Anorganische chemie Skript und Bücherzusammenfassung PDF

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CHEMIE

LITERATUR

C.E.Mortimer, "Chemie", G.Thieme Verlag Stuttgart

T.L.Brown/H.E.Le May, "Chemie", Verlag Chemie Weinheim

P.W.Atkins/J.A.Beran, "Chemie, einfach alles", Verlag Chemie

L.Jones/P.W.Atkins, "Chemistry, Molecules, Matter, and Change", W.H. Freeman & Comp. 1999

K.Schwister, "Taschenbuch der Chemie", Fachbuchverlag Leipzig-Köln

INHALT TEIL I: AUFBAU DER MATERIE, PERIODENSYSTEM DER ELEMENTE 1. Definitionen

1 2

2. Atome und Moleküle 2.1. Grundlagen

3 3

2.2. Aufbau der Materie 2.3. Struktur der Elektronenhülle 3. Periodensystem der Elemente

5 6 9

3.1. Aufbau 3.2. Periodizität von Elementeigenschaften TEIL II: DIE CHEMISCHE BINDUNG 1. Definitionen

9 10 13 14

2. Die Ionenbindung 2.1. Bildung von Ionenverbindungen

14 14

2.2. Gitterenergie 2.3. Eigenschaften von Ionenkristallen 3. Die kovalente Bindung

16 17 17

3.1. Bildung kovalenter Verbindungen 3.2. Mehrfachbindungen

17 19

3.3. Eigenschaften kovalenter Verbindungen 3.4. Lewis Theorie 3.5. Molekülgeometrien

20 21 23

4. Die metallische Bindung 4.1. Das Elektronengasmodell

25 25

4.2. Energiebändermodell 4.3. Kristallstruktur von Metallen

27 30

5. Einfluss des Bindungstyps auf einige typische Stoffeigenschaften

34

TEIL III: ZUSTÄNDE DER MATERIE, MISCHPHASEN

35

1. Einführung 2.Ideale Gase 3. Reale Gase

36 36 37

4. Flüssigkeiten 5. Festkörper

37 38

6. Intermolekulare Wechselwirkungen 6.1. Dipol-Dipol-Wechselwirkungen 6.2. Van der Waals-Wechselwirkungen

39 39 40

6.3. Wasserstoffbrückenbindungen 6.4. Einfluss intermolekularer Wechselwirkungen auf die Aggregatzustände

42 44

7. Phasenumwandlungen 7.1. Energieumsätze bei Phasenumwandlungen

44 44

7.2. Phasengleichgewichte 8. Mischphasen 8.1. Definitionen

46 47 47

8.2. Konzentrationsmaße 8.3. Regeln der Löslichkeit

48 49

8.4. Zustandsdiagramme von Mehrkomponentensystemen

52

TEIL IV: DIE CHEMISCHE REAKTION

59

1. Grundlagen 2. Reaktionsgleichungen 2.1. Aufstellen von Reaktionsgleichungen

60 60 60

2.2. Reaktionsausbeuten 2.3. Reaktionsgleichungen für Ionenreaktionen

61 61

3. Chemische Thermodynamik 3.1. Erster Hauptsatz der Thermodynamik

62 62

3.2. Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik

66

3.3. Freie Enthalpie 3.4. Das chemische Gleichgewicht

67 69

4. Chemische Kinetik 4.1. Reaktionsgeschwindigkeit

74 74

4.2. Katalyse

76

TEIL V: SPEZIELLE REAKTIONSTYPEN; STOFFKUNDE

79

1. Säuren und Basen 1.1. Definitionen

80 80

1.2. Stärke von Säuren und Basen 1.3. pH-Wert und pH-Skala 1.4. Protolysereaktionen

81 84 87

1.5. Eigenschaften wichtiger Säuren und Basen

89

2. Oxidations- und Reduktionsvorgänge

91

2.1. Moderne Definition 2.2. Oxidationszahl

