Chemie Zusammenfassung 2 - FSMB

Chemie Zusammenfassung
Vorlesungsteil II - Atombau und Periodensystem
Zwei wichtige Formeln dazu:
Coulombkraft:
beschreibt die Kraft zwischen zwei kugelsymmetrisch verteilten
elektrischen Ladungen mit 1/4πε0 = 8,987f x 10^9 Vm/As
Schrödinger Gleichung:
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:
-
Formeln für Radius und Energie
Elektron nicht auf beliebigen Kreisbahnen
Bahndrehimpuls mvr = Vielfaches der
Grundeinheit h/2π
Radius der Elektronenbahn ändert sich
sprunghaft. Quantensprung=> elektrom.
Strahlung
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:
Atomisierungsenthalpie:
Die Standardenthalpie für den Zerfall
eines Stoffes (eines Elements oder einer
Verbindung) in seine Atome nennt man
Atomisierungsenthalpie ∆AH°.
Ionisierungsenergie:
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)

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