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Chemie Für Mediziner > Chemie 1 > Flashcards

Chemie 1 Flashcards

1
Q

Quantenzahlen:

Wellenmechanik

A
  • Wellenmechanik geht von Welle- Teilchen- Dualismus der Elektronen aus.
  • in einem Elektron werden sowohl Teilchen- als auch Wellencharakter zugeordnet.
  • Die Beschreibung von Elektronen als Wellen geht auf de Broglie zurück
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Q

Quantenzahlen:

Was ist die Schrödinger Gleichung?

A
  • ist die Grundlage der Wellenmechanik.
  • mit dieser Gleichung werden die Wellenfunktion der Elektronen in den Atomen berechnet.
  • Zu jeder Wellenfunktion gehört ein definierter Energiezustand und eine Aussage über die Ladungsverteilung
  • mit dieser Gleichung lassen sich also Wahrscheinlichkeiten für den Aufenthaltsort der Elektronen berechnen.
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Q

Quantenzahlen:

Was ist ein Orbital?

A
  • ein Orbital ist der Aufenthaltsbereich eines Elektrons
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4
Q

Quantenzahlen:

Nennen Sie bitte die 4 Quantenzahlen

A

1-Hauptquantenzahl n: (1,2,3,4…)

2- Nebenquantenzahlen l : (0,1,…..,n-1)

3- MAgnetquantenzahl m : (-1,…..0…..+1)

4-Spinquantenzahl s : (-1/2 oder +1/2)

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5
Q

Quantenzahlen

          Haupquantenzahlen n
A
  • eine Schale
  • n muss eine positive ganze Zahle sein n=1,2,3,4….
  • je höher n desto weiter ist das ELektron vom Kern entfernt und umso höher ist seine Energie
  • Die Schalen können auch nach dem Bohr‘schen Modell mit K,L,M,N,O… bezeichnet sein
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6
Q

Quantenzahlen:

Nebenquantenzahl (l)

A
  • jede Schale kann in Unterschalen aufgeteilt werden
  • die Anzahl der Unterschalen ist gleich n
  • Nebenquantenzahlen können mit Buschtaben bezeichnet sein -> s,p,d,f
  • Anzahl der Orbitale pro Schale= 2*l+1 (l =Anzahl der Knotenebenen)
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7
Q

Quantenzahlen:

Magnetquantenzahl (m)

A
  1. dient zur Unterscheidung der Orbitale einer Unterschale
  2. m kann folgende ganzzahlige Werte aufnehmen: m=-L,….,0,…,L
  3. Ausrichtung des Orbitals im Magnetfeld :s-Orbitale, p-Orbitale, d-Orbitale
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8
Q

S-Orbitale sind…

A
  1. Kugelförmig
  2. Je höher n desto weiter ist die Schale vom Atomkern entfernt und desto höher ist die Energie des Elektrons
  3. kugelförmige Orbitale können sich in einem Magetfeld nicht unterschiedlich ausrichten.
  4. es gibt immer ein s-Orbital pro Schale
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9
Q

P-Orbitale sind….

A
  1. Hantelförmig
  2. durch den Kern verläuft eine Knotenebene
  3. p-Orbitale mit höheren Hauptquantenzahl (n) haben die gleiche Raumgestalt aber einen größeren Abstand zum Kern.
  4. können sich in 3 Richtungen orientieren: p(x), p(y), und p(z)
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10
Q

D-Orbitale…

A
  1. haben 2 Knotenebenen
  2. haben unterschiedlicher Gestalt aber gleiche Energie
  3. können in 5 Richtungen im Magnetfeld orientiert sein
  4. es gib 5 d-Orbitale
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11
Q

Spinquantenzahl (s)

A
  1. bedeutet eigenes magnetisches Moment ddeer Elektronen

2. pro Orbital kommen höchstens 2 Elektronen vor, diese haben entgegengesetzte Spin (-1/2, +1/2)

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12
Q

Quantenzahlen:

Pauli Prinzip…

A
  1. Zwei Elektronen eines Atoms dürfen nicht in allen 4 Quantenzahlen übereinstimmen.
  2. Ein Orbital kann höchsten mit 2 Elektronen besetzt werden.