91 91

2.3. Aufstellen einer Redoxgleichung 2.4. Redoxpotential und Spannungsreihe 2.5. Batterien und Akkumulatoren

93 93 98

2.6. Elektrolyse 2.7. Korrosion

99 104

2.8. Verbrennungsprozesse

107

3. Organische Chemie I: Kohlenwasserstoffe

112

3.1. Systematik 3.2. Alkane

112 113

3.3. Alkene und Alkine 3.4. Aromaten 3.5. Kraftstoffe

114 116 117

4. Organische Chemie II: Funktionelle Gruppen

125

4.1. Alkohole

125

4.2. Ether 4.3. Carbonsäuren 4.4. Aldehyde und Ketone

126 126 127

4.5. Ester und Amide 5. Chemie der Metalle

127 128

5.1. Typische chemische Eigenschaften von Metallen

128

5.2. Technische Metallgewinnung (Hüttenkunde)

129

5.3. Eisen und Stahl 5.4. Aluminium 5.5. Kupfer

130 133 134

1

TEIL I: AUFBAU DER MATERIE PERIODENSYSTEM DER ELEMENTE

2

1. DEFINITIONEN CHEMIE Wissenschaft von den Stoffen und ihren Veränderungen • Identifizierung spezifischer Stoffeigenschaften • Veränderungen von Stoffen bei chemischen Reaktionen • Gesetzmäßigkeiten chemischer Reaktionen chemischer Vorgang

neue Stoffe mit anderen Eigenschaften entstehen

physikalischer Vorgang

Stoffe bleiben erhalten

MATERIE STOFF

alles, was Raum beansprucht und Masse besitzt

bestimmte Art von Materie

PHASE durch Grenzflächen genau abgegrenzte Menge eines einheitlichen Stoffes (homogen)

3

2. ATOME UND MOLEKÜLE 2.1. GRUNDLAGEN 1808 John Dalton Jedes Element besteht aus winzigen kleinen Partikeln, den Atomen Alle Atome eines bestimmten Elementes sind untereinander gleich Atome unterschiedlicher Elemente haben verschiedene Eigenschaften (auch verschiedene Massen) Atome könne nicht durch chemische Reaktionen ineinander umgewandelt werden. In chemischen Reaktionen werden Atome weder erzeugt noch zerstört. Verbindungen bestehen aus den Atomen von mindestens zwei verschiedenen Elementen In einer bestimmten Verbindung ist die relative Anzahl und Art der Atome konstant 1911 Ernest Rutherford Streuversuch:

•

gesamte positive Ladung und fast die gesamte Masse des Atoms befinden sich in einem kleinen, eng umgrenzten Gebiet, dem Atomkern.

•

der größte Teil des Atoms besteht aus leerem Raum, in dem sich die Elektronen um den Kern bewegen

4 Elementarteilchen

Masse [g]

Ladung [C]

Elektron

9,109535⋅10−28

−1,60219⋅10−19

Proton

1,672649⋅10−24

1,60219⋅10−19

Neutron

1,674954⋅10−24

0

Atomsymbole

ELEMENTBEGRIFF Ein Element ist ein Stoff, der aus Atomen gleicher Ordnungszahl besteht

Isotope Atome gleicher Ordnungszahl aber unterschiedlicher Massenzahl. Besitzen unterschiedliche Neutronenzahlen Relative Atommassen Ar Masse eines Atoms relativ zu 1/12 der Masse des Isotops 12C. Massendefekt Die Atommasse eines Elementes ist immer geringer als die Summe der Masse der in ihm enthaltenen Protonen und Neutronen.

