Manuskript zur Vorlesung ’Einf uhrung in die...

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Manuskript zur Vorlesung ’Einfuhrung in die Chemie’

Marko Bertmer

Facultat fur Physik und Geowissenschaften

Universitat Leipzig

Linnestr. 5

04103 Leipzig

2

Dieses Manuskript stellt eine Kurzzusammenfassung der Vorlesung dar und dient

als allgemeiner Uberblick, der sich mit Notizen und Erganzungen aus der Vorlesung

kombinieren lasst. Es deckt nicht die vollstandigen Anforderungen in der Prufung

ab. Die Kurze des Manuskriptes und die Verwendung von Stichworten statt ganzen

Satzen dienen der besseren Ubersicht.

Besonderer Dank gilt Artiom Zaitev fur die Erstellung des Manuskriptes ausge-

hend von Aufzeichnungen aus der Vorlesung.

Marko Bertmer

Inhaltsverzeichnis

1 Einfuhrung 5

1.1 Was ist Chemie? . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5

1.2 Zweige der Chemie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5

1.3 Formen der Materie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6

1.4 Aggregatzustande . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6

1.5 Trennung von Mischungen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7

2 Atome, Molekule, Ionen 9

2.1 Aufbau der Atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9

2.2 Periodensystem der Elemente . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10

2.3 Molekule . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10

2.4 Ionen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11

2.5 Nomenklatur . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12

3 Stochiometrie 17

3.1 Chemische Formeln und Gleichungen . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17

3.2 Formelgewicht . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17

3.3 Mol . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 18

3.4 Ausbeute . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 18

3.5 Vorschau wassrige Losungen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19

4 Energie chemischer Reaktionen 23

4.1 1. Hauptsatz der Thermodynamik . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23

4.2 Enthalpie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 24

4.3 Satz von Hess . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 24

3

4 INHALTSVERZEICHNIS

5 Elektronische Struktur 27

5.1 Bohrsches Atommodell . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 27

5.2 Quantenmechanik . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29

5.3 Orbitale . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 31

5.4 Elektronenkonfiguration . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 31

6 Chemische Bindung 35

6.1 Lewis-Struktur . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 35

6.2 Ionische Bindung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 36

6.3 kovalente Bindung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 37

6.4 Metallische Bindung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42

6.5 VSEPR-Modell . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 43

6.6 Valenzband-Theorie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 44

7 Trends im PSE, Hauptgruppenelemente 47

7.1 PSE . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 47

7.2 Chemie der Hauptgruppenelemente . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 49

Kapitel 1

Einfuhrung

1.1 Was ist Chemie?

• Untersuchung von Molekulen und Anderungen an Molekulen

• Hierarchische Einteilung der Wissenschaften

Mathematik

Physik

Chemie

LebensmittelforschungMedizin

BiologieBiochemie

Landwirtschaft. . .

1.2 Zweige der Chemie

• anorganische Chemie

• organische Chemie

• physikalische Chemie

• technische Chemie

5

6 KAPITEL 1. EINFUHRUNG

• theoretische Chemie

• makromolekulare Chemie

• Biochemie

1.3 Formen der Materie

Chemie untersucht Materie, ihre Eigenschaften, Verhalten, Zusammensetzung. Die

Materie besteht aus Atomen unterschiedlicher Anordnung. Die Atome sind zu Mo-

lekulen zusammengesetzt oder treten in Gemischen auf.

Materie

heterogenGranit, Holz

homogen

homogene MischungMeerwasser

Reinsubstanz/Reinstoff

VerbindungKochsalz

ElementAluminium

• Reinsubstanz: bestimmte Eigenschaften, konstante Zusammensetzung

• Verbindung: bestimmte Wechselwirkungen zwischen Atomen, z. B. Wasser:

2 H2 + O2 −→ 2 H2O

• Mischung: individuelle Eigenschaften bleiben erhalten, variable Zusammen-

setzung

1.4 Aggregatzustande

Tabelle 1.1: Unterschiede der Aggregatzustande

Aggregatzustande gas flussig fest

Volumen - + +

Form - - +

Beispiel Wasserdampf Wasser Eis

1.5. TRENNUNG VON MISCHUNGEN 7

Die Unterschiede der Aggregatzustande zeigen sich auch im Abstand der Atome

und Molekule voneinander, in ihrer Beweglichkeit und dem verfugbaren Platz.

Eigenschaften der Stoffe

• physikalische: Farbe, Geruch, Dichte, Temperatur, Schmelz-/Siedepunkt, Harte,

allgemein: keine Anderung des Stoffes selbst

• chemische: Flammbarkeit, Loslichkeit, Stabilitat gegenuber Sauren und Ba-

sen.

1.5 Trennung von Mischungen

• Ausnutzen der physikalischen Eigenschaften: z. B. durch Magnetismus,

Destillation

• Ausnutzen der chemischen Eigenschaften: z. B. durch Loslichkeit, Chro-

matografie

8 KAPITEL 1. EINFUHRUNG

Kapitel 2

Atome, Molekule, Ionen

2.1 Aufbau der Atome

• gr. atomos - unzerteilbar

• Fruhere Auffassung: Atome werden weder gebildet noch zerstort

• heutzutage: Der Kern enthalt fast die gesamte Masse und die gesamte positi-

ve Ladung. Elektronen befinden sich in der Hulle und enthalten die gesamte

negative Ladung.

Elementarladung: e: Q = 1.602 ∗ 10−19 C, 1 C=1 Coulomb.

Ladung Elektron: Q = −1.602 ∗ 10−19 C.

Ladung Proton: Q = +1.602 ∗ 10−19 C.

Ladung Neutron: Q = 0 C.

Atommasse: 1 u=1.66054 ∗ 10−24 g = (10−27 kg)

Proton: 1.0073 u

Neutron: 1.0087 u

Elektron: 5.486 ∗ 10−4 u.

Atomgroße: ≈ 10−10 m=100 pm=0.1 nm=1 A.

• Systematik: Ungefahr 100 Elemente, viele schwere radioaktiv, instabil

MasseProtonenzahlEl

9

10 KAPITEL 2. ATOME, MOLEKULE, IONEN

• Massenzahl = Anzahl der Protonen + Anzahl der Neutronen.