=>Diese beiden Elektronen besitzen die gleiche Wellenfunktion, unterschieden sich nur in ihrem Spin

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13
Q

Quantenzahlen:

Hund-Regel…

A
  1. Regel der maximalen Multiplizität
  2. zuerst müssen alle energiegleichen Orbitale mit jeweils einem Elektron des gleichen Spin besetzt werden, bevor ein Orbital mit gepaarten Elektronen auftritt.
    => die Elektronen stoßen sich ab und verteilen sich möglichst weit auf den energetisch gleichwertigen Orbitalen.
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14
Q

Quantenzahlen:

Elektronenkonfiguration =….

A
  1. Verteilung der Elektronen auf die verschiedenen Orbitale
  2. Es gilt das Prinzip des Energieminimums = die Schalen werden nach steigender HAuptquantenzahl (n) und die Unterschalen nach steigende Nebenquantenzahl (l) besetzt.
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15
Q

Quantenzahlen

Elektronenkonfiguration von Stickstoff N & Sauerstoff O ….

A
  1. nach dem Prinzip des Energieminimums werden die Orbitale angefangen vom 1s Orbital befüllt.
  2. Nach dem Prinzip der Hund-Regel werden beim Stickstoff N & Sauerstoff O zuerst die drei energiegleichen 2p-Orbitale mit jeweils einem Elektron gleichen Spins besitzt
  3. danach kommt es beim Sauerstoff O zur Paarbildung in einem der p-Orbitale
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16
Q

2.die Theorie des Periodensystems

A
  1. Die moderne Einteilung der Elemente geht auf Meyer & Mendelejew zurück.
  2. die Elemente wurden zuerst nach steigenden Atommasse (später OZ) geordnet => eine gewisse Periodizität wurde festgestellt.
17
Q

2) wie ordnete Mendelejew die Elemente?

A
  1. Elemente mit ähnlichen chemischen Eigenschaften standen in senkrechten Spalten untereinander. => diese Spalten werden Gruppen genannt. => dazu musste er vereinzelte Plätze frei lassen, da die entsprechende Elemente noch nicht bekannt waren, er konnte aber die Eigenschaften der unbekannten Elemente (Scandium, Gallium, Germanium) weitgehend vorhersagen.
    * 2* die Existenz der Edelgase wurde noch nicht vorhergesehen => Edelgase konnten ohne Probleme ins Periodensystem eingefügt werden
18
Q

Wie nennt man die 8 Hauptgruppen des Periodesystems?und in welcher Orbitalbefinden sie sich?

A
  1. Hauptgruppe = Alkalimetalle
    2.Hauptgruppe= Erdalkalimetalle
    => 1.-&2.- Hauptgruppe befinden sich im s-Orbital
  2. Hauptgruppe = Bor Gruppe
  3. Hauptgruppe= Kohlenstoff Gruppe
  4. Hauptgruppe = Stickstoff Gruppe
  5. Hauptgruppe= Chalkogene
  6. Hauptegruppe= Halogene
  7. Hauptgruppe= Edelgase

=> bei der 3.-8. Hauptgruppe ist die Auffüllung der p-Orbitale der Valenzschale charakteristisch.

Faszit: die aHauptgruppenummer ist gleich der Nummer der Valenzelektronen des entsprechenden Elements.

19
Q

Wie nennt man die 3. -12. Gruppen?

A
  1. Nebengruppen=> Übergangselemente/ Übergangsmetalle

2. bei ihnen ist die d- Schale befüllt

20
Q

Eigenschaften der kovalenten Bindung nach Lewis….

A
  1. die Atome werden durch gemeinsame Elektronenpaare verbunden. => in der gemeinsamen Elektronenwolke gilt das Pauli-Prinzip, d.h. Die beiden müssen unterschiedlichen Spin haben.
  2. Moleküle werden durch kovalente Bindungen zusammengehalten.
  3. dieser Bindungstyp wird von Nichtmetallen bevorzugt.
  4. die Lewis- Theorie betrachten nur die Valenzelektronen, aber keine Orbitaltypen
21
Q

Prinzip der kovalenten Bindung nach Lewis….

