AC: Materie, Stoffe und Stoffeigenschaften Flashcards
1
Q
Welche Elementarteilchen befinden sich im Kern?
A
Neutronen und Protonen (Nukleonen)
2
Q
Wie gross ist der Radius einer Elektronenhülle?
A
ca. 100 pm (pikometer) = 10^5 fm (femtometer)
3
Q
Ladung der drei Elementarteilchen
(3)
A
- Protonen tragen eine positive Ladung
- Neutronen sind neutral geladen
- Elektronen tragen eine negative Ladung
4
Q
Relative Masse der drei Elementarteilchen
A
Die relative Masse der Protonen und Neutronen ist ca. 2000 mal grösser als die der Elektronen
5
Q
Elektroneutralität
A
Ein Atom hat gleichviel Protonen wie Elektronen
( #Protonen = #elektronen)
6
Q
Ordnungszahl (Z)
(3)
A
= Zahl der Protonen im Kern
= Kernladungszahl
= Zahl der Elektronen (weil es gleichviele Protonen wie Elektronen sind)
7
Q
Massenzahl (A)
A
= Summe von Protonen und Neutronen
8
Q
Isotope eines Elements
A
Nuklide mit gleichem (Z) und ungleichem (A)
(untere Zahl gleich, obere Zahl anders= also gleiche Anzahl Protonen und Elektronen aber ungleiche Anzahl Neutronen)
9
Q
Nuklid
A
Atom mit bestimmter Ordnungs- und Massenzahl
10
Q
Instabile Nuklide (Isotope)
A
- sind radioaktiv
11
Q
Was kann eine Vergrösserung der Massenzahl eines Isotops bewirken?
A
- gewisse Vorgänge sind langsamer
12
Q
leichte Elemente (mit kleinem Z)
A
Protonenzahl = Neutronenzahl
13
Q
schwere Elemente (mit grossem Z)
A
Protonenzahl < Neutronenzahl
14
Q
Warum sind es mehr Neutronen als Protonen in einem schweren Element? *******
A
- weil die Neutronen dem Atomkern zusammenhalt geben gegen die Abstossung der positiven Protonen
15
Q
Reinelemente
A
- Elemente mit nur einem stabilen Isotop
16
Q
Die Elemente und ihre Symbole:
Wasserstoff=
Kohlenstoff=
Sauerstoff=
Natrium=
Chlor=
Calcium=
Eisen=
A
- H
- C
- O
- Na
- Cl
- Ca
- Fe
17
Q
Avogadro-Konstante
A
6.02 x 10 ^23 mol ^-1
= 1 mol
18
Q
Rolle der Hauptquantenzahl (n) (4)
A
- gibt an auf welcher Schale sich das Elektron befindet
- gibt das energielevel des Elektrons an (Niveaus haben mit steigendem wert der Hauptquantenzahl höhere Energie, also desto näher sich die Schale am Kern befindet desto geringer ist das Energieniveau)
- (schale K) n=1, (schale L) n=2, (schale M) n=3, (schale N) n=4
- die maximale Elektronenzahl ist 2n^2
19
Q
Rolle der Nebenquantenzahl (l) (4)
A
- gibt die form des orbitals in einem Atom an
- nebenquantenzahl ist immer kleiner als die Hauptquantenzahl
- (s) l=0, (p) l=1, (d) l=2, (f) l=3
- maximale Elektronenzahl ist n-1
20
Q
Rolle der Magnetquantenzahl (m) (5)
A
- ist für die Ausrichtung verantwortlich
- zur räumlichen Unterscheidung der orbital in einer Unterschale
- magnetquantenzahl ist von der Nebenquantenzahl (l) abhängig
- werte zwischen -l bis +l (as in nebenquantenzahl nicht 1)
- bei einem nebenquantenzahl (l) wert von 2 (l=2), kann die Magnetquantenzahl -2, -1, 0, 1, 2, sein
21
Q
Rolle der Spinquantenzahl (s) (6)
A
- sagt aus wie die Rotation (SPIN) eines Elektrons ist
- alle Elektronen rotieren sich um ihre eigene Drehachse
- diese Rotation erfolgt mit oder gegen den Uhrzeigersinn
- Um die beiden Drehrichtungen auseinanderzuhalten braucht man = -½ oder +½
- auch Pfeile werden gebraucht = ⇡(SPIN up) oder ⇣(SPIN down)
- also known as Eigendrehimpulsquantenzahl
22
Q
Pauli-Prinzip
A
- “Kein Elektron eines Atoms stimmt in allen vier Quantenzahlen mit einem anderen überein”
- in anderen Worten: die Elektronen wollen nie gleich sein; müssen sich in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden
23
Q
Elektronenkonfiguration (3)
A
- die bestimmte Besetzung der Energieniveaus eines Atoms
- “Auffüllung der Schalen”
- die energetisch günstigste davon ist der Grundzustand
24
Q
Bezeichnung einer Elektronkonfiguration
A
25
Regeln zur Verteilung der Elektronen (4)
**Regel 1:** Die Besetzungsreihenfolge der Orbitale ist immer in Richtung zunehmender Orbitalenergie.
**Regel 2:** Pro Orbital können nur zwei Elektronen mit unterschiedlichem Spin aufgenommen werden.
**Regel 3:** Einhaltung des **Pauli-Prinzips**, welches besagt, dass sich die Elektronen in der Atomhülle mindestens in einer der Quantenzahlen (n,m,l,s) unterscheiden müssen.
**Regel 4:** Einhaltung der **Hund'schen Regel**, welche besagt, dass Orbitale gleicher Energie, also mit gleicher Hauptquantenzahl n und gleicher Nebenquantenzahl l zu Beginn immer mit einem Elektron eines Spins besetzt werden.