• Protonenzahl = Ordnungszahl des Elements. Neutronenzahl einzelner Elemen-

te kann variieren = Isotope. (z. B. 126C, 13

6C, 146C)

– Isotope: gleiche Chemie, unterschiedliche physikalische Eigenschaften. Im

Massenspektrometer konnen Isotope ”filtriert”werden. Zum Beispiel: 12C/14C,35Cl/37Cl

2.2 Periodensystem der Elemente

• horizontal: Periode

• vertikal: Gruppe:

– 1A . . . 8A Hauptgruppenelemente

– 1B . . . 8B Nebengruppenelemente

– Lanthanoide, Actinoide

• Chemie handelt von Elektronen. Diese bestimmen

– typ. Ladung eines Ions

– typ. Verbindungen

2.3 Molekule

• lat. molecula - kleine Masse. Ein Molekul ist eine Ansammlung von Atomen,

die fest miteinander verbunden sind. Diese besitzen bestimmte Eigenschaften.

• empirische/chemische Summenformel: Die Summenformel gibt die Anzahl der

Atome einer Verbindung wieder. Die empirische Summenformel gibt ihr Verhaltnis

zueinander an

empirisch: SiF4 Si:F=1 : 4

Summenformel: C2H4 C:H=1 : 2

2.4. IONEN 11

• Molekul-/Strukturformel: Anordnung und Abfolge der Atome. (siehe Kap. 6)

F Si

F

F

F C

H

H

C

H

H

Die Strukturformeln geben die Bindungsverhaltnisse genauer wieder, zum Bei-

spiel ob die Bindung aus der Papierebene oder in die Papierbene zeigt

A

vor

A

hinter

• Molekulverbindungen eher zwischen Nichtmetallen H2O, CO2

2.4 Ionen

• gr. ion - bewegen. Elektronen bewegen oder hinzufugen: geladene Atome

• netto positive Ladung: Kation

Na+, Ca2+

• netto negative Ladung: Anion

Cl–, O2–

• typischerweise tendieren Metalle zu Kationen, Nichtmetalle zu Anionen

polyatomare Ionen: Ionen, die aus mehreren Atomen bestehen, z. B. NH+4 ,

SO2–4 bleiben oft als Ganzes erhalten. Welche Ladung? - Stabilitatsregeln1

einfach: Edelgascharakter wird bevorzugt Ar±0; Na+; Cl–

• Ionen haben andere Große als die jeweiligen Atome, Kationen kleiner, Anionen

großer als Atom.

• Ionenverbindungen: elektrostatische Anziehung zwischen Anion und Kation

Na + Cl −→ Na+ + Cl– −→ NaCl

1siehe Kap. 5, 6, 7


• Ionenverbindungen eher zwischen Metallen und Nichtmetallen

NaCl, BaCl2, AlCl3

2.5 Nomenklatur

IUPAC - Regeln (International Union of Pure & Applied Chemistry):

• Kationen: Elementname + ion (+ ggf. Ladung angeben)

Ca2+ Kalziumion, Fe2+ Eisen(II)-Ion

• Anionen: Elementname + ’id’ + ion

H– Hydridion, O2– Oxidion, CN– Cyanidion, Cl–Chloridion, OH– Hydroxidion,

O2–2 Peroxidion

• Oxyanionen: CO2–3 Carbonat, SO2–

4 Sulfat, NO–3 Nitrat

Cl– OCl– ClO–2 ClO–

3 ClO–4

Chlorid Hypochlorit Chlorit Chlorat Perchlorat

NO–2 NO–

3

Nitrit Nitrat

SO2–3

Sulfit

• Ionische Verbindungen: Kationname + Anionname

NaCl Natriumchlorid

Cu(II)(ClO4)2 Kupfer(II)perchlorat

Cu(ClO4)2

• Sauren: solche, die H+ freisetzen

Anion mit -id, meist Trivialnamen

HCl Salzsaure, HF Flusssaure

-Oxyanionen:

– -at: Element + saure

HClO3 Chlorsaure, HNO3 Salpetersaure, H2SO4 Schwefelsaure

2.5. NOMENKLATUR 13

– -it: Element + ’ige’ + saure

HNO2 salpetrige Saure, HClO2 chlorige Saure

– hypo. . . it HClO hypochlorige Saure

– per. . . at HCLO4 Perchlorsaure

• Molekule: gr. Vorsilben:

mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, octa, nona, deca

chem Formel gemaß PSE ordnen. Ausnahme: O steht als letztes (außer wenn

F dabei)

– letztes Element: -id

NF3 Stickstofftrifluorid

Cl2O: Dichlormonoxid

P4S10: Tetraphosphordecasulfid

– Molekule: H enthaltende Molekule HCl (Salzsaure heißt es nur in Wasser,

ansonsten Chlorwasserstoff)

H2S Schwefelwasserstoff

• Organische Chemie: gr. Vorsilben: bezeichnen Zahl der C-Atome

Namensendungen fur funktionelle Gruppen:

– Alkane: CnH2n+2

CH4 Methan

CH3 CH3 Ethan

CH3 CH2 CH3 Propan

CH3 CH2 CH2 CH3 Butan

CH3 CH2 CH2 CH2 CH3 Pentan

– Zykloalkane: CnH2n


Zyklohexan C6H12

– Alkene

CH2−−CH2

Ethen

– Alkine

CH−−−CH

Ethin

– Alkohole

CH3 CH2 OH

Ethanol

CH3 OH

Methanol

– Aldehyde

CH3−CHO oder CH3 C

H

OEthanal

– Ketone

CH3−CO−CH3 oder CH3 C

O

CH3

Propanon

– Carbonsauren

CH3 C

O

OH

Ethansaure

– Aromaten

1

2

3

4

5

6

1,3,5-Hexatrien

oder

Benzen

oder

Benzol

2.5. NOMENKLATUR 15

– Systematik: Name aus der langsten C-Kette. Nummerierung startet bei

hochster Prioritat

CH3 CH

OH

CH2 CH3

2-Butanol

Br CH3

1-Brom,3-Methyl,3-Buten

CH

H3C

H3C

CH

CH3

CH3

oder

2,3-Dimethylbutan

H3C

CH3

CH3

CH3

C

CH3

CH3

CH3

2,2,3-dimethylpentan4-(1-ethylpropyl)2,3,5-trimethylnonan

Kapitel 3

Stochiometrie

3.1 Chemische Formeln und Gleichungen

• 1.Gleichung aufstellen

Zn + HClEdukte

−→ ZnCl2 + H2Produkte

• 2. Koeffizienten anpassen, Massen-/Elementerhaltung:

Zn + 2 HCl −→ ZnCl2 + H2

– (g) gas; (l) flussig, (s) fest

– (aq) in Wasser gelost

– ↑ gasformiges Produkt, ↓ Niederschlag

– ∆ unter Temperaturanstieg(uber dem Reaktionspfeil)

CaCO3∆−→ CaO + CO2 ↑

3.2 Formelgewicht

• Addition der Molmassen Ca3(PO4)2 :

3 Ca(je 40.08 u) + 2P(30.97 u) + 8O(16.0 u) = 310.18 u

• Prozentuale Zusammensetzung:

17

18 KAPITEL 3. STOCHIOMETRIE

%Element= Zahl∗AtomgewichtFormelgewicht

∗ 100 %

• Methoden zur Molekulargewichtbestimmung - siehe Kap. 8.