5 Molekül Teilchen, in dem mehrere Atome miteinander verknüpft sind. Besitzt eigenständiges chemisches und physikalisches Verhalten Relative Molekülmasse Mr = Summe der relativen Atommassen Chemische Formeln Summenformel:

gibt relative Anzahl und Art der Atome an

Strukturformel:

beinhaltet zusätzlich die Verknüpfung der Atome, nicht aber die räumliche Anordnung

Geometrische Formel: beinhaltet zusätzlich die die räumliche Anordnung der Atome

2.2. AUFBAU DER MATERIE •

Materie besteht aus Atomen, die aus kleineren Elementarteilchen, im wesentlichen Protonen, Neutronen und Elektronen, zusammengesetzt sind

•

Protonen und Neutronen bilden den positiv geladenen Atomkern, der praktisch die gesamte Atommasse enthält. Um diesen Kern bewegen sich die negativ geladenen Elektronen.

•

verschiedene Atomarten enthalten unterschiedliche Mengen an Protonen, Neutronen und Elektronen

•

mehrere Atome bilden Moleküle mit eigenständigen chemischen und physikalischen Eigenschaften

Heterogene Gemische

verschiedene Phasen verschiedene Moleküle

Homogene Gemische

eine Phase verschiedene Moleküle

Reine Stoffe

eine Phase, eine Molekülart

Verbindungen Elemente

Molekülaufbau aus verschiedenen Atomarten Molekülaufbau aus einer Atomart

6 2.3. STRUKTUR DER ELEKTRONENHÜLLE Die Quantentheorie beschreibt den Zusammenhang zwischen Materie und Energie Postulate der Quantentheorie •

Energie kann nur in bestimmten Beträgen aufgenommen oder abgegeben werden

•

Elektromagnetische Strahlung kann auch als Strom diskreter Energiepakete aufgefasst werden. Das Elektron in seiner Kreisbahn um den Atomkern kann daher auch als stehende Welle beschrieben werden = Materiewellen

Schrödingergleichung •

Wellengleichung für Elektronen in ihrer Bahn um den Atomkern

•

Exakt nur für das Wasserstoffatom lösbar

•

Gibt Auskunft über Ort und Energie des Elektrons

2

δ Ψ δx

2

2

+

δ Ψ δy

2

2

+

δ Ψ δz

2

2

+

8π m 2

( E − V) Ψ = 0

h

Ψ1, Ψ2,⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅Ψn: Wellenfunktionen: mathematische Beschreibung des Aufenthaltsbereiches des Elektrons = Orbital E1, E2,⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅En

Energie des Elektrons in Ψ1 - Ψn

Quantenzahlen

Lösungen der Schrödingergleichung enthalten Quantenzahlen: Hauptquantenzahl n: n = 1, 2, 3

beschreibt Energie des Orbitals

Nebenquantenzahl l: l = 0, 1, 2⋅n −1

beschreibt Form des Orbitals

magnetische Quantenzahl ml: −l ≤ ml ≤ +l beschreibt räumliche Orientierung des

Orbitals Zusätzlich ergibt sich aus der Aufspaltung der Orbitalenergien im Magnetfeld die Spinquantenzahl s: s = + 1 2 , − 1 2

beschreibt Eigendrehung des Elektrons

7 Orbitale für die Quantenzahlen n = 0 bis n = 4

Schale

n

l

Orbital

ml

Anzahl

K

1

0

1s

0

1

L

2

0 1

2s 2p

0 -1, 0, +1

1 3

M

3

0 1 2

3s 3p 3d

0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2

1 3 5

N

4

0 1 2 3

4s 4p 4d 4f

0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

1 3 5 7

Räumliche Darstellung der Orbitale

Am anschaulichsten ist die Darstellung der Orbitale durch die Grenzflächendarstellung: graphische Darstellung des Bereiches, der 90% der Elektronendichte enthält

s-Orbital

dxy-Orbital

px-Orbital

dxz-Orbital

py-Orbital

dyz-Orbital

dx2-y2-Orbital

pz-Orbital

dz2 -Orbital

8 Orbitalenergien

Aufbauprinzip (Elektronenstruktur der Atome)