A
  1. nähren sich zwei Atome an => überlagern sich deren Elktronenwolke => dabei wird der Teil der Elektronenwolke, die sich zwischen den beiden Atomen befindet dichter => höhere negative Ladungsdichte.
  2. die höhere negative Ladungsdichte zieht die beiden positiv geladenen Atomkerne an => bei einem bestimmten Abstand gibt es ein Energieminimum.
  3. nähren sich die Atome darüber hinaus an, werden die Abstoßungskräfte der beiden Kerne stärker und nehmen überhand
22
Q

Die Eigenschaften des Molekülorbitaltheorie

A
  1. ist eine Weiterentwicklung der Lewis- Theorie.
  2. stellt das Verschmelzen zweierAtomorbitale zu einem gemeinsamen Molekülorbital (MO) dar.
  3. Mathematisch bedeutet dies das lösen der Schrödinger-Gleichung für ein zweiatomiges System.
  4. die Anzahl der MO muss = der Anzahl der in der Bindung beteiligten Atomorbitale sein.
  5. es löst sich kein Orbital einfach so auf.
  6. es gelten : das Prinzip des Energieminimums, das Pauli-Prinzip, und die Hund- Regel für Besetzung der Orbitale.
23
Q

Das Prinzip des Molekülorbitaltheorie

A
  • -* ist die Überlagerung von zwei stehenden Wellen(mit gleicher Wellenlänge & Amplitude) => bei der Überlappung der zwei Atomorbitale überlagern sich deren Wellenfunktionen.
    1. beiden Wellen in gleicher Phase =>verstärken sie sich => eine Bindung kann entstehen.
  1. Wellen in entgegengesetzter Phase => löschen sie sich aus => eine Bindung kann nicht entstehen
24
Q

Welche Substanzen sind paramagnetisch?

A
  • Substanzen,die in ein magnetisches Feld gezogen werden.
  • Substanzen mit ungepaarten Elektronen => die Elektronen wirken als kleine Magnete.
    • die Stärke der Erscheinung hängt von der Anzahl der ungepaarten Elektronen ab
25
Q

Welche Substanzen sind diamagnetisch?

A
  • Substanzen, die von einem Magnetfeld schwach abgestoßen werden
  • Substanzen mit gepaarten Elektronen
  • Substanzen, die ihr magnetisches Moment ausgleichen.
26
Q

Lewis Formel/ Valenzstrichformel

A
  • Gemeinsame Elektronenpaare werden durch einen Bindungsstrich symbolisiert.
  • nicht bindende Elektronenpaare durch zwei Punke oder einen Strich
  • einzelne Elektronen (freie Radikale) durch einen einzigen Punkt
27
Q

-apolare Bindung

A
  • können nur bei Atomen mit identischen EN vokommen. => reine kovalente Bindng
  • kovalente Bindungen mit einer EN-differenz von 0-0,5
28
Q

-polare Bindung

A
  • bei EN-differenz von 0,5-2 => kovalente Bindung

- bei EN> 2 spricht man von Ionenbindungen oder völlig polarisierten kovalenten Bindung

29
Q

kolligative Bindung

A

-dabei stammt jeweils ein Elektron von jedem der beiden Atome => sie entsteht aus 2 freien Radikale

30
Q

Koordinative (dative) Bindung

A
  • dabei stammen beide bindenden Elektronen von einem der beiden Atome (Donator)
  • das andere Atom (Akzeptor) benötigt ein freies Orbital
31
Q

Lyse…

A
  • ist die Auflösung einer kovalenten Bindung.
32
Q

Homolyse…

A

-dabei erhalten die beiden Bindungspartner jeweils eins der bindenden Elektronen => es entstehen freie Radikale

33
Q

Heterolyse…

A

-dabei, behält einer der beiden Bindungspartner beide bindenden Elektronen => es entstehen Ionen

34
Q

Wann kommt Heterolyse vor?

A

1- bei höheren EN-differenz also stark polaren Moleküle => innerer Faktor ist die Polarität.

2- wenn die Lyse in einem polaren Lösungsmittel stattfindet, da die Ionen durch Solvatation stabilisiert werden => äußerer Faktor= Umgebung

35
Q

Wann kommt Homolyse vor?

A
  • bei apolaren Bindungen => innerer Faktor

- wenn die Lyse in der Gas Phase oder in. Einem apolaren Lösungsmittel stattfindet => äußerer Faktor

Chemie Für Mediziner (1 decks)

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