26
Orbital (2)
* es gibt s, p, d, und f orbitale
* der Aufenthaltsbereich eines Elektrons in einem Atom mit bestimmter Wahrscheinlichkeit (zb. 90%)
27
1s- orbital (3)
* wird für die 1.Periode verwendet
* 1s orbital kann nur zwei Elektronen aufnehmen
* wird für Wasserstoff und Helium verwendet
28
2s orbital (2)
* wird für die 2. Periode verwendet, da das 1s orbital schon voll ist
* wird für Lithium und Beryllium verwendet
29
2p orbitale (4)
* wird für die restlichen 6 Elemente in der 2. Periode verwendet
* von den “hantelförmigen” p orbital gibt es drei, die sich in ihrer räumlichen Ausrichtung unterscheiden
* die p- orbital sind energetisch gleich
* sie werden nach der Hund'schen Regel zuerst mit einem Elektron besetzt und erst wenn jedes orbital einfach besetzt ist werden sie nacheinander doppelt besetzt
30
Quantenzahlen bestimmen (Beispiel Helium) (5)
* das Element helium hat zwei Elektronen in der K- Schale
* das erste Elektron liegt in der ersten Schale, deshalb hat es die Hauptquantenzahl von n=1
* da die Nebenquantenzahl kleiner sein muss als n, ist sie in diesem fall 0
* dadurch ergibt sich auch eine magnetquantenzahl von 0
* das erste Elektron hat einen Spin von ½, da der Spin der zweiten nach dem Pauli Prinzip in die entgegengesetzte Richtung zeigen muss ist es - ½
31
Grundzustand eines Atoms (2)
* die energetisch günstigste Besetzung der Energieniveaus eines Atoms
* Häufig wird für den Grundzustand eines Atoms nur die oberste besetzte Unterschale aufgeführt
32
Hund'sche Regel
* zuerst müssen die Schalen mit Elektronen in eine und danach erst in die andere Spinrichtung aufgefüllt werden
33
Hund'sche Regel (Beispiel Sauerstoff)
* ab 50 Sek. bis 1:40
[https://studyflix.de/chemie/hundsche-regeln-1963](https://studyflix.de/chemie/hundsche-regeln-1963)
* bei energetisch gleichwertigen (entarteten) Niveaus innerhalb einer Unterschale erfolgt zuerst Besetzung mit je einem Elektron (mit gleichem SPIN ⇡). Wenn alle Niveaus einfach besetzt sind, erfolgt die sukzessive Doppelbesetzung (mit dem anderen SPIN ⇣)
34
Regeln zur Ermittlung des Grundzustandes (5)
* Niveaus haben mit steigendem Wert der **Hauptquantenzahl** höhere Energie
* die Energie der **Nebenquantenzahlen** innerhalb einer Hauptquantenzahl nimmt zu mit steigender nebenquantenzahl (l) zu
* die **magnetquantenzahlen** innerhalb einer nebenquantenzahl ergeben energiegleiche Niveaus (???)
* die beiden **spinquantenzahlen** innerhalb eines Niveaus mit einer magnetquantenzahl sind energiegleich (max. 2 Elektronen pro Niveau)
* **Hund'sche Regel**
35
entartete Niveaus
* energetisch gleichwertige Niveaus
36
Valenzelektronen
* Elektronen in der äusseren Schale
37
38
absorption (2)
* durch zufuhr von Energie (elektromagnetische Energie oder wärme) können Atome aus ihrem elektronischen Grundzustand in einen angeregten Zustand überführt werden
* Aufnahme von Anregungsenergie
39
Anregungsenergie (2)
* energetische Differenz zwischen einem Grund- und einem angeregten Zustand
* die Anregungsenergie wird frei, wenn ein angeregter Zustand in den Grundzustand zurückfällt
40
Elektronkonfiguration des Kohlenstoffatoms im Grundzustand vs. im Angeregten Zustand (Pfeilbild) (4)
* Grundzustand = (1s2 2s2 2p2)
* Angeregter Zustand = (1s2 2s1 2p3)
* x, y, z entspricht den Magnetquantenzahlen 1, -1, 0
* Die Pfeile symbolisieren Elektronen mit der Spinquantenzahl +/- ½
41
Emission (2)
* Abgabe von Anregungsenergie
* diskrete elektromagnetische Strahlung mit der Frequenz (v) wird abgegeben
42
Plank'sche Wirkungsquantum (h)
h= 6.626 x 10^-34 Js (joule x sekunde)
43
Durch was ist die Grösse der Orbital bestimmt?
* durch die Hauptquantenzahl
44
Durch was ist die Form der Orbital bestimmt?
* durch die nebenquantenzahl
45
Durch was ist die Orientierung der Orbital bestimmt?