•

Die Elektronen werden jeweils in den energetisch günstigsten Zustand eingefügt

•

Pauli-Prinzip: Zwei Elektronen desselben Atoms müssen sich in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden

•

Hund'sche Regel: Entartete Orbitale werden zunächst einfach mit Elektronen mit gleichgerichtetem Spin besetzt. Erst dann erfolgt paarweise Besetzung mit

antiparallelem Spin. Elektronenkonfiguration: Anordnung der Elektronen in den Orbitalen

1s1

1s2

9

3. PERIODENSYSTEM DER ELEMENTE 3.1. AUFBAU Durch die systematische Anordnung der nach dem Aufbauprinzip erhaltenen Atomsorten entsteht das Periodensystem der Elemente.

1 lA 1

2

IUPAC IUAPC CAS

H

13 lllB lllA

neu alt

14 IVB IVA

15 VB VA

16 VIB VIA

17 VIIB VIIA

18 VIIIA 2

He

3

4

5

6

7

8

9

10

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

11

12

Na Mg

3 lllA lllB 21

19

20

K

Ca Sc

37

4 IVA IVB 22

5 VA VB 23

6 VIA VIB 24

Ti

V

Cr Mn Fe Co Ni

41

42

38

39

40

Rb Sr

Y

Zr

55

57

72

Cs Ba La

Hf

87

Fr

56 88

89

104

Nb Mo 73

74

Ta W 105

106

7 VIIA VIIB 25 43

Tc 75

8 26 44

45

10

11

12

13

14

15

16

17

18

IIB 30

Al

Si

P

S

Cl

Ar

28

IB 29

46

76 108

77

Ir

78

Pt

31

32

33

34

Cu Zn Ga Ge As Se 47

48

Ru Rh Pd Ag Cd

Re Os 107

9 VIIIA VIIIB 27

79

80

Au Hg

49

In 81

Tl

51

52

Sn Sb

50

Te

82

83

Pb Bi

84

Po

35

Br

36

Kr

53

54

I

Xe

85

At

86

Rn

109

Ra Ac Unq Unp Unh Uns Uno Une

Lanthanoide Actinoide

58

59

60

61

62

63

64

65

66

67

68

69

70

71

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Cy Ho Er Tm Yb Lu 90

91

92

Th Pa U

93

94

95

96

97

98

99

100

101

102

103

Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

10 3.2. PERIODIZITÄT VON ELEMENTEIGENSCHAFTEN 3.2.1. ATOMRADIEN

•

Innerhalb einer Gruppe des Periodensystems nimmt die Atomgröße mit steigender Ordnungszahl zu

•

Bei den Hauptgruppenelementen nehmen die Atomradien innerhalb einer Periode von links nach rechts ab. Die Nebengruppenelemente zeigen keine eindeutigen Trends

3.2.2. IONISIERUNGSENERGIEN Definition

Ionisierungsenergie ist die Energie, die nötig ist, um ein Elektron aus einem gasförmigen Atom zu entfernen 1. Ionisierungsenergie:

2. Ionisierungsenergie:

11 Ionisierungsenergien der Metalle der 3.Periode: Ionisierungsenergie/KJ⋅mol−1 Metall

Gruppe

erste

zweite

dritte

vierte

Na

IA

+ 496

+ 4563

+ 6913

+ 9541

Mg Al

II A III A

+ 738 + 577

+ 1450 + 1816

+ 7731 + 2744

+ 10545 + 11575

Trends im PSE

•

Allgemein nimmt die erste Ionisierungsenergie innerhalb einer Periode von links nach rechts zu

•

Allgemein nimmt die erste Ionisierungsenergie innerhalb einer Hauptgruppe des Periodensystems mit zunehmender Ordnungszahl ab. Nebengruppenelemente zeigen keine deutlich ausgeprägten Trends