– typisch: Verbrennungsanalyse:

%C + %H + %O = 100%(solange HCO-Verbindung)

C −→ CO2, H −→ H2O, O bildet die Differenz

2 CH2OH + 3 O2 −→ 2 CO2 + 4 H2O

3.3 Mol

• lat. moles = Masse

• Stoffmenge wird in mol angegeben: 1 mol = 6.0221421 ∗ 1023 Atome = Avo-

gadrozahl NA = Loschmidtzahl NL = Zahl der Atome in 12, 000 g des Isotops12C, (nat. Haufigkeit von C 12.011 g)

Stoffmenge n = Masse mMolmasse M

• Der Massendefekt ∆E = mc2 hat Einfluss auf die molare Masse der Elemente

3.4 Ausbeute

• Prozentuale Ausbeute

prozentuale Ausbeute = erhaltene Mengetheoretische Menge

∗ 100 %

Prozentuale Ausbeute ist kleiner als 100 %, wenn

– relative Anteile der Edukte nicht der Reaktionsgleichung entsprechen

– eine Komponente zu fruh verbraucht wird

– Produktreste an Glasgeraten, unlosliche Ruckstande, Verdampfung etc.

• Konkurrenzreaktionen mit Nebenprodukten

2 P + 3 Cl2 −→ 2 PCl3+2 Cl2−−−→ 2 PCl5

3.5. VORSCHAU WASSRIGE LOSUNGEN 19

3.5 Vorschau wassrige Losungen

• Tropfsteinhohle

CaCO3(s) + H2O + CO2(aq)Kohlensaure H2CO3(aq)

−→ Ca(HCO3)2(aq)Calciumhydrogencarbonat

• Elektrolytlosung:

NaCl(s) + H2O(l) −→ Na+(aq) + Cl–(aq)

Na+(aq), Cl–(aq) sind solvatisierte hydratisierte Ionen.

Molekule, z. B. Zucker (Bsp. Glukose C6H12O6) losen sich als Ganzes in Wasser.

HClChlorwasserstoff

+ H2O −→ H+(aq) + Cl–(aq)Salzsaure[HCl(aq)]

• Niederschlagsbildung

2 KI + Pb(NO3)2 −→ PbI2 ↓ + 2 KNO3Loslichkeit uberschritten

besser:

2 K+(aq)+2 I–(aq)+Pb2+(aq)+2 NO–3(aq) −→ PbI2 ↓ +2 K+(aq)+2 NO–

3(aq)

• Qualitative Nachweisreaktionen:

AgNO3(aq)Silbernitrat

+ KCl(aq) −→ AgClSilberchlorid

↓ + KNO3(aq)

Saure-Base-Reaktionen

• Bronstedt-Definition: Saure bildet H+ in Wasser, Base bildet OH– in Was-

ser/nimmt H+ auf

HClSaure

+ H2O −→ H+(aq) + Cl–(aq)

NaOHBase

+ H2O −→ Na+(aq) + OH–(aq)

NH3Base

+ H2O −→ NH+4 + OH–

– Ein-/zweiprotonige Saure


H2SO4 −→ H+ + HSO–4

H2SO4 −→ 2 H+ + SO2–4

– Organische Sauren

Rest−COOH −→ COO– + H+

• Neutralisation: Saure + Base −→ Wasser + Salz

HClSaure

+ NaOHBase

−→ H2OWasser

+ NaClSalz

(Titration)

• Gasbildung

HCl + NaHCO3 −→ NaCl + H2O + CO2 ↑

Redoxreaktionen

• Reduktion - Elektronenaufnahme (Ladung wird negativer)

• Oxidation - Elektronenabgabe (Ladung wird positiver)

±0

Ca + 2+1

H+ + −→+2

Ca2+ +±0

H2

2±0

Ca +±0

O2 −→ 2+2

Ca−2

O

• Oxidationszahlen: elementar: 0 (CH4, O2, P4)

– monoatomare Ionen: OZ=Ladung

– polytomare Ionen: OZ=Summe der Ladungen der einzelnen Komponen-

ten (+5

N−2

O−3 ,

+6

S−2

O2−4 )

– Nichtmetalle: O: -2 (aber: O2–2 )

H: +1 (aber: H–)

F: -1, Hal: -1 [+1, +3, +5, +7]

+1

H+5

Cl−2

O3

– Oxidierende Reagenzien: oxidiert andere, wird selbst reduziert = Oxida-

tionsmittel

3.5. VORSCHAU WASSRIGE LOSUNGEN 21

– Reduzierende Reagenzien: reduziert andere, wird selbst oxidiert = Re-

duktionsmittel

2 Zn + 2 HBr −→ 2+2

ZnBr2 + H2

Mn + Pb(NO3)2 −→ Mn(NO3)2 + Pb

besser:±0

Mn + Pb2+ + 2 NO–3 −→ Mn2+ +

±0

Pb + 2 NO–3

Mn + Pb2+ −→ Mn2+ + Pb

Fe + Ni2+ −→ Fe2+ + Ni

• Aktivitatsreihe von Metallen in wassriger Losung

Metall Oxidationszahlen

Lithium Li(s) −→ Li+(aq) + e–

Kalium K(s) −→ K+(aq) + e–

Calcium Ca(s) −→ Ca2+(aq) + 2 e–

Aluminium Al(s) −→ Al3+(aq) + 3 e–

Eisen Fe(s) −→ Fe2+(aq) + 2 e–

. . . . . .

Wasserstoff H2(g) −→ 2 H+(aq) + 2 e–

. . . . . .

Kupfer Cu(s) −→ Cu2+(aq) + 2 e–

Silber Ag(s) −→ Ag+(aq) + e–

Gold Au(s) −→ Au3+(aq) + 3 e–

Von unten nach oben nimmt die Starke der Reduktionsmittel zu, von oben nach unten

nimmt die Starke der Oxidationsmittel zu

Cu + 4 HNO3oxidierende Saure

−→ Cu2+ + 2 NO2 ↑ + 2 H2O + 2 NO–3

Die Oxidationskraft von Salpetersaure reicht aus, um Silber zu oxidieren, aber

nicht Gold (Scheidewasser - Trennung von Au und Ag).