* durch die magnetquantenzahl
46
Form und räumliche Anordnung der Wellenfunktion der s- und p- orbital (bild + 2 Bemerkungen)
* je mehr knoten es sind desto mehr Energie
* (alle mit Hauptquantenzahl n sind energetisch gleich)
47
Orbitalbesetzung Reihenfolge Abbildung
48
Orbitalbesetzung im Periodensystem Abbildung mit Elektronenzahl
49
Welche Metallgruppen im PSE geben ihre Valenzelektronen eher ab? (3)
* Alkalimetalle (1 Valenzelektronen)
* Erdalkalimetalle (2 ")
* Erdmetalle (3 ")
50
Welche Metallgruppen im PSE füllen eher auf 8 Valenzelektronen auf? (4)
* Kohlenstoffgruppe (4 Valenzelektronen)
* Stickstoffgruppe (5")
* Chalkogene (6")
* Halogene (7")
51
Die Edelgase (2)
* gehen keine chemische Bindungen ein
* haben die oktettregel erreicht (haben 8 Valenzelektronen)
52
Welche Elemente sind biochemisch wichtig? (21)
* Wasserstoff (H)
* Natrium (Na)
* Kalium (K)
* Magnesium (Mg)
* Calcium (Ca)
* Chrom (Cr)
* Molybdän (Mo)
* Mangan (Mn)
* Eisen (Fe)
* Kobalt (Co)
* Kupfer (Cu)
* Zink (Zn)
* Kohlenstoff (C)
* Silizium (Si)
* Stickstoff (N)
* Phosphor (P)
* Sauerstoff (O)
* Fluor (F)
* Chlor (Cl)
* Iod (I)
53
Welche Hauptgruppenelemente kommen am häufigsten im menschlichen Körper vor? (3)
* Sauerstoff (65 %)
* Kohlenstoff (18 %)
* Wasserstoff (10 %)
54
Kationen (2)
* ein positiv geladenes Ion
* Kationen sind kleiner als die neutralen Atome
55
Anionen (2)
* ein negativ geladenes Ion
* Anionen sind grösser als die neutralen Atome
56
Atomradien (3)
* Atome und Ionen besitzen einen Radius
* Die atomradien gleichgeladener Ionen oder Elemente verhalten sich periodisch (Veränderung bei Wechsel der Hauptschale, aber ziemlich kontinuierliche Veränderung innerhalb einer Unterschale)
* Atomradius wird mit zunehmender Grösse der Schalen und Kernladung grösser
57
Wie entstehen Kationen und Anionen?
* durch entfernen oder hinzufügen von Elektronen entstehen positiv oder negativ geladene Ionen (Kationen und Anionen)
58
Wie werden Ionenradien angegeben?
pm (pikometer)
59
Ionen
* ein elektrisch geladenes Atom oder Molekül
60
Ionisierungsenergie I (8)
* Die Ionisierungsenergie eines Elements gibt an, wie leicht ein Elektron aus einem im gasförmigen Zustand befindlichen Atom des Elements abgelöst werden kann
* Erste Ionisierungsenergie: E(g) → E+(g) + e-(g) benötigte Energie: I1
* Zweite Ionisierungsenergie: E+(g) → E2+(g) + e-(g) benötigte Energie: I2
* Beim zweiten Ionisierungsschritt entsteht mehr Ladung auf engerem Raum
* Ionisierungsenergie 1 \< Ionisierungsenergie 2
* Ionisierungsenergien ändern sich Sprungweise bei Schalenwechsel
* innerhalb einer Periode steigen sie mehr oder weniger kontinuierlich an
* je höher die Ladung, desto höher die Ionisierungsenergie
61
Das level an Ionisierungsenergien in metallen und nichtmetallen : (2)
* Metalle haben kleine Ionisierungsenergien
* Nichtmetalle haben grosse
62
Das level an Ionisierungsenergien in Edelgasen:
* Edelgase haben sehr hohe Ionisierungsenergie
63
Elektronenaffinität E\_EA (4)
* die bei der Elektronenaufnahme durch ein Atom oder Ion freiwerdende Energie in der Gasphase
* E(g) + e-(g) → E-(g)
* Elektronenaffinitäten sind dann besonders günstig (negativ), wenn durch das Hinzufügen eines Elektrons ein Schalenabschluss (stabile Elektronenkonfiguration) erreicht wird
* einige Nichtmetalle haben die grössten Elektronenaffinitäten
64
Was ist mit Schalenabschluss gemeint?
* stabile elektronenkonfiguration
65
Periodische Änderung : Atomradius (2)
* von links nach rechts innerhalb einer Periode abnehmend
* von oben nach unten zunehmend
66
Periodische Änderung : Ionenradius (3)
* von links nach rechts innerhalb der Perioden abnehmend
* von oben nach unten innerhalb der Perioden zunehmend
* Innerhalb einer Periode sind die Anionenradien in der Regel grösser als die kationenradien
67
Periodische Änderung : Ionisierungsenergie (3)
* von links nach rechts innerhalb der Perioden zunehmend
* von oben nach unten innerhalb der Gruppen abnehmend
* links unten, Bildung stabilster Kationen
68
Elektronenaffinität im PSE (2)
* höchste Werte rechts oben, Bildung von stabilen Anionen
* kleinste Werte links unten
69
Instabile Nuklide (3)
* nur etwa ⅓ aller bekannten Nuklide sind stabil
* die instabilen Kerne zerfallen spontan unter Abgabe von energiereicher Strahlung (Radioaktivität)
* die Lebensdauer der radioaktiven Nuklide kann sehr unterschiedlich sein und wird in der Halbwertszeit t½ gemessen
70
Radioaktiver Zerfall
* entspricht einer spontanen Kernreaktion
71
Radioaktive Strahlungsart 𝛼 (3)
* nicht eindringend, aber schädigend
* Geschwindigkeit: \< 10 % von Lichtgeschwindigkeit
* Teilchen:
72