3.2.3. ELEKTRONENAFFINITÄTEN Definition

Elektronenaffinität ist die mit der Aufnahme eines Elektrons durch ein Atom verbundene Energieänderung 1. Elektronenaffinität:

2. Elektronenaffinität:

12 Trends im PSE

•

Die Werte der Elektronenaffinitität können positiv oder negativ sein, zur Aufnahme eines zweiten Elektrons muss immer Energie aufgewendet werden (EA ist positiv)

•

Die Elektronenanziehung nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu (Ausnahmen: halb- oder vollbesetzte Schalen)

3.2.4. ELEKTRONEGATIVITÄT Definition

Maß für die Fähigkeit eines Atoms, die Elektronen in einem Molekül an sich zu ziehen; sie entspricht der Summe der Ionisierungsenergie und der Elektronenaffinität eines Teilchens EN = IE + EA Trends im PSE

•

Die Elektronegativität nimmt im Periodensystem der Elemente innerhalb einer Periode von links nach rechts zu

•

Die Elektronegativität nimmt im Periodensystem der Elemente innerhalb einer Gruppe mit steigender Ordnungszahl ab Metalle: geringe Ionisierungsenergien, kleine Elektronegativität;

⇒ geben gerne Elektronen ab Nichtmetalle: große Ionisierungsenergien und Elektronegativität

⇒ nehmen gerne Elektronen auf

13

TEIL II: DIE CHEMISCHE BINDUNG

14

1. DEFINITIONEN

Valenzelektronen

Elektronen außerhalb des abgeschlossenen Edelgasrumpfes, die sich an chemischen Bindungen beteiligen Lewis-Symbole

Chemisches Zeichen des Elementes und Punkte für die Valenzelektronen Oktett-Regel

Häufig versuchen Atome, im Laufe chemischer Reaktionen die Konfiguration des im Periodensystem benachbarten Edelgases zu erlangen • durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen ⇒ Ionenbindung • durch Teilung von Elektronen mit anderen Atomen ⇒ kovalente Bindung ⇒ Metallbindung

2. DIE IONENBINDUNG 2.1. BILDUNG VON IONENVERBINDUNGEN •

Ein Ion besteht aus einem oder mehreren Atomen und hat eine elektrische Ladung. Kationen sind positiv, Anionen negativ geladen.

•

Metallatome bilden Kationen, Nichtmetallatome bilden Anionen

•

Ionenverbindungen entstehen durch Reaktion von Metallen (Elemente links im PSE) mit Nichtmetallen (Elemente rechts im PSE)

⇒ jedes Ion besitzt Elektronenoktett

15 •

Ionenverbindungen bestehen nicht aus diskreten Molekülen, Ionenkristallen , die aus einer Vielzahl von Ionen aufgebaut sind

•

Zwischen den Kationen und Anionen herrschen Bindungskräfte, deren Summe die Gitterenergie ergibt

•

Diese Coulombschen Anziehungskräfte sind ungerichtet, d.h. sie sind in allen Raumrichtungen gleich groß

•

In Abhängigkeit von Ladung und Größe der beteiligten Ionen existieren verschiedene Strukturtypen. Die Anzahl der nächsten Nachbarn eines Ions im Kristallgitter wird durch die Koordinationszahl angegeben.

Die Natriumchloridstruktur

starke

sondern

aus

elektrostatische

16 2.2. GITTERENERGIE Stabilisierungsenergie durch gitterförmige Anordnung der Ionen. Energie, die erforderlich ist, um die Ionen eines Feststoffes so weit voneinander zu entfernen, dass zwischen ihnen keine Kräfte mehr wirksam sind. Die Gitterenergie setzt sich zusammen aus: •

Anziehungskräften (Hauptanteil)

•

Anziehungskräften zwischen weiter entfernten entgegengesetzt geladenen Ionen

•

Abstoßungskräften zwischen gleich geladenen Ionen

zwischen

entgegengesetzt

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