Grundlagen, Definitionen Flashcards
Definition: Gitterenergie
Umgekehrt zu potentiellen Energie.
G = Energieaufwand die Komponenten der festen Substanz in Vakuum (unendlich weit?) auseinander zu überführen (sodass dann gasförmig)
Bezeichnung für die molare Bindungsenergie in einem Ionenkristall.
Die G. wird bei der Bildung eines Mols einer krist. Substanz aus den sich in unendlich großer Entfernung befindlichen Ionen freigesetzt; sie hat daher neg. Vorzeichen.
Werte für die G. sind über den Born-Haber-Kreisprozeß aus anderen, kalorimetr. oder spektroskop. bestimmbaren, energet. Größen erhältlich.
Definition: Ionisierungsenergie
Die Mindestenergie, die erforderlich ist, damit ein Elektron (nicht nur in einen angeregten Quantenzustand angehoben, sondern) das Atom verlässt.
In eV angegeben.
I nimmt innerhalb einer Periode zu, da die Elektronen aufgrund der steigenden Kernladungszahl stärker gebunden sind.
Definition: Atomisierungsenergie
Die Atomisierungsenergie (Gesamtbindungsenergie) ist der Energiebetrag, der zur Zerlegung eines Moleküls(!) in Atome (g) bei 0 K aufzuwenden ist. Vergleichtsweise geht es bei der Bindungsenergie nur um eine bestimmte Bindung. Die mittlere Bindungsenergie wird aber aus der Atomisierungsenergie abgeleitet.
–> Für Moleküle des Typs ABn kann die mittlere Bindungsenergie als n-ter Teil der Atomisierungsenergie berechnet werden, die auch als mittlere Bindungsdissoziationsenergie E-D(A-B) der Bindung A-B bezeichnet wird.
Sie unterscheidet sich von der Energie, die zur Spaltung einer A-B-Bindung im Molekül erforderlich ist (Dissoziationsenergie).
So beträgt z. B. die Atomisierungsenergie des Methans EA = 1642 kJ mol-1, woraus eine mittlere Bindungsenergie von E-D(C-H) = EA(CH4)/4 = 410,5 kJ mol-1 resultiert. Also 1/4 der A.
Für die Spaltung des Methanmoleküls in ein Methylradikal und ein Wasserstoffatom ist die Dissoziationsenergie ED(H3C-H) = 422,8 kJ mol-1 erforderlich. CH3 –> Ch2 + H wiederum anderer Wert. usw. Sie ergeben aber zusammen die Atomisierungsenergie.
Mittlere BE dann eben der Mittelwert.
Periodensystem
Hauptgruppen
- : H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
- : Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
- : B, Al, Ga, In, Th
- : C, Si, Ge, Sn, Pb
- : N, P, As, Sb, Bi
- : O, S, Se, Te, Po
- : F, Cl, Br, I, At
- : He, Ne, Ar, Kr, Xn, Rn
Periodensystem
“Nebengruppen”
3-7
- : Sc, Y
- : Ti, Zr, Hf
- : V, Nb, Ta
- : Cr, Mo, W
- : Mn, Tc, Re
Periodensystem
“Nebengruppen”
8-12
- : Fe, Ru, Os
- : Co, Rh, Ir
- : Ni, Pd, Pt
- : Cu, Ag, Au
- : Zn, Cd, Hg
Lanthanoide
Actinoide
Lanthanoide:
–> Metalle der seltenen Erden.
Lanthan, Cer, Praseodym, Neodym, Promethium, Samarium, Europium, Gadolinium, Terbium, Dysprosium, Holmium, Erbium, Thulium, Ytterbium, Lutetium.
Actinoide:
Zugerechnet werden ihr das Actinium und die 14 im Periodensystem folgenden Elemente: Thorium, Protactinium, Uran und die Transurane Neptunium, Plutonium, Americium, Curium, Berkelium, Californium, Einsteinium, Fermium, Mendelevium, Nobelium und Lawrencium.