Radioaktive Strahlungsart 𝛽 (3)
* mässig eindringend
* Geschwindigkeit : \< 90% von Lichtgeschwindigkeit (sehr schnell)
* Teilchen:
73
Radioaktive Strahlungsart 𝛾 (4)
* sehr stark eindringend, begleitet oft andere Strahlungsarten
* wird therapeutisch angewendet
* Geschwindigkeit: Lichtgeschwindigkeit
* Teilchen: photon
74
Radioaktive Strahlungsart 𝛽+ (3)
* mässig eindringend
* geschwindigkeit \< 10 % von Lichtgeschwindigkeit (langsam)
* Teilchen:
75
Radioaktive Strahlungsart p (3)
* mässig, gering eindringend
* Geschwindigkeit: \<10 % von Lichtgeschwindigkeit
* Teilchen:
76
Radioaktive Strahlungsart n (3)
* sehr start eindringend
* Geschwindigkeit: \< 10 % von Lichtgeschwindigkeit
* Teilchen:
77
Häufige Zerfälle/Strahlungsarten:
* 𝛼 , 𝛽 und 𝛾 Zerfall geschehen am häufigsten
78
Künstliche “induzierte” Kernreaktionen (3)
* Kernspaltungsreaktion (dient zur Energieerzeugung und zur Nuklidsynthese)
* Kernfusionsreaktion
* Teilchenbeschleuniger
79
Radioaktive Nuklide (Radionuklide) (4)
* werden in der Biologie zur Markierung von Molekülen bei chemischen Vorgängen benutzt (Tracerelemente)
* 60^Co ⇢ t½ = 6.2 Jahre ⇢ Strahlungen 𝛽, 𝛾 ⇢ Anwendung = Strahlentherapie
* 99m^Tc ⇢ t½ = 6 h ⇢ Strahlung 𝛾 ⇢ Anwendung = Diagnostik
* 131^I ⇢t½ = 8.4 Tage ⇢ Strahlung 𝛽, 𝛾 ⇢Anwendung = Radioiodtherapie (Schilddrüse)
80
Atombindung (kovalente Bindung) (7)
* eine chemische Bindung entsteht dann, wenn die Gesamtenergie der gebundenen Atome niedriger ist als die der einzelnen ungebundenen Atome
* eine Atombindung kommt durch Wechselwirkung von Orbitalen, das heisst durch deren Überlappung zustande
* Atombindung besteht aus einem Valenzelektronenpaar, das zwei Atome miteinander teilen
* die an einer Atombindung beteiligten Atome können gleich oder verschieden sein
* ein Atom kann mit seinen Valenzelektronen auch zur Bindung mehrerer gemeinsamen elektronenpaare beitragen
* typisches Merkmal der Atombindung: sie ist gerichtet
* aus Atomen entstehen durch Atombindung(en) Moleküle
81
Bindigkeit (2)
* zahl der Bindungen= Valenzen
* richtet sich nach der Zahl der Valenzelektronen
82
Oktettregel (3)
* ein gebundenes Atom besitzt 8 Elektronen (die gemeinsamen Elektronenpaare miteingerechnet)
* **sagt, dass Atome eine Elektronenkonfiguration anstreben, bei der die äußeren Schale (Valenzschale) genau acht Elektronen enthält**
* Wasserstoff nur 2
83
freie elektronenpaare
* Valenzelektronen, die keine Bindung eingehen
84
Doppelbindung
* besteht aus zwei gemeinsamen Elektronenpaaren
85
Dreifachbindung
* besteht aus drei gemeinsamen Elektronenpaaren
86
Atome und Moleküle (Valenzstrichformel) von H2
87
Atome und Moleküle (Valenzstrichformel) von F2
88
Atome und Moleküle (Valenzstrichformel) von HCl (Chlorwasserstoff)
89
Atome und Moleküle (Valenzstrichformel) von H2O (Wasser)
90
Atome und Moleküle (Valenzstrichformel) von NH3 (Ammoniak)
91
Atome und Chemische Formel von:
92
Lewisformel
* valenzstrichformel
* zum Beispiel:
93
Formalladung: Beispiel NH4 (3)
* von den 8 Bindungselektronen (4 Paare) “gehören” nur 4 dem Stickstoffatom
* gemäss PSE hat Stickstoff jedoch 5 Valenzelektronen
* also +1 ⇢ positive Formalladung
94
Mesomerie (Resonanz) (7)
* in einigen Molekülen gibt es verschiedene mögliche Anordnungen der Bindungselektronen (Elektronenpaaren)
* Elektronen verschieben sich (Ladungsverschiebung) und so ergeben sich viele „Varianten“ oder [Grenzstrukturen](https://www.abiweb.de/organische-chemie/organische-verbindungen-typen-eigenschaften-und-reaktionen/carbonylverbindungenaldehydeketone.html) eines [Moleküls](https://www.abiweb.de/organische-chemie/organische-verbindungen-typen-eigenschaften-und-reaktionen/alkohole/oxidationszahlen.html), in denen die Elektronen anders verteilt sind
* die Grundstruktur des Moleküls ändert sich praktisch nicht
* gleiches Molekül, andere Lewis-Formel (Valenzstrichformel)
* Mesomerie zeigt eine alternative (delokalisierte) Elektronenverteilung, im Gegensatz zu der lokalisierten
* Mesomere Grenzformen werden durch einen Doppelpfeil getrennt
* Beispiel: Ozon
95
Ausnahmen zur Oktettregel (2)
* zum Beispiel bei BF3 : ist am Bor nur ein Elektronensextett, hier kann das Oktett aufgrund des mangels and Valenzelektronen nicht erreicht werden (tritt bei Atomen mit einer geringen Zahl an Valenzelektronen auf) dies ist auf dem Bild dargestellt:
* Hypervalenz
96
Hypervalenz (4)
* eine ausnähme zur Oktettregel
* Beispiel PF5 : besitzt am Phosphor ein Elektronendezett.
* wenn die Valenzschale eines Atoms in einem Molekül über das Oktett hinaus ausgeweitet ist (mehr als 8 Valenzelektronen)
* tritt bei grösseren Atomen ab der dritten Periode auf.
