Atomeigenschaften und Ionenbindung Flashcards
„Kovalenzradius“
halbierter Abstand aus Elementverknüpfung
Bindungsabstand = Summe der 2 Atomradien
Ionisierungsenergien
Energie zum Entfernen eines Elektrons
aus gasförmigem Atom im Grundzustand
Elektronenkonfiguration entscheidend für Ionisierungsenergie
Elektronenaffinitäten
Energieänderung bei Aufnahme eines Elektrons durch gasförmiges Atom
je nach Element endothermer oder exothermer Vorgang
Eigenschaften lonengitter(Ionen im festen Zustand)
• zusammengehalten durch elektrostatische Anziehung;
• zusammengehalten durch elektrostatische Anziehung;
• kurze Kontakte zwischen Kation und Anion (dicht gepackt);
• regelmäßige (periodische) Anordnung;
• Formel: einfachstes ganzzahliges Zahlenverhältnis
“isoelektrisch”
Z.B. Na+ mit Ne
Koordinationszahl
wie viele nächste Nachbarn?
Entscheidend für Art des Ionen gitters
Anziehungskräfte maximieren, Abstoßungskräfte minimieren.
→ Größe & Ladung sind entscheidend
Gitterenergie
freigesetzte Energie bei Kristallbildung aus Mn+ (g) und Xm– (g);
→Born-Haberscher Kreisprozeß
Betrag der Gitterenergie je höher
desto höher die Ladung
desto kleiner Ionen
Betrag der Gitterenergie entspricht
der Energie, die nötig ist, um 1 Mol
einer festen ionischen Verbindung in ihre gasförmigen Ionen zu trennen.
→Ausdruck für die Stärke der Bindungen zwischen den Ionen im Kristall
→Physikalische Eigenschaften hängen von Größe der Gitterenergie ab:
z.B. Schmelzpunkt, Härte; beeinflusst auch Löslichkeit
Die kovalente Einfachbindung
besteht aus einem Paar
von Elektronen, das zwei Atomen gemeinsam angehört
Lewis-Theorie:
Jedes Atom hat das Ziel, eine Edelgaskonfiguration zu erreichen.
Oktettregel:
Elemente haben das Bestreben, von 8 Valenzelektronen
bzw. 4 Valenzelektronenpaaren umgeben zu sein.
Formalladung
Formale Ladung eines Atoms, die sich aus Vergleich der Zahl der
Valenzelektronen des Atoms in der Verbindung und als Element ergibt
Polarisierbarkeit
Deformierbarkeit“ von Ladungswolken / Elektronendichte
Elektronegativität
Maß für Fähigkeit eines Atoms, die Elektronen in einem Molekül an sich zu ziehen;
• Willkürliche Festlegung einer Skala nur relative Werte bzw. Differenzen wichtig;
• Modellbegriff, keine physikalische Größe!
• verschiedene Berechnungsmöglichkeiten,
z.B. aus Bindungsenergien; elektrostatischen Anziehungskräften; IE+EA .
unter Annahme der Beteiligung von d-Orbitalen:
Formalladungsregel hat Vorrang vor Oktettregel
Redoxreaktionen
Elektronentransfer-Reaktionen:
Übertragung von Elektronen von einer Substanz auf eine andere.
Reduktion: Aufnahme von Elektronen
Oxidation: Abgabe von Elektronen
Reduktion und Oxidation sind immer miteinander gekoppelt!
Redox-Reaktionen verlaufen unter Änderung von Oxidationszahlen
Reduktion: Oxidationszahl wird erniedrigt
Oxidation: Oxidationszahl wird erhöht
Oxidationsmittel
• bewirken Oxidation;
• entziehen dem Reaktionspartner Elektronen (höhere EA);
• werden selbst reduziert.
z.B. Sauerstoff
Reduktionsmittel
bewirken Reduktion;
• liefern dem Reaktionspartner Elektronen;
• werden selbst oxidiert.
Disproportionierung
Redox-Reaktion, bei der ein Element gleichzeitig oxidiert und reduziert wird
-> aus einer Verbindung entstehen zwei Produkte;
Komproportionierung:
-> zwei Verbindungen reagieren unter Bildung von einem Produkt;
wiederum unter Oxidation und Reduktion des gleichen Elements.
Katalysator:
bewirkt anderen Reaktionsweg,
wird in Reaktion selbst nicht verbraucht,
sondern wieder zurückgebildet.