Elektronegativität
Formelzeichen: Chi
ein relatives Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer chemischen Bindung Elektronenpaare 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.
Berechnung:
1.) Pauling
berechnete über Bindungsenthalpien: Summe aus Orbital-WW (Kovalenz) und Coulomb-WW (Elektrostatik)
–> Das Pauling-Modell beruht auf der Elektronegativitätsdifferenz zweier Atome A und B als Maß für den ionischen Anteil ihrer Bindung A-B.
D.h.: Konsequenz f. Bildung von HX aus 1/2 H2 und 1/2 X2
Delta(EN) = D(AB) - [D(AA)+D(BB)]/2
Fluor wurde mit 3,98 als Referenzwert festgelegt.
2.) Allred-Rochow
proportional zu Coulombkraft, die auf VE einwirkt
3.) Mulliken
EN = 1/2 (IE + EA)
Experimentell besser zugänglich
Elektronegative Elemente haben hohe IEs und EAs
d-Block Kontraktion
Beobachtung:
- ab 4. Periode werden kaum noch hohe Ox-Stufen erreicht (jedenfalls sehr instabil!), vorher aber kein Problem - d. Al3+ aber Ga1+
- Kovalenzradien von 3. und 4. Periode sehr ähnlich
- -> Radienkontraktion
- -> 4s-Orbitale vor 3d-Orbitale besetzt und dadurch bei vollbesetzter d-Schale energetisch stark abgesenkt! Gibt nicht gerne s-Elektronen ab im vgl zu den p-Orbitalen.
Kovalente Bdg, Ionenbindung, Metallische Bindung
Ionenbindung:
Die ionische Bindung (auch Ionenbindung, heteropolare Bindung oder elektrovalente Bindung) ist eine chemische Bindung, die auf der elektrostatischen Anziehung positiv und negativ geladener Ionen basiert.
Ab einer Elektronegativitäts-Differenz von ΔEN = 1,7 spricht man von einem 50 % partiell ionischen Charakter.[1] Bei einer Differenz größer als 1,7 liegen demnach ionische Bindungen vor, damit gibt es eine Ionenbindung, die komplett aus Halogenen besteht und diese Ionenbindung ist Astatfluorid (At+F-) (ΔEN = 1,78). Unter diesem Wert liegen polare, also überwiegend kovalente, Bindungen vor. Dies sind jedoch relativ willkürlich gesetzte Grenzen, da der Fall der reinen ionischen Bindung eine Idealisierung darstellt. Als grober Anhaltspunkt kann gelten, dass eine Ionenbindung zwischen Elementen zustande kommt, die links im Periodensystem (PSE) stehen, und Elementen, die rechts im PSE stehen. Schaut man sich den Ionenbindungsanteil zum Beispiel von Natriumchlorid an, welches oft als klassischer Fall der Ionenbindung angesehen wird, so stellt man einen Wert von etwa 75 Prozent fest. Ein anderes Beispiel wäre Caesiumfluorid mit etwa 92 Prozent. Ionenbindungen haben also in allen Fällen auch einen Anteil an kovalenter Bindung. Umgekehrt gilt dies nicht, denn innerhalb sogenannter Elementmoleküle existiert die 100-prozentige kovalente Bindung.
Die Bindung entsteht durch die elektrostatische Anziehung entgegengesetzt geladener Teilchen. Die Ionen sind regelmäßig in einem Ionengitter angeordnet und sie bilden häufig Kristalle. Ihr Aufbau ist abhängig von der Ladung und den Größenverhältnissen der Ionen. Ionenbindungen haben hohe Schmelz- und Siedepunkte. Die starken Anziehungskräfte zwischen den Teilchen können durch Lösungsmittel, z. B. Wasser, überwunden werden. Feste (kristalline) Ionenverbindungen leiten keinen elektrischen Strom. Im gelösten oder geschmolzenen Zustand leiten sie elektrischen Strom, weil sich dann die elektrisch geladenen Teilchen frei bewegen können.