97
gleichartige Atome (2)
* bewirken in Atombindungen eine gleichförmige Verteilung der Elektronen
* Beispiel: H2 Molekül
98
polarisierte Atombindung (3)
* bei Atombindungen mit ungleichen Bindungspartnern, wo die Elektronenverteilung mit ihrem Schwerpunkt verschoben ist
* die Richtung der Polarisierung lässt sich durch Partialladungen (𝛿+, 𝛿-) angeben (Partialladungen sind messbare Grössen)
* Das Ausmass der Polarisierung von Elektronenpaarbindungen ist bestimmt durch die Elektronegativität der Bindungspartner.
99
Partialladungen (3)
* gibt die Richtung der Polarisierung an
* partialladungen sind (im Unterschied zu Formalladungen) messbare Grössen
* sie verursachen die Polarität von Molekülen und eventuell ein messbares, permanentes Dipolmoment
100
Dipol/Elektronegativität (3)
* wenn zwei entgegengesetzte Ladungen (also eine positive und eine negative) mit einem bestimmten Abstand (d) von einander entfernt sind dann entsteht ein elektrischer Dipol (eine Trennung von Ladungen)
* in einer polaren kovalenten Bindung, ziehen Atome mit unterschiedlichen elektronegativitäten die Elektronen aus der Bindung unterschiedlich stark an
* das elektronegativere atom zieht die Elektronen stärker an und ist somit partiell negativ geladen, während das andere Atom partiell positiv geladen ist
101
Dipolmoment (4)
* gibt die stärke eines Dipols (Polarität des Moleküls) an
* Dipolmoment= q x d ( q= Ladung, d= Abstand)
* addition aller Dipole in einem Molekül = Gesamtdipolmoment
* Die einzelnen Bindungspolaritäten *addieren sich vektoriell* zum Dipolmoment.
102
Trends der elektronegativität im PSE (5)
* innerhalb der Hauptgruppen nimmt die elektronegativität ab
* werte von 0.8-4.0
* am elektronegativsten ist Fluor (4.0)
* am wenigsten elektronegativ sind die Alkalimetalle (0.8-1.0)
103
Elektronegativität (2)
* die elektronegativität der Bindungspartneratome bestimmt das ausmass der Polarisierung von Elektronenpaarbindungen
* die elektronegativität eines Atoms beschreibt das Vermögen, Bindungselektronenpaare an sich zu ziehen
104
Elektronegativitätsdifferenzen (2)
* hohe elektronegativitätsdifferenzen von gebundenen Atomen verursachen hohe Partialladungen
* die Bindung wird zunehmend ionisch und geht schliesslich in eine Ionenbindung über
105
Valenzbindungstheorie:
Der Energieverlauf in Abhängigkeit der Bindungsdistanz zweier H-Atome (Beispiel gezeigt im Graph)
(3)
* die Atombindung kommt durch Wechselwirkung von Orbitalen, das heisst durch deren überlappung zustande
* je weiter entfernt die Bindung, desto schwächer ist sie
* mit zunehmender Bindungsdistanz (Distanz zwischen den zwei Atomen) nimmt die Bindungsenergie zu
106
Überlappung von p und s-Orbital (2)
* eine 𝜎-Bindung entsteht, wenn die Elektronen eines 2p- und eines 1s-Orbitals Paare bilden
* die orbital überlappen und bilden eine Elektronenwolke von zylindrischer Symmetrie
107
Überlappung von 2p- und 1s-Orbitalen
* die zwei 𝜎 (O-H)-Bindungen entstehen, wenn sich die Elektronen paaren und ihre Orbital überlappen
108
Doppel- und Dreifach Bindungen (5)
* (Abbildung Aa) wenn sich zwei ungepaarte Elektronen in benachbarten p-Orbitalen befinden, die parallel zueinander stehen, können sich die Elektronen paaren
* (Abbildung Aa) dabei überlappen die Orbital zu einer 𝜋-Bindung mit zwei Orbitallappen
* (Abbildung Ab) 𝜋-Bindungen entstehen aus der seitlichen Überlappung von px- oder py Orbitalen benachbarten Atome
* (Abbildung Ab) z ist die Kernverbindungsachse
* (Abbildung B) Die beiden Atome sind durch eine σ-Bindung und zwei π-Bindungen gebunden
109
Hybridisierung (6)
* der Vorgang der “Mischung/Verschmelzung" von Orbitalen mit verschiedenen Nebenquantenzahlen (zum Beispiel Orbital s und Orbital p)
* durch das verschmelzen entsteht eine keulenartige Form (bei s und p)
* die hybridisierte Orbital sind energiegleich
* die orbital verändern dabei ihre äussere form
* ist speziell für kovalente Bindungen von Vorteil, da man sie wegen ihrer Symmetrie weiter in 𝜎 und 𝜋- Bindungen unterteilen
* Vorteile der Hybridisierung: die Energie des gesamten Moleküls ist dabei gesenkt und die Bindung ist stabiler
110
𝜎-Bindung (sigma) (3)
* ist rotationssymetrisch zur Bindungsachse
* tretten dann auf wenn sich zwei s oder zwei p oder ein s und ein p Orbital sich miteinander verbinden
* ist stärker als die 𝜋- Bindungen, weil die orbital in einer 𝜎-Bindung stärker überlappen
111
𝜋- Bindungen (3)
* nicht rotationssymetrisch
* kommt nur zwischen zwei p oder zwei d orbitalen zustande
* ist schwächer als die 𝜎-Bindung, da die Orbital in der 𝜋-Bindung weniger überlappen
112
sp3 Hybridisierung (4)
[https://studyflix.de/chemie/hybridisierung-2208](https://studyflix.de/chemie/hybridisierung-2208) watch 2:05 to 4:00 and use blurt method
* es hybridisieren ein s und drei p orbital miteinander
* Beispiel: bei Methan(CH4) liegt eine sp3 Hybridisierung vor
* durch die Hybridisierung werden mehr Bindungen ermöglicht
* sie sind jetzt in einer Keulenform angeordnet, es bildet sich ein tetraeder
* photo zeigt die vier Bindungen, die möglich geworden sind durch die Hybridisierung
113
sp2 Hybridisierung (3) (Bindungsschema von Ethen (C2H4) zeichnen)
* hybridisiert ein s orbital mit zwei p orbitalen
* Beispiel= Ethen (C2H4)
114
sp Hybridisierung (2)
* hybridisiert ein s und ein p orbital
* Beispiel= Ethin (C2H2)
115
Zeichne die Hybridisierung des P-Atoms (Phosphor)
116
Wie werden zwei Atome in einer Atombindung auf einem bestimmten Abstand zueinander gehalten?
* Gleichgewichtsabstand zwischen Abstossung durch die positiv geladene Kernrümpfe und der Anziehung durch Ausbildung der Atombindung
117
Bindungslänge (2)
* den mittleren Abstand zwischen zwei Atomen einer Atombindung
* die kürzesten Bindungen sind etwa 1 Aström lang
118
Bindungsenergie (2)
* muss dazugeführt werden für die Spaltung einer Atombindung
* meistens zwischen 300-400
119
Conversion von nm zu Anström und zurück (2)
* 1nm= 10 A
* 1 A= 0.1 nm
120
Ionische Bindung
* die elektrostatische Anziehung zwischen gegensätzlichen Ladungen von Anionen und Kationen
* aus gegensätzlich geladenen Teilchen können Ionenpaare oder gleich ganze Ionengitter entstehen
* diese sind energetisch oft sehr günstig, weshalb bei der Entstehung oft Energie/Gitterenergie freigesetzt wird
* die kleinste Einheit des Ionengitters wird Elementarzelle gennant
* einzelne Ionen können einfach oder Mehrfach geladen sein, am ende muss das entstehende Salz (Anionen und Kationen zusammen) aber elektroneutral sein
* die Ladung wird rechts oben am Elementsymbol gezeigt
121
Ionenkristalle
* Salze
122
Biologisch relevante Kationen (10)
123
Biologisch relevante Anionen (11)
124
Metallische Bindung erklärt (4)
* im Gegensatz zu den anderen Bindungsarten sind die Valenzelektronen nicht an ein bestimmtes Atom gebunden, sondern delokalisiert
* Valenzelektronen sind fast frei beweglich und bilden daher ein sogenanntes “Elektronengas”, welches zwischen den Atomkernen umherfliesst
* die Atomrümpfe haben eine regelmässige Anordnung, sie bilden Gitter
* die dazwischen beweglichen Elektronen führen zu hoher Leitfähigkeit, Glanz und Wärmeleitfähigkeit
125
Metallische Bindung Definition
* die Anziehungskräfte, die zwischen Atomen durch delokalisierte Valenzelektronen zustande kommen
126
Materie
* alles was Raum beansprucht und Masse besitzt und besteht in der Regel aus unterschiedlichen Stoffen
127
Stoff (2)
* ein Stoff ist durch bestimmte physikalische und chemische Eigenschaften charakterisiert (makroskopische Eigenschaften)
* Stoffe können reine Stoffe sein oder ein Stoffgemisch
128
Reine Stoffe
* Elemente (aus nur einer Atomsorte) oder Verbindungen (aus nur einer Molekülsorte)
129
Heterogene Stoffgemische (2)
* bestehen makroskopisch erkennbar aus verschiedenen Teilen
* bestehen aus mehrere Phasen
130
Homogenes Stoffgemisch (3)
* ist mikroskopisch einheitlich
* in fester und flüssiger form spricht man von Lösungen
* abgegrenzte Menge eines homogenen Stoffes wird Phase genannt
131
Aufbau Materie, Stoffe und Stoffgemische, Verbindungen (Zeichnen)
132
Was sind die drei Aggregatzustände? (3)
* fest (s) (solid)
* flüssig (l) (liquid)
* gasförmig (g) (gaseous)
133
Trend der Kinetischen Energie und relativen Ordnung in den drei Aggregatzuständen
134
Feste Stoffe / Festkörper (4)
* haben definierte Formen und volumina
* mikroskopisch ist es der kompakteste Zustand mit der grössten Ordnung und der geringsten Bewegungsenergie der Teilchen
* (dies bedeutet nicht, dass sie alle imobil sind)
* lassen sich in 4 Klassen einteilen: (Metalle, Ionische Festkörper, Vernetzte Festkörper und Molekulare Festkörper)
135
Metalle (4)
* eine Klasse der Festkörper
* bestehen aus Atomrümpfen, die von Elektronengas umgeben sind
* Beispiel: Elemente der 1. und 2. Hauptgruppe
* sind schmiedbar, duktil (verformbar), glänzend, leiten elektrischen Strom und wärme gut
136
Ionische Festkörper (4)
* eine Klasse der Festkörper
* bestehen aus Kationen und Anionen
* Beispiel: NaCl
* sind hart, spröde, hohe Schmelz- und Siedepunkte, in Wasser lösliche Verbindungen, leiten in Lösung den elektrischen Strom
137
Vernetzte Festkörper (6)
* eine Klasse der Festkörper
* bestehen aus Atomen, die durch Atombindungen unendlich verknüpft sind
* sind die stärksten Festkörper, da sie ein durchgehendes Netzwerk kovalenter Bindungen haben
* Beispiel: Diamant, Laborglas
* sind hart, spröde, sehr hohe Schmelz- und Siedepunkte (wegen dem durchgehenden Netzwerk kovalenter Bindungen) und sind in Wasser unlöslich
* ungeordnete Anordnung
138
Molekulare Festkörper (5)
* sind eine Klasse der Festkörper
* bestehen aus meist geordneten Ansammlungen individueller Moleküle
* Beispiel: Eis, Glucose
* sind reaktiv, niedrige Schmelz- und Siedepunkte, im reinen Zustand sind sie spröde
* geordnete Anordnung
139
Was ist der Hauptunterschied zwischen den Vernetzten und den Molekularen Festkörper? (2)