Man verwendet Salzsaure und Salpetersaure im Verhaltnis 3:1 (Konigswasser)

HNO3 + 3 HCl −→ NOCl + 2 Cl + 2 H2O

um mit dem entstehenden atomaren Chlor das Gold zu oxidieren

Au + NO–3 + 4 H+ + 4 Cl– −→ AuCl–4 + 2 H2O + NO


Konzentrationsangaben

Konzentration c = nV

, [c] = mol/L

1 molare Losung : 1 M=1 mol/L

1 M NaCl −→ 1 mol Na+ und 1 mol Cl– = 2 mol Ionen

HCl + NaOH −→ H2O + NaCl±0

Mn ++2

Pb(NO3)2 −→+2

Mn(NO3)2 +±0

Pb

Kapitel 4

Energie chemischer Reaktionen

4.1 1. Hauptsatz der Thermodynamik

U= innere Energie: kinetische & potenzielle Energie der Komponenten(Translation,

Rotation, Vibration, nicht makroskopische Lage oder Bewegung)

Q= Warme,

W= am System verrichtete Arbeit

UEnde − UAnfang = ∆U = ∆Q+ ∆W

• ∆U > 0: System hat Energie von der Umgebung aufgenommen

• ∆U < 0: System hat Energie an die Umgebung abgegeben

E

Edukte

Produkte

endotherm

EEdukte

exotherm

Produkte

Links: endotherme Reaktion; Rechts: exotherme Reaktion

∆U Zustandsfunktion: Beschreibung des gegenwartigen Zustands eines Sys-

tems unabhangig von dem bis dahin zuruckgelegten Weg

23

24 KAPITEL 4. ENERGIE CHEMISCHER REAKTIONEN

4.2 Enthalpie

gr. enthalpein - erwarmen

Enthalpie H = U + pV

dH = dU + pdV + V dp

∆H = ∆U + p∆V = qp

q = nCm∆T q = nCs∆T

molare Warmekapazitat Cm spezifische Warmekapazitat Cs

• ∆RH Reaktionsenthalpie

2 H2(g) + O2(g) −→ 2 H2O(g), ∆RH = −483.6 kJexotherm

• Messung von ∆RH im Kalorimeter

∆Q = CKalorimeter + CsmH2O∆T

Thermometer Styropor

Thermometer

Zundung

Reaktionsraum O2 + Probe

Links: Kalorimeter mit p=const; Rechts: Bombenkalorimeter

4.3 Satz von Hess

Da H Zustandsfunktion, kann man gegebene Reaktion beliebig aus Teilreaktionen

zusammensetzen.

Die Energie der Reaktion

CH4(g) + 2 O2(g) −→ CO2(g) + 2 H2O(l)

lasst sich auch mit den Zwischenprodukten

4.3. SATZ VON HESS 25

CO2(g) + 2 H2O(g)

und

CO(g) + 2 H2O(l) + 12

O2(g)

darstellen.

Die Standardbildungsenthalpien ∆H◦ werden Tabellen entnommen, Standard-

bedingungen: 1 bar, 298 K

Fur die Reaktion

C3H8(g) + 5 O2(g) −→ 3 CO2(g) + 4 H2O(l)

benotigt man die Standardbildungsenthalpie ∆H◦(C3H8), die durch die Gleichung

3 C(s) + 4 H2(g) −→ C3H8(g)

gegeben ist. Die Reaktion lauft aber so nicht direkt ab, lasst sich aber energetisch

berechnen.

H

3 CO2(g) + 4 H2O(l)

3 C(s) + 4 H2(g) + 5 O2(g)

∆H3 = 104 kJ

C3H8(g) + 5 O2(s)

∆H4 = 2220 kJ

Bildung CO2: ∆H2 = −1191 kJ

3 CO2(g) + 4 H2(g) + 2 O2(g)

∆H3 = −1143 kJ

∆H1

26 KAPITEL 4. ENERGIE CHEMISCHER REAKTIONEN

Kapitel 5

Elektronische Struktur

5.1 Bohrsches Atommodell

• Elektronen verantwortlich fur chemische Reaktionen. Wo sind die Elektronen?

Was ist ihre Energie?

• Experimente: Absorption und Emission elektromagnetischer Strahlung

• Wasserstoff: 1880er Jahre: Balmer-Serie beschreibt die Emissionsubergange

im sichtbaren Bereich des elektromagnetischen Spektrums, Paschen-, Pfund-,

Brackettserien außerhalb des sichtbaren Bereiches

Empirische Formel:

1

λ= RH

(1

n21

− 1

n22

), n1 < n2

Rydbergkonstante RH = 1.096776 ∗ 107 /m

• 1900: Max Planck - Quantisierung

∆E = h ∗ f, Planck‘sches Wirkungsquantum h = 6.626 ∗ 10−34 Js

• Photoeffekt:

Metalloberflache

λ e−

27

28 KAPITEL 5. ELEKTRONISCHE STRUKTUR

• 1913: Bohr

– e− bewegen sich um den Kern in kreisformigen Bahnen(Orbit)

– nur bestimmte Radien erlaubt

– Emission/Absorption sind e−-Ubergange zwischen Orbits

e−

Emission

e−

Absorption

– ∆E = Enachher − Evorher = h ∗ f = EPhoton

E = −hc ∗RH

n2, n Zahl der Kreisbahn

– Radien genau vorhergesagt

nnachher − nvorher > 0 Absorption von Energie

nnachher − nvorher < 0 Emission von Energie

– Grundzustand - niedrigste Energie,

n =∞, E=0, Elektron unabhangig vom Kern

– genaue Vorhersage der Wasserstoffspektren

– Nachteile des Bohrschen Atommodells:

∗ nach klassischer Physik musste Elektronen standig Energie abgeben,

um auf der Kreisbahn zu bleiben, wurden am Ende in den Kern

sturzen.

