A=50: Coulomb-Barierre. - Li, B, Be sehr selten: Zerstörung durch Kernreaktionen schon bei geringen Temperaturen möglich - Maximum bei Eisen-56: Stabilstes Element. Bei hohen Temperaturen überleben bevorzugt Elemente mit der höchsten Bindungsenergie pro Nukleon. Atom-Nomenklatur:
Das Isotop und seine Freunde: Radioaktivität: Durch α- und β-zerfall entstehen Zerfallsketten von bspw. von Uran(238/92) bis Blei(206/82) Bohr'sches Atommodell: Berechnung über Fz = FCoulomb Bohr sche Postulate: - Elektron nicht auf beliebigen Kreisbahnen - Bahndrehimpuls mvr = Vielfaches der Grundeinheit h/2π - Radius der Elektronenbahn ändert sich sprunghaft. Quantensprung=> elektrom. Strahlung Formeln für Radius und Energie
Beim Übergang von einer Schale auf eine andere Schale wird Strahlung emittiert. Über die Energien der beiden Niveaus kann die Frequenz und die Wellenlänge der Strahlung Berechnet werden. Je nach Ursprungs- und Endschale des Quantensprungs ergibt sich ein Linienspektrum mit verschiedenen Serien. Orbitale: - Laut de Broglie befindet sich ein Elektron auf einer stehenden Welle im Kernpotential auf Bohr schen Bahnen. - Laut Heisenberg und seiner Unschärferelation kann das Elektron als verschmierte stehende Welle im Kernpotential veranschaulicht werden Aus diesen Ansichten entseht das Orbital. Die Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons wiederum kann über die Schrödingergleichung berechnet werden. Diese beschreibt die Orbitale, indem sie den Elektronen Quantenzahlen zuordnet. Dies geschieht durch die Anwendung des Hamiltonoperators auf die Wellenfunktion ψ. Hauptquantenzahl: - legt die Lage des Energieniveaus des Elektrons fest ( Schale ) - definiert das Schalensymbol (K,L,M,N,O,...) Nebenquantenzahl: - legt die Größe des Bahndrehimpulses fest. - definiert das Orbitalsymbol (s,p,d,f,g,...) Magnetquantenzahl: - legt die Orientierung des Bahndrehimpuls relativ zu einem äußeren Magnetfeld fest Spinquantenzahl: - legt den Spin des Elektrons fest
Mehrelektronensysteme: Auffüllen der Schalen nach steigender Energie Penetration and Shielding Die inneren Elektronenschalen schirmen (S = Abschirmung) die Kernladung Z gegen die äusseren Elektronen ab. Damit wirkt auf letztere nicht die volle, sondern eine reduzierte, effektive Kernladung : Zeff Dabei schirmen nur ganz innen liegende Schalen vollständig, d.h. entsprechend ihrer Elektronenzahl ab. Elektronen in weiter außen liegenden Schalen schirmen nur zu 80% bzw. 30% ab. Die effektive Kernladung kann mit Hilfe der Slater-Regeln abgeschätzt werden: Abschirmung innerhalb derselben Hauptschale: S(ns, np) = 0.35 aber S(1s) = 0.30. Abschirmung durch die erste darunterliegende Hauptschale: S([n-1]s, p, d, f) = 0.85. Abschirmung durch alle weiteren Hauptschalen davor: S([n-m]s, p, d, f) = 1.00, m >=2. Erst diese Schalen schirmen vollständig ab, d.h. jedes Elektron schirmt eine ganze Kernladung ab.
Auffüllregeln für die Elektronenhülle: 1. Pauliprinzip: Das Pauliprinzip besagt, dass Elektronen, die den gleichen Raum belegen, sich in mindestens einer Quantenzahlen unterscheiden müssen. 2.Energieabfolge der Orbitale: Allgemeines Auffüllschema und Änderungen durch Penetration/Shielding beachten 3. Hund sche Regeln: Die Hund sche Regel besagt, dass wenn für die Elektronen eines Atoms mehrere Orbitale/Nebenquanten mit gleichem Energieniveau zur Verfügung stehen, werden diese zuerst mit je einem Elektron mit parallelem Spin besetzt. Erst wenn alle Orbitale des gleichen Energieniveaus mit jeweils einem Elektron gefüllt sind, werden sie durch das zweite Elektron vervollständigt. 4. Stabilität kugelsymmetrischer Ladungsverteilung Stabilität halb und vollbesetzter Schalen oder Unterschalen =>Konfigurationsanomalien, v.a. Nebengruppen (geringer Energieunterschied ns / (n-1)d etc.) Aus diesen Regeln entstand das Periodensystem der Elemente
Ordnungsprinzipien im PSE - Die Elemente werden nach ihrer Kernladungszahl angeordnet. - Eigenschaften der Elemente wiederholen sich periodisch. - gleichartigen Elemente werden zu Gruppen zusammengefasst. Radien der Elemente: Unterscheidung von drei Radien: Ionisierungsenergie: Atomisierungsenthalpie: Die Standardenthalpie für den Zerfall eines Stoffes (eines Elements oder einer Verbindung) in seine Atome nennt man Atomisierungsenthalpie A H. Die Ionisierungsenergie hängt stark von der Anziehungskraft zwischen Atomkern und dem zu entfernenden Elektron ab, welche sich nach der Coulomb Formel berechnet. Demnach steigt die 1. Ionisierungsenergie innerhalb einer Periode stetig an, weil die Kernladungszahl z zunimmt. Innerhalb einer Gruppe dagegen sinkt die Ionisierungsenergie von oben nach unten, weil der Abstand r zwischen Kern und Elektron immer größer wird.
Elektronenaffinität: Elektronenaffinität ist die Energie, die bei der Aufnahme eines Elektrons frei wird. Obwohl die Elektronenaffinitäten im Periodensystem zum Teil stark variieren sind einige periodische Trends deutlich erkennbar. So besitzen Nichtmetalle in der Regel eine größere Elektronenaffinität als Metalle. Elektronegativität: Elektronegativität (nach Pauling) ist ein relatives Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer chemischen Bindung das Bindungselektronenpaar an sich zu ziehen. Sie wird unter anderem von der Kernladung und dem Atomradius bestimmt. Die Elektronegativität kann daher als Anhaltspunkt für die Polarität und den Ionenbindungscharakter einer Bindung genommen werden: Je höher der Unterschied in der Elektronegativität der gebundenen Elemente, desto polarer ist die Bindung.
Oxidationszahlen: 1. Elemente haben immer eine Oxidationszahl 2. Oxidationszahlen von Ionen entsprechen immer der Ionenladung 3. Oxidationszahlen einzelner Elemente in Verbindungen: A) Die Summe von Ladung und formalen Oxidationszaheln = 0 B) OZ von F ist immer (-I) C) OZ von Metallen ist (fast) immer positiv (Ausnahmen z.b. Natride, Carbonylmetallate...) D) OZ von H ist (fast) immer (+I) (Ausnahmen z.b. Metallhydride) E) Die OZ von O ist (-II) (meistens) (-I), (+II)