Anorganische Chemie Zusammenfassung 1 Semester PDF

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Wintersemester...

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Anorganische Chemie

Grundlagen:

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Molekularer Vergleich zwischen Elementen, Verbindungen und Gemischen.

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Jedes Element enthält eine einzigartige Atomsorte.

Elemente: können aus einzelnen Atomen oder aus Molekülen aufgebaut sein. Verbindungen: enthalten die Atome von zwei oder mehr verschiedenen Elementen, die chemisch miteinander verbunden sind. Gemisch: besteht aus Atomen und Molekülen. Molekulare Struktur -

Die Kenntnis der molekularen Struktur eines Moleküls ist für das Verständnis der Chemie des Moleküls von eminenter Wichtigkeit

BESONDERHEIT WASSER: -

Wassermoleküle Dipole sind, besitzen sie ausgeprägte zwischenmolekulare Anziehungskräfte und bilden Wasserstoffbrückenbindungen aus, so dass Wassermoleküle sich zu in Clustern zusammenlagern. Dabei handelt es sich nicht um beständige, feste Verkettungen. Der Verbund über H-Brückenbindungen ist dynamisch.  bewirken die besonderen Eigenschaften des Wassers o bei Lösen einer ionischen Verbindung verteilt das Wasser die Ionen/ löst die Verbindungen und verteilt sie o das Molekül richtet sich aus: Sauerstoff zu den Kationen/ Wasserstoff zu den Anionen eines Kristallisierten Ions, wenn sich der Festkörper löst werden die Ionen dann von ihm getrennt und sind Teil der Lösung o Viel höherer Siedepunkt als andere Wasserstoff- Chalkonbindungen (6 Hauptgruppe) o Hexagonelle Form bei Eis (Wasserstoffatom in einem H2O-Molekül ist zu einem freien Elektronenpaar an einem benachbarten H2O-Molekül ausgerichtet) => Eis niedrigere Dichte als Wasser => Wasser expandiert beim gefrieren o Höchste Wärmekapizität o Höchste Oberflächenspannung o Größte spezifisch Verdampfungsenthalpie (Energie, die aufgebracht werden muss, um eine gegebene Menge einer Flüssigkeit bei gegebener Temperatur zu verdampfen)

Projekt der Zukunft: -

Spaltung von Wasserstoff zur Energiegewinnung  Durch photokatalytische Spaltung  Elektrolytische Wasserspaltung (ein elektrischer Gleichstrom wird durch Wasser geleitet, => Aufspaltung in seine Elemente. Der dabei entstehende Wasserstoff, nimmt das doppelte Volumen ein wie der entstehende Sauerstoff

Atome Moleküle und Ionen -

Elektron (negativ geladen) Proton (positiv geladen), genauso schwer wie ein Neutron und schwerer als ein Elektron Neutron (neutral), sehr schwer im Vergleich zu Protonen du Neutronen => je mehr Neutronen, desto schwerer das Atom (DIES HAT ABER NICHHTS MIT DER HÄUFIGKEIT ZU TUN)  Atome bestehen aus diesen drei Teilchen

Aufbau von Atomen: Durch Ruhterfords Streuversuch von Alphateilchen auf eine Goldfolie -

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Meisten α Teilchen werden nicht abgelenkt, einige einzelne aber schon  Wenn ein positiv geladenes Teilchen auf den positiv geladenen Kern trifft, wird es abgestossen  => Atom besteht aus einem sehr kleinen positiv und neutral geladenen Kern und einer Elektronen Wolke Bei einem Element: Anzahl der Protonen, Neutronen, Elektronen: Protonen= Ordnungszahl, Massenzahl (Massenzahl= Protonen + Neutronen) Protonen und Elektronen gleich, Elektronen= 2 soweit das Atom keine Ladung hat Berechnung von Atommasse: Summe der Masse aller Bestandteile−Bindungsenergie ( E=mc 2 )=> Massendefekt, Masse kleiner, als die Summe aller Nukleonen (desto größer die Masse, desto grösser der Massendefekt)