∗ nach Bohr gelten die Gesetze der klassischen Physik nicht, fur Kreise

um bestimmte Radien wird keine Energie benotigt

∗ keine Vorhersage fur andere Elemente

• zusatzliche Konzepte/experimentelle Befunde:

– Welle/Teilchen-Dualismus

5.2. QUANTENMECHANIK 29

e− e−

Reaktionsschirm

Konstruktive und Destruktive Interferenz am Doppelspalt

• 1924: de Broglie

λ =h

mv, mv = Impuls, λ = Wellenlange

• Unscharferelation Heisenberg

∆x∆(mv) ≥ h

4π=

~2

Bsp: ∆xe ≥ h4πm∆v

= 1 nm bei Ungenauigkeit ∆v=1 %; 1 nm > Atomradius

5.2 Quantenmechanik

• Anwendung alter Mathematik

– Annahme: e− ist eine stehende Welle, ψ Wellenfunktion, Energie ver-

gleichbar mit Obertonen in der Musik

– Wellenfunktion ψ fur das e− hat keine physikalische Bedeutung

– Dirac: ψ2 bzw. ψ ∗ ψ∗ Bedeutung der Aufenthaltswahrscheinlichkeit der

Elektronen

• Schrodinger-Gleichung

Hψ = Eψ, H Hamilton-Op, E Energie

H = − ~2

2m(∂2

∂x2+

∂2

∂y2+

∂2

∂z2) + Φ(x)

– Losung der Schrodinger-Gleichung: ψ Eigenfunktion, E Eigenwerte

– Fur Wasserstoff Energie identisch mit Bohrschem Atommodell

– ψ(x, y, z)→ ψ(r, θ, φ)


r

P

θ

φ

ψ(r, θ, φ) = R(r)n,l

∗ Y (θ, φ)n,l,m

• Quantenzahlen

– n Hauptquantenzahl, n ∈ N

– l Nebenquantenzahl, Drehimpulsquantenzahl, l < n

– ml magnetische Quantenzahl, ml = −l,−l + 1, . . . , l − 1, l

– mS Spinquantenzahl, s = ±12

Elektronenspin, postuliert von Uhlenbeck/Goudsmit

Ag+N s = +1/2

s = −1/2S

Stern-Gerlach-Experiment

r2R2

n = 1 r

l = 0

α0

r2R2

n = 2 r

l = 1l = 0

α1

r2R2

n = 3 r

l = 2

l = 0

l = 1

α2

Radialdichtefunktionen vom Abstand r

5.3. ORBITALE 31

5.3 Orbitale

y

z

x

s-Orbital

y

z

x

+

−px

y

z

x

− +

py

y

z

x

+

−

pz

Die

p - Orbitale, l = 1, m = −1, 0, 1

y

z

x

dxy

y

z

x

dz2

y

z

x

dx2−y2

Die d - Orbitale; Analog zum dxy liegen auch das dyz und das dxz planar in der

entsprechenden Ebene

5.4 Elektronenkonfiguration

• Mehrelektronensysteme: e−-e− - Abstoßung, keine analytische Losung der Quan-

tenmechanik

– Adaption Wasserstofforbitale


– Orbitalenergie steigt mit steigendem l

1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p. . .6s. . .

E

1s2s

2p3s

3p4s

3d4p

Links: Abfolge der Energie der Orbitale entlang der Pfeile; Rechts: Orbitalenergie

• Elektronen in Orbitale fullen

– Pauli-Prinzip: keine 2 Elektronen haben vier identische Quantenzahlen,

max. 2 e− mit entgegengesetztem Spin pro Orbital

– Pfeile geben die Vorzeichen der Spins an (+12,−1

2)

– H: 1s1 , He: 1s2 , Li: 1s2 2s1

– 2p: 3 Orbitale mit gleicher Energie: energetisch entartet

• Hund‘sche Regel

– voll gefullte Orbitale haben einen Gesamtdrehimpuls J von Null

– niedrigste Energie fur maximale Spinmultiplizitat S =∑

imsi

C:

– niedrigste Energie fur maximale L, L =∑i=mi

ml

C:−1 0 1

– J = |L− S|<halb gefullt

J = Shalbgefullt

J = L+ Smehr als halbgefullt

• Kurzform der Elektronenkonfiguration

– O 1s22s22p4 p:

– Na 1s22s22p6︸︷︷︸voll gefullt

3s1 = [Ne]3s1, 3s1 - Valenzelektron

5.4. ELEKTRONENKONFIGURATION 33

Ubergangsmetalle

1s2s3s4s

5s6s

3d4d

5d

4fLanthanoide5fActinoide

1s2p3p4p5p6p

Darstellung der jeweiligen Orbitale im Periodensystem

• PSE

– geordnet nach Elektronenkonfiguraton

– bevorzugte Oxidationszahlen: Edelgaskonfiguration (Oktettregel)

Na: [Ne]3 s1 −→ Na+:[Ne]

O: [He]2 s22p4 −→ O2–:[Ne]

– Oktettregel: streng gultig nur fur 2. + 3. Periode (2s22p6, 3s23p6)

∗ n = 1: 2e−

∗ n = 2, 3: 8e−

∗ n = 4: 18e− s2p6d10

∗ n = 5: 32e− s2p6d10f 14

– Schwerere Atome: Energieunterschiede zwischen Orbitalen kleiner, andere

Konfigurationen gunstiger als nach Hund‘scher Regel

Bsp: La: [Xe]6s25d1

Ce: [Xe]6s25d14f 1

Pr: [Xe]6s24f 3

Kapitel 6

Chemische Bindung

Die Art der chemischen Bindung bestimmt die Eigenschaften des Materials (Stabi-

litat, Reaktivitat, Schmelzpunkt, . . . )

Definition:

Anordnung/Zusammenhalt von Atomen durch attraktive Wechselwirkungen

Es werden i. Allg. fur eine Bindung nur die Valenzelektronen betrachtet.

6.1 Lewis-Struktur

Ein Valenzelektron ist durch einen Punkt reprasentiert, 2 gemeinsame Valenzelek-

tronen durch eine Linie.