* Molekulare Festkörper haben nur im Molekül kovalente Bindungen, dazwischen sind jedoch andere, schwächere Bindungen
* Vernetzte Festkörper haben ein durchgehendes Netzwerk kovalenter Bindungen
140
Prinzip der dichtesten Kugelpackungen
* die Atome ordnen sich in Metallen meistens in dichtesten Kugelpackungen mit einem minimum an Zwischenrau an
* es gibt zwei Varianten der dichteste Kugelbepackung: Schichtenfolge ABC oder Schichtenfolge ABA
141
Koordinationszahl (2)
* Anzahl der unmittelbaren Nachbarn um ein Zentralatom
* wird bevorzugt für Kationen angegeben
142
Flüssige Stoffe (7)
* haben ein definiertes Volumen aber keine stabile Form
* haben mittlere Bewegungsenergie der Bestandteile
* es besteht nur teilweise Ordnung
* im statistischen Mittel haben sie eine ungefähr gleiche läge der nächsten Nachbarn (Nahordnung)
* auf grössere Distanzen keine Regelmässigkeiten (keine Fernordnung)
* die Moleküle und Atome von Flüssigkeiten sind in Bewegung und vollziehen ständig Platztausch
* Flüssigkeiten besitzen stärkere molekulare Kräfte als Gas
143
Welche Eigenschaften einer Flüssigkeit bestimmen die Art und Stärke der Kraft? (5)
* Schmelzpunkt
* Siedepunkt
* Dampfdruck
* Oberflächenspannung
* Zähflüssigkeit (Viskosität)
144
Dampfdruck von Flüssigkeiten (4)
* ist der Druck des Dampfes, der in einer Flüssigkeit bei einer Temperatur (T) im Gleichgewicht steht
* Dampfdruck ist bedingt durch die intermolekularen Anziehungskräften
* wenn die intermolekularen Kräfte stark sind ist der Dampfdruck einer Flüssigkeit niedrig und wenn man sie erhitzt wird der Dampfdruck höher
* irgendwann erreicht man bei hoher Temperatur die kritische Temperatur, wo nur noch eine “fluide Phase” ist (überkritisch)
145
Dampfdruck von Festkörper
* Festkörper haben einen sehr kleinen Dampfdruck
146
Oberflächenspannung von Flüssigkeiten (2)
* ist die Anziehung, welche die oberen Moleküle ins innere der Flüssigkeit haben (die ist in die innere Richtung höher)
* die Oberflächenspannung erzeugt die Tendenz von Flüssigkeiten ihre Oberfläche zu minimieren (Tropfen)
147
Viskosität (Zähigheit) von Flüssigkeiten
* beschreibt wie der Stand der Flüssigkeit gegen das Fliessen selber durch ihre Zwischenmolekulare Anziehung wirkt
148
sobald es schwache Wechselwirkung hat…
…sprechen wir nicht mehr von einem kovalent vernetztem Festkörper
149
Zwischenmolekulare Anziehungskräfte (in Flüssigen Stoffe) sind…
* …schwächer als die chemischen Kräfte der Atombindung, der metallischen Bindung oder der Ionenbindung
150
Dipol-Dipolkräfte (3)
* sind elektrostatische Kräfte aufgrund von Anziehung der ausgerichteten Dipole
* energie= ungefär 0.3-2 kJ mol^-1
* die Elektronegativitätsdifferenz (En) und die Lage der einsamen Elektronenpaare ist für die Dipol-Dipol Wechselwirkung sehr wichtig
151
London- oder dispersionskräfte (van der Waals-Kräfte)(7)
* Anziehung zwischen momentanen Dipolen aufgrund der sich bewegenden Elektronen und dadurch induzierte Dipole der Nachbaratome
* Energie= ungefär 2 kJ mol^-1
* haben kein permanentes Dipolmoment
* Moleküle oder Atome haben polarisierbare Elektronenwolken
* diese können durch momentane Äussere Feldeinwirkungen, thermische Bewegung und auch Stossen an ihre Nachbarn polarisiert werden und ein fluktuierendes Dipolmoment aufweisen
* dann induzieren sie einen weiteren Dipol im benachbarten Atom oder Molekül, was eine temporäre Kettenreaktion bewirkt, mit dem die benachbarten Teilchen auch in Bewegung gebracht werden
* am Ende hat man sogar etwas Ähnliches wie beim permanenten Dipol
152
Wasserstoffbrückenbindungen (5)
* Anziehung zwischen Wasserstoffatom eines Moleküls (positive partialladung) und einem einsamen Elektronenpaar an einem partiell negativ geladenen Atom eines benachbarten Moleküls
* energie= ungefär 250 kJ mol^-1
* Assoziation von Wasserstoffbrücken wir durch gestrichelte Linie gekennzeichnet⇢ dadurch hat man dann pro Wassermolekül zwei Wasserstoffbindungen (dies macht das Wasser so stark)
* Wichtig: Wasserstoffbrückenbindungen haben nur ungefähr 5-10% der kovalenten Bindungsstärke
* (hat sp3 ähnliche Hybridisierung)
153
Gasförmige Stoffe (6)
* haben weder ein definiertes Volumen, noch eine Form
* im _idealen Gas_ haben Atome und Moleküle keine Wechselwirkung untereinander
* Gas hat die höchste Teilchengeschwindigkeit verglichen mit anderen Aggregatzuständen (Gasatome oder Moleküle haben eine mittlere Geschwindigkeit)
