Übungsblatt Nr. 2 Themengebiete: Orbitaltheorie, Chemische Bindung, Hybridisierung 1. Beschreiben Sie mit eigenen Worten (KEINE Fachsprache!) stichpunktartig die Quantenzahlen der Orbitaltheorie. 2. Was halten Sie von der nachfolgenden Begründung für die maximale Anzahl von Elektronen in einem Orbital ausgehend vom Pauli-Verbot? Elektronen müssen sich in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden und die Spinquantenzahl s erlaubt nur zwei Orientierungen im Raum, somit können sich in einem Orbital nur max. 2 Elektronen befinden. 3. Was halten Sie von der nachfolgenden Begründung der Hundsche Regel? Alle Orbitale werden zuerst einfach und dann doppelt besetzt. 4. Welche stabilen Elektronenkonfigurationen kennen Sie? Warum ist auch der Edelgaszustand für Hauptgruppenelemente ein sehr stabiler Zustand? 5. Zeigen Sie jeweils an einem Haupt- und einem Nebengruppenelement bitte - die vollständige Elektronenkonfiguration - die Kurzschreibweise - die Valenzelektronenkonfiguration 6. Beschreiben Sie die Vorgehensweise bei der Ermittlung der Valenzelektronenkonfiguration von Haupt- und Nebengruppenelementen? 7. Was verstehen Sie unter einer optimierten Elektronenkonfiguration? Zeigen Sie dies an zwei Beispielen. 8. Begründen Sie anhand der Orbitaltheorie die Ionenladung(en) der Elemente: Barium, Chlor, Zink und Eisen 9. Anwendung der Orbitaltheorie auf chem. Bindungen: - Wie entstehen chem. Bindung aus Sicht der Atomorbitaltheorie? - Welche Orbitale sind für Einfach- und welche für Mehrfachbindungen geeignet? - Was verstehen Sie unter Hybridisierung und warum machen wir das? 10. Beschreiben Sie die Bindungen eines Kohlenstoffatoms, wenn dieses sp3-, sp2- oder sp-hybridisiert ist. 11. Entwickeln Sie bitte mit der Orbitaltheorie die Bindungsverhältnisse im Wasser-Molekül und benennen Sie die Bindungen.