H

O

H

Zeichnen der Lewis-Strukturen:

1. Valenzelektronen zahlen

2. zuerst Einfachbindungen aufzeichnen

3. versuchen die Oktettregel fur jedes Atom aufzustellen

4. dann Mehrfachbindungen/nicht bindende Orbitale hinzufugen

35

36 KAPITEL 6. CHEMISCHE BINDUNG

CH4, 8e− ⇒ H C

H

H

H

CO2, 16e− ⇒ O C O

NH3, 8e− ⇒ H N

H

H

NO–3, 24e− ⇒

[O N O

O

]−[1 von 3 Grenzstrukturen, Permutation der Doppelbindung]

6.2 Ionische Bindung

• Durch die elektrostatischen Wechselwirkungen zwischen den Ionen entstehen

Bindungen

• meist zwischen Metallen und Nichtmetallen

• Born-Haber Kreisprozess: Gitterenergie

– Gitterenergie ist großer Energiebetrag, der die Stabilitat belegt

– Gitterenergie steigt mit Ladung

E

NaCl(s)

Na(s) + 12

Cl2(g)

Na(g) + 12

Cl2(g)

Na(g) + Cl(g)

Na+(g) + e– + Cl(g)

Na+(g) + Cl–(g)

∆H

Ionis.Elektronenaffinitat

Gitterenergie

6.3. KOVALENTE BINDUNG 37

6.3 kovalente Bindung

• Vor allem zwischen Nichtmetallen

• Da es nicht immer moglich ist, fur alle Atome die Edelgaskonfiguration zu

erreichen, werden die Elektronen gemeinsam’genutzt‘:

H H

• Hohere Elektronendichte zwischen den Kernen ⇒ elektrostatische Anziehung

• die Energie einer Bindung ist vom Abstand abhangig:

Lennard-Jones Potential:

• Molekulorbitale

– LCAO-Modell1

– N Atomorbitale erzeugen N Molekulorbitale

– bindende Molekulorbitale haben hohere Aufenthaltswahrscheinlichkeiten

der Elektronen

1Linearkombination von Atomorbitalen zu Molekulorbitalen


– antibindende Molekulorbitale haben eine Knotenflache zwischen den Ato-

men ⇒ niedrigere Aufenthaltswahrscheinlichkeiten der Elektronen

1. 2 s - Atomorbitale→ σ - Molekulorbital (bindend) + σ∗ - Molekulorbital

(antibindend)

2. 2 pz - Atomorbitale2 → σ - Molekulorbital + σ∗ - Molekulorbital

3. 2 py (oder 2 px)- Atomorbitale→ π - Molekulorbital + π∗ - Molekulorbital

4. s + pz - Atomorbitale → σ - Molekulorbital + σ∗ - Molekulorbital

5. 2 d - Atomorbitale (je nach Ausrichtung)→ δ - Molekulorbital + δ∗ -

Molekulorbital

• Energieniveaus der Molekulorbitale: Aussagen uber Stabilitat von Molekulorbitalen

E

1s 1s

σ

σ∗

Besetzen der H2 Molekulorbitale mit Elektronen

E

1s 1s

σ

σ∗E

1s 1s

σ

σ∗

Links: Energieniveaus des He2 Molekuls; Rechts: das He+2 Molekul

2Sei z die Kernverbindungsachse


E

2s 2s

2sσ

2sσ∗

1s 1s

1sσ

1sσ∗

Energieniveaus der Molekulorbitale des Li2 Molekuls

E

2p 2p

2pσ

2pσ∗

2pπ

2pπ∗

2s 2s

2sσ

2sσ∗

E

2p 2p

2pπ

2pσ∗

2pσ

2pπ∗

2s 2s

2sσ

2sσ∗

Links: MO-Schema fur O2; Rechts: MO-Schema fur N2

• Bindungsordnung

Im Allgemeinen sind Mehrfachbindungen starker als Einfachbindungen. Das

zeigt sich am Abstand der Atome.

am Beispiel Stickstoff:

N N Bindungslange = 1.47 A




Ist die Zahl der bindenden und antibindenden Elektronen bekannt, lasst sich

die Bindungsordnung berechnen:3

B =1

2(n− n∗)

Beispiele:

N2: B = 1/2(6− 0) = 3

O2: B = 1/2(6− 2) = 2

• Polare Bindung

– Die Elektronegativitatsdifferenz4 der Bindungspartner entscheidet ob die

Bindung ionisch oder kovalent ist.

Elektronegativitatswerte im PSE:

3n=Zahl der bindenden Elektronen, n∗=Zahl der antibindenden Elektronen4Siehe Kap. 7


– Je großer die Elektronegativitat, desto großer das Bestreben, ein e− auf-

zunehmen.

H Cl

• Formalladung

– Ladung wird durch Abzahlen der anliegenden Elektronen und vergleichen

mit dem Neutralzustand eines Atoms bestimmt

– Elektronegativitat wird nicht berucksichtigt.[ −1

C±0

N]−

• Partialladung

– Durch unterschiedliche Elektronegativitatswerte entstehen Teilladungen

im Molekul

δ+

Hδ−Cl

– Es entsteht ein Dipolmoment

~µ = Q~r

Q = Ladung, ~r = Abstandsvektor

– Molekule mit einem Dipolmoment ziehen polare/ionische Verbindungen

an

δ−O

Hδ+

Hδ−O

H H

• Resonanzstrukturen

– Falls es keine geeignete oder mehrere Lewis-Strukturen fur eine Verbin-

dung gibt, werden mehrere Resonanzformeln angegeben

Beispiel Ozon O3

OO

O OO

O


Experimentell findet man O−O Abstande von jeweils 1.47 A.

Beispiel Benzol C6H6

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

oder

H

H

H

H

H

H

Experimentell findet man identische C−C Abstande.

6.4 Metallische Bindung

• Nach dem Elektronengasmodell haben die Elektronen keine feste Position

• Elektronen erfahren elektrostatische Krafte, aber sind beweglich

• sie sind keinem bestimmten Kern zugeordnet

• nicht erklarbar: in der Mitte der Ubergangsmetalle gibt es die hochsten Schmelz-

punkte

• Bei sehr hoher Anzahl an Atomen werden die Energieniveauunterschiede zwi-

schen den Orbitalen sehr klein ⇒ Die Orbitale werden zu einem Elektronen-

band zusammengefasst.

E

Anzahl der Atome1 2 3 4 ∞

Elektronenband

. . .

• Die besetzten Orbitale bilden das energetisch niedrigere Valenzband.

6.5. VSEPR-MODELL 43

E

Anzahl der Atome1 2 3 4 ∞

Fermilevel

Valenzband

. . .

Die 2s -Elektronen von Lithium bilden das Valenzband

• Oberhalb des Valenzbandes befindet sich das Leitungsband5

• Die Energielucke zwischen dem Valenz- und dem Leitungsband bestimmt das

Verhalten des Stoffes.

E

∆E

Valenzband

Leitungsband

Metalle Halbleiter Isolator

6.5 VSEPR-Modell

Wie ist die Geometriestruktur eines Molekuls?