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Kovalente Bindung
eine Form der chemischen Bindungen und als solche für den festen Zusammenhalt von Atomen in molekular aufgebauten chemischen Verbindungen verantwortlich. Kovalente Bindungen bilden sich besonders zwischen den Atomen von Nichtmetallen aus.[1][2] In Ionenkristallen wirken dagegen vorwiegend ionische und in Metallen metallische Bindungen.
Bei kovalenten Bindungen spielt eine Wechselwirkung der Außenelektronen (Valenzelektronen) mit den Atomkernen der beteiligten Atome die tragende Rolle. Die Atome bilden zwischen sich mindestens ein Elektronenpaar aus. Dieses Elektronenpaar hält zwei (Zweizentrenbindung) oder mehr (Mehrzentrenbindung) Atome zusammen, ist also bindend und wird daher bindendes Elektronenpaar genannt. Neben einem bindenden Elektronenpaar (Einfachbindung, σ-Bindung) können auch zwei (Doppelbindung, eine Form der π-Bindung), drei (Dreifachbindung, eine Form der π-Bindung) und selten sogar mehr Elektronenpaare wirken. Eine kovalente Bindung hat eine bestimmte Wirkungsrichtung, ist also eine gerichtete Bindung und bestimmt damit die geometrische Struktur einer Verbindung. Die Festigkeit einer Bindung wird durch die Bindungsenergie beschrieben. Bei der chemischen Reaktion entsprechender Stoffe miteinander findet das Knüpfen oder Trennen einer oder mehrerer kovalenter Bindungen statt.
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Als metallische Bindung oder Metallbindung bezeichnet man die chemische Bindung, wie sie bei Metallen und in Legierungen vorliegt. Diese ist durch das Auftreten von frei beweglichen (delokalisierten) Elektronen im Metallgitter gekennzeichnet, die unter anderem für die makroskopischen Eigenschaften elektrische Leitfähigkeit, metallischer Glanz und Duktilität (Schmiedbarkeit bzw. Verformbarkeit) verantwortlich sind. Sie wird durch elektrostatische Anziehungskräfte zwischen Metallionen und freien Elektronen verursacht.
Die vorgenannten metallischen Eigenschaften entstehen erst durch diese Bindung; Einzelatome dieser Elemente haben sie nicht. Da Glanz und Duktilität auch bei nichtmetallischen Stoffen auftritt ist die notwendige Bedingung für das Vorliegen eines metallischen Leiters bei einem Material (Metall, Legierung oder intermetallische Phase) der negative Temperaturkoeffizient der elektrischen Leitfähigkeit (schlechtere Leitung bei Temperaturerhöhung)
Das Prinzip von Le Chatelier
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Definition: Kristallgitter
Die dreidimensional-periodische Anordnung der Teilchen in einem Kristall ist seine Kristallstruktur. Von der Kristallstruktur kann man ein Kristallgitter mit lauter gleichen Elementarzellen ableiten
Definition: Elementarzelle
Die Elementarzelle wird von den drei Basisvektoren a, b und c aufgespannt. Die Längen a, b und c der Basisvektoren sowie die Winkel g, a und β zwischen ihnen sind die sechs Gitterparameter (Gitterkonstanten). Das Kristallgitter ist als die Menge aller Vektoren t = ua +vb + wc definiert, mit u, v, w = beliebig ganzzahlig positiv oder negativ.
Definition: Kristallsystem
Je nach ihrer Symmetrie können Kristalle einem von sieben Kristallsystemen zugeteilt werden. Zu jedem Kristallsystem gehören bestimmte metrische Beziehungen der Gitterparameter.
kubisch tetragonal hexagonal trigonal (ortho-)rhombisch monoklin triklin
Wie sind der pH und pKs-Wert definiert?
Starke Säure: pH = -lg [H+]
Schwache Säure: pH = 1/2 * (pKs - lg [HA])
pKa = - lg K_a