Elektronische Struktur der Atome: Wellen -

Strahlungsenergie hat Welleneigenschaften (Beispiel auch Licht)  Wellenlänge: λ 1 λ c −1  Frequenz: ν = =s λ

 Wellenanzahl:

 Energie: E= νh=

hc =J λ

h= Planck Konstante= 6,626 x 6,626 x 10−34 Js c=3 x 10 10 cm s−1=3 x 10 8 m s−1

Photoelektrische Effekt -

Photonen mit ausreichend hoher Energie treffen auf eine Metalloberfläche, aus dem Metall werden Elektronen emittiert => werden von positivem Pol angezogen und Strom entsteht Energie der freiwerdenden Elektronen hängt von der Frequenz ab (nicht von der Amplitude!)  Der Effekt tritt bloß in einer bestimmten Wellenlänge auf  Ein Teilchen hat Eigenschaften einer Welle

Das Spektrum von Wasserstoff als Beispiel: -

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Atom im angeregten Zustand trifft auf ein Prisma, die Elektronen in dem Atom fallen auf eine tiefere Schale und imitieren dabei Licht => Violet, Blau Violet, Blaugrün Streifen entstehen 1 1 − 2 2 n2 ) zur Bestimmung des Linienspektrums des vom Wasserstoff emittierten Lichts n  1 =R H ¿ λ Durch das Experiment konnte bestimmt werden, dass die Elektronen, wenn sie zurückfallen eine Energie freigeben, die Photonen ähnelt => es müssen verschiedenen Ebenen existieren, um verschiedene Lichtquellen emittieren zu können  Bohrs Atommodell mit verschiedenen Schalen entsteht Es gibt auch Teilungen in den Farben, die die einzelnen Hauptschalen imitieren=> es muss Unterschalen geben innerhalb der Hauptschalen (diese haben alle die gleiche Energie bei Wasserstoff) In jedem Atom sind alle Schalen vorhanden, aber nicht alle sind besetzt (diese sind zur Vereinfachung die einzigen Schalen, die wir uns anschauen)  Elektronen bewegen sich auf Umlaufbahnen mit bestimmten Radien  Elektronen mit einer bestimmten Energie befindet sich im erlaubten Energiezustand (in den Schalen =n)  Energie wird als Photon E emittiert (bei angeregtem Zustand)

Praxis, wie funktioniert das Ganze?

Die elektronische Struktur des Atoms (Unterschalen/Hauptschalen und Spin) -

Nach Pauli Prinzip und Hund`sche regeln werden die Schalen mit Elektronen aufgefüllt  Pauli Prinzip: Jedes Element im Periodensystem muss sich in mindestens einer der 4 Quantenzahlen unterscheiden (l,m,n,s), in jedes Orbital passen 2 Elektronen  Hund’sche Regel: o Die Orbitale gleicher Energie (entartete Orbitale) werden erst alle einzeln besetzt, bevor sie doppelt besetzt werden o Wenn alle Schalen voll sind ist J=0 o Wenn s maximal ist, stehen die Spins möglichst parallel o Wenn das Pauli Prinzip mehrerer Bestezungsmöglichkeiten erlaubt, dann wird so besetzt, das L maximal ist

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o Wenn die Unterschalen weniger als halbvoll besetzt sind gilt J=betrag von L-S, wenn die Unterschalen mehr als halb voll sind J=L+S Halbvolle und volle Schalen sind energetisch günstiger als unvollständig gefüllte Schalen (bei dSchale )=> um dies zu erreichen, kann auch mal eine ns-Orbital nur einfach besetzt sein(Um d schale halb oder ganz voll zu besetzten)

Effektive Kernladung: -

Wenn Atome mehrere Elektronen haben, werden diese vom Kern nicht alle gleich stark angezogen - Kern nahe Elektronen schirmen die positive Ladung nach außen ab, sodass Kern-ferne Elektronen nur noch eine geringe Anziehungskraft durch