A Bd

A

B

Cα

Das VSEPR-Modell6 liefert eine Beschreibung der Bindungslangen und Bindungs-

winkel:

5Die Besetzung des Leitungsbandes hangt von der Gesamtzahl der Elektronen ab. Zusatzlich

kann es Vermischung von z. B. 2s - und 2p - Orbitalen geben (Erklarung der Leitungsfahigkeit von

Calcium)6VSEPR: Valenzschalen - Elektronenpaarabstoßung(-repulsion)


1. Elektronenpaare stoßen sich ab ⇒ suchen den moglichst maximalen Abstand

zueinander

2. nichtbindende Elektronenpaare beanspruchen mehr Platz als bindende

Allgemein: Molekul ABn

(n: Zahl der Elektronenpaare inkl. nichtbindende)

betrachte Anzahl der Elektronenpaare und die Lewisstruktur (insbesondere fur

das Zentralatom)

1. n = 2: 180◦, linear B A B

2. n = 3: 120◦, trigonal planar

3. n = 4: 109.5◦, tetraedrisch

4. n = 5: 90◦ und 120◦, trigonal-bipyramidal

5. n = 6: 90◦, oktaedrisch

Beispiel:

CH4: ](HCH) = 109.5◦

NH3:](HNH) = 107.1◦

H2O: ](HOH) = 105◦

6.6 Valenzband-Theorie

Die VB-Theorie gibt eine Erklarung der Geometrie mithilfe von Molekulorbitalen.

Dadurch wird eine Aussage uber die Orientierung der Atomorbitale zueinander

moglich.

Aus der Quantenmechanik folgt: Linearkombinationen von Wellenfunktionen, die

die Schrodingergleichung erfullen, erfullen ebenfalls die Schrodingergleichung.

Modell der Hybridisierung:

6.6. VALENZBAND-THEORIE 45

s p

+

sp

+

sp

Durch Hybridisierung von s, p, und d- Orbitalen entstehen energetisch gleichwertige

Hybridorbitale.

Bezeichnung Orbitale Anzahl Hybridorbitale Bindungswinkel

sp 1s+ 1p 2 180◦

sp2 1s+ 2p 3 120◦

sp3 1s+ 3p 4 109.5◦

sp3d 1s+ 3p+ 1d 5 90◦ und 120◦

sp3d2 1s+ 3p+ 2d 6 90◦

Kapitel 7

Trends im PSE,

Hauptgruppenelemente

7.1 PSE

• Ordnung nach der Elektronenkonfiguration: s, p, d, f → Valenzelektronen

Daraus entstehen Gemeinsamkeiten und Unterschiede innerhalb von Perioden

und Gruppen

• Effektive Kernladung

innere Elektronen schirmen Kernladung ab → Valenzelektron fuhlt nicht die

gesamte Kernladung

Zeff = Z − S, Z = Ladung, S = Abschirmkonstante

– Einfaches Modell

∗ S ist einfach die Anzahl der inneren Elektronen

– Slater-Regeln:

Elektronen

∗ mit großerem n tragen 0 zu S bei

∗ mit gleichem n tragen 0.35 zu S bei

∗ mit n− 1 tragen 0.85 zu S bei

∗ mit < n− 1 tragen 1.00 zu S bei

47

48 KAPITEL 7. TRENDS IM PSE, HAUPTGRUPPENELEMENTE

s- Elektronen werden weniger abgeschirmt als andere, da sie eine Aufenthalts-

wahrscheinlichkeit am Kern haben

Periode: Zeff nimmt zu → hohere Kernladung, gleiche Zahl der inneren Elek-

tronen

Gruppe: Zeff nimmt zu → hohere Kernladung, Zahl der inneren Elektronen

nimmt zu

• Atom- und Ionenradien

– Nichtbindender Atomradius: kleinster Abstand bei Kollisionen

– Bindender Atomradius: kleinster Abstand in Molekulen (z. B. Cl−Cl)

– Gruppe: Radien nehmen zu mit zunehmender Ordnungszahl

– Periode: Radien nehmen von links nach rechts ab, da Zeff zunimmt und

die Elektronen starker an den Kern angezogen werden

– Ionenradien eines Elements: Kation < Atom < Anion

– isoelektrische Reihe: O2–−F–−(Ne)−Na+−Mg2+−Al3+

Ionenradius nimmt von O2– nach Al3+ ab

• Ionisierungsenergie

Energie, um Elektronen vom Kern zu entfernen → immer positiv

Reaktion 1. Ionisierungsenergie Reaktion 2. Ionisierungsenergie

Na −→ Na+ I1 = +496 kJ/mol Na+ −→ Na2+ I2 = +4562 kJ/mol

Mg −→ Mg+ I2 = +738 kJ/mol Mg+ −→ Mg2+ I2 = +1451 kJ/mol

– Periode: Zunahme von I1 von links nach rechts

– Grupp: Abnahme von I1 von oben nach unten

– Ubergangsmetalle zeigen nur geringe Unterschiede in I1

– Innerhalb einer Periode ist die Anderung der Ionisierungsenergien nicht

immer stetig (z. B. I1(N) > I1(O)1)

• Elektronenaffinitat

Aufnahme von Elektronen, bei Nichtmetallen meist ∆E < 0

1Der Grund ist eine gunstigere Elektronenkonfiguration(halb gefullte Schalen) von O+

7.2. CHEMIE DER HAUPTGRUPPENELEMENTE 49

– Periode: Zunahme der Elektronenaffinitat von links nach rechts

(Ausnahme: s2 → s2p1, p3 → p4)

– Gruppe: Elektronenaffinitatswerte bleiben ahnlich

• Metalle

– niedrige Ionisierungsenergien: positiv geladene Ionen

– typischerweise ionische Verbindungen

– Metalloxide reagieren in Wasser basisch

• Nichtmetalle

– große Elektronenaffinitat → negativ geladene Ionen

– kovalente Bindungen untereinander

– reagieren in Wasser sauer

• Metalloide

– sowohl Eigenschaften von Metallen als auch von Nichtmetallen

– Halbleiter

7.2 Chemie der Hauptgruppenelemente

Wasserstoff

• Wasserstoffherstellung: Steam Reforming

CH4(g) + H2ONi−−−→

900◦CCO(g) + 3 H2(g)

Das CO kann genutzt werden, um weiteren Wasserstoff zu erzeugen

CO(g) + H2OCo3O4−−−→450◦C

CO2(g) + H2(g)

• Wassergasgleichgewicht

H2O + C(s) −→ CO(g) + H2(g)


• gewohnlich als H+ vorhanden

• Hybride: H– (z. B. NaH, NaBH4, LiAlH4)

• Molekule: CH4, NH3, H2O, HF, SiH4, PH3, H2S, HCl

1A: Alkalimetalle

arabisch alkali = Asche

Li - Na - K - Rb - Cs - (Fr)

• kommen in der Natur elementar nicht vor, oft gelagert in organischen Losungsmitteln

• allgemein sind die Alkalimetalle sehr reaktiv

2 M + H2 −→ 2 MH, M=Metall

2 M + 2 H2O −→ 2 MOH + H2

– Oxide: Li2O, Peroxide: Na2O2, Superoxide: KO2, RbO2, CsO2

• Charakteristische Flammenfarbung: Li: rot, Na: gelb, K: violett

• Natrium/Kalium:

– wichtig fur das Nervensystem des Korpers

• Kalium:

– Dungemittel (z. B. NPK-Dunger)

2A: Erdalkalimetalle

Be - Mg - Ca - Sr - Ba - (Ra)

• Be/Mg:

– bilden teilweise kovalente Bindungen aus

– BeO/MgO: Passivierung der Metalle

• Magnesium:


– Aufbau der Enzyme, Chlorophyll

• Calcium:

– Knochenbau

– Kalkgesteine:

CaCO3∆−→ CaO + CO2 Branntkalk

CaO + H2O −→ Ca(OH)2 Loschkalk

CaCO3(s) + CO2(aq) + H2O −→ Ca2+(aq)Wasserharte

+ 2 HCO–3(aq)

3A: Borgruppe

B - Al - Ga - In - Tl

• typische Oxidationsstufe +3, schwere Elemente auch +1

• Bor:

– Nichtmetall, sehr leicht, Elektronenmangelverbindung 1s22s22p1 → un-

gewohnliche Chemie

– Elementar: B12: Ikosaeder 12 Ecken, 20 Dreiecksflachen

– Borane: BH3 → B2H6Diboran

. . . BnHn+4; BnHn+6; . . .

H

B

H

H

6e−-Bindung

H

B

H

H

B

HH

H

2e−, 3-Zentrenbindung

– BHal3 −→ reaktiv, da Oktettregel nicht erfullt

– Metallboride MB2 . . . MB6

M M M M M M M M M

M M M M M M M M M

M M M M M M M M M

B B B B B B B B

B B B B B B B B

Zwischengitterplatze mit Boratomen ausgefullt

• Aluminium:


– Leichtmetall, Al2O3 sehr hohe Gitterenergie

– Bahngleisbau:

2 Al + Fe2O3 −→ 2 Fe + Al2O3

– Passivierung: Aluminiummetall reagiert sofort mit Sauerstoff: Al2O3 bil-

det dunne Schicht, die vor weiterer Korrosion schutzt

• Gallium/Indium:

– verbreitet in der Halbleiterindustrie (z. B. GaAs, InAs)

4A: Kohlenstoffgruppe

C - Si - Ge - Sn - Pb

• allgemeine Oxidationsstufe +4, schwere Elemente auch +2

• Kohlenstoff:

– Graphit: Kohlenstoffsechsecke in einer Ebene auf viele Ebenen geschichtet

(anisotrope Eigenschaften)

– Diamant: tetraedrisch (sp3-hybridisiert)

– Fulleren: C60-Molekule (auch C50, C70), Graphit-Sechs- und Funfecke in

einer 3D Kugelform

– Graphen: Graphit in 2D

– Verbindungen: Oxide (z. B. CO2), Carbide (z. B. CaC2, WC), Acetylide

(z. B. C2H2)

• Silicium:


– sehr verbreitet in der Halbleiterindustrie

– Sand SiO2, Quarz

– Glas: (SiO2)n unterkuhlte Flussigkeit, amorph, nicht kristallin

– viele verschiedene Silikatverbindungen SiO4

• Zinn/Blei: Metalle

– Pb: Autobatterie

– PbO, PbO2 weiß; Pb3O4 leuchtend rotorange

5A: Pniktogene

gr. pnigein = ersticken

N − PNichtmetalle

− As − SbHalbleiter

− BiMetall

• Stickstoff:

– Oxidationsstufen: +5, . . .− 3, bevorzugt +5, −3, 0

– N2: geringe Reaktivitat

– Haber-Bosch-Synthese zur Herstellung von Ammoniak:

N2 + 3 H2hoher Druck−−−−−−−→hohe Temp.

2 NH3

– Hydrazin N2H4: Raketentreibstoff

– Stickoxide NOx: Verbrennungsprodukte

• Phosphor:

– Dunger

– Bestandteil von Knochen

– biologischer Energietrager ADP/ATP:

−O P

O

O−

O H

Orthophosphat

H O P

O

O−

O P

O

O−

O Rest

ADPBildung von Adenosintriphosphat(ATP) durch Wasserabspaltung


– roter Phosphor: Streichholzer; weißer Phospor P4: selbst entzundlich

• Arsen/Antimon:

– Halbleiter (z. B. GaAs)

– AsH3, SbH3 toxisch

6A: Chalkogenide

gr. Kupfererzbildner

O − SNichtmetalle

− Se − TeUbergang

− PoMetall

• allgemeine Oxidationszahl +6, 0, −2

• Sauerstoff:

– O2, O3 Ozon, O2–2 Peroxid, O–

2 Superoxid, O2– Oxid

• Schwefel:

– elementar nahe Vulkanen, durch hohe Temperaturen lasst sich langketti-

ger polymerer Schwefel bilden

– SO2, SO3: Saurer Regen entsteht durch Schwefelanteile in fossilen Brenn-

stoffen

– SF6 Schwefelhexafluorid

– H2S Schwefelwasserstoff - Faulnisgeruch

7A: Halogene

gr. halos + gennao -Salzbildner

F − Clgasformig

− Brflussig

− I − Atfest

• Fluor:

– hochste Elektronegativitat, kommt nur als F– in der Natur vor

– elektrochemische Synthese


• Iod:

– I2 unloslich in Wasser, I–3 loslich

– I–3 wird zum Starkenachweis verwendet, da es sich in die Starke-Helix

einschließt

Edelgase

He - Ne - Ar - Kr - Xe - (Rn)

• allgemein sehr unreaktiv

• Helium:

– Bestandteil von Erdgas, schwer aufzufangen

– Siedepunkt bei 4.2K, wird als Kuhlmittel verwendet

– flussiges Helium: Kuhlung von supraleitenden Magneten

• Neon:

– Neonrohren

• Xenon:

– Oxidationszahlen: +2, +4, +6, +8

– XeF4, XeO4

Manuskript zur Vorlesung ’Einf uhrung in die...

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