* Gase breiten sich im Raum ungehindert aus ⇢ drang zur Entropie
* im angeschlossenen System, die durch ihr festes Volumen charakterisiert ist, übt das Gas einen Druck auf die Gefässwand aus
* gasförmige Stoffe mischen sich immer homogen miteinander
154
* Allgemeines Gasgesetz für ideale Gase (Formel und Beschreibung)
* Die verschiedenen Proportionalitäten des Gasgesetzes und Ihre Namen als eigene Gesetze (3) + Erklärung für proportionalitäten (2)
* *V ist antiproportional zum Druck p*
* *V ist proportional zu T weil = höhere Temp ⇢ höhere kinetische Energie ⇢ gas dehnt sich aus ⇢ mehr gas braucht mehr Volumen*
* *mmhm und Tor muss man nicht können*
* *Atm ist Atmosphäre*
* Pascal sollte man als SI Einheit kennen
155
Die verschiedenen Unterteilungen/ Arten der heterogenen Gemische
* nur ein Beispiel für die Phasentrennung kennen
156
Aggregatzustand (2)
* der Aggregatzustand eines Stoffes ist von Temperatur und Druck abhängig
* die Änderung des Aggregatzustandes wird als Phasenumwandlung bezeichnet
157
Phasenumwandlung (5)
* Schmelzpunkt= Übergang von fest zu flüssig
* Siedepunkt= Übergang von flüssig zu gasförmig
* Sublimationspunkt= Übergang von fest zu gasförmig
* beim schmelzen oder Verdampfen einer Substanz muss Energie zugeführt werden (Schmelz oder Verdampfungsenergie)
* Wichtig: wärend einer Phasenumwandlung bleibt die Temperatur konstant
158
Phasendiagramm (2)
* der Punkt, an dem alle 3 Phasen co-existieren, wird Tripelpunkt genannt
* unterhalb dieses Punktes existiert die flüssige Phase nicht (als Phasenübergang ist hier nur die Sublimation möglich= fest⇢gasförmig)
159
Diamantstruktur (3)
* die **Diamantstruktur** ist geordnet und klassisch Kovalent gebunden. Ist eher ungewöhnlich
* Bindungsabstände sind kompakt
* ist überall kovalent hart ineinander verbundenmit kürzen Bindugsabständen
160
Quarzglasstruktur (3)
* **Quarzglasstruktur** hat ein ungeordnetes Netzwerk und ist mechanisch nicht so stabil, wie die Diamantstruktur.
* Hat chaotische kovalente Bindungen (grösstenteils Kovalente Bindungen)
* keine Fernodnung
161
Graphitstruktur (4)
* bei der **Graphitstruktur** ist die Bindugslänge zwischen den Schichten viel länger, als die Bindungslängen innerhalb der Schichten
* ist etwas zwischen molekularen Festkörper und vernetzten Festkörper
* hat eine kovalente Bindung mit doppelbindungsanteil
* zwischen den Graphitschichten hat man aber schwache Wechselwirkung
162
“Lockere” Packung der H2O Moleküle in Eis (6)
* H2O Aufbau im Eis ist sehr ungewöhnlich
* sind Molekulare Festkörper
* zwischen den beiden Molekülen ist eine Wasserstoffbrücke
* Kovalenz ist vorbei sobald wir ein Wassermolekül verlassen
* hat kovalente Bindungen innerhalb der Einzelmolekülen, aber zwischen den Einzelmolekülen hat es schwächere Wechselwirkung
* Wichtig: schwache Wechselwirkung heisst nicht schwacher Impact
163
Molekulare Festkörper genauerer Aufbau (5)
* Molekulare Festkörper sind einfach gesagt eingefrorene Moleküle
* die Kovalenten Bindungen sind nur innerhalb der Einzelmolekülen vorhanden
* zwischen den Einzelmolekülen hat es dagegen deutlich schwächere Wechselwirkung. Dies macht die Festkörper anfälliger für Brüche
* Wichtig: Schwache Wechselwirkung heisst nicht schwacher Impact
* molekulare Festkörper sind ein mix aus schwachen und kovalenten Wechselwirkungen
164
Die Typen der Zwischenmolekularen Kräfte (3)
* Dipol-Dipol-Kräfte
* London- oder Dispersionskräfte (van der Waals-Kräfte)
* Wasserstoffbrückenbindungen
165
Eis hat eine….als Wasser….
* Eis hat eine geringere Dichte als Wasser durch ein raumerfüllendes wasserstoffbrücken-netzwerk
166
Wo tauchen die stärksten Wasserstoffbrücken auf?
* dort wo die Elektronegativitätsdifferenz am höchsten ist
167
Fill in Blank + für Dipol-Dipol und Wasserstoffbrücken 1/ wie viel + auf welchen Abstand beziehen sich die Wechselwirkungsenergien
* Dipol-Dipol= 1/100 (Einhundertstel)
* Wasserstoffbrücken= 1/10
* Wechselwirkungsenergien beziehen sich auf einen Abstand von 500 pm
168
Warum übt Gas in einem abgeschlossenen System einen Druck auf die Gefässwand aus? (4)
* weil die Gasmoleküle sich mit einer mittleren Geschwindigkeit bewegen
* mittlere Geschwindigkeit v2 ≈ T/m (temp und masse)
* die kleinsten Gasteile haben also die höchste Geschwindigkeit
* mit zunehmender Temperatur wächst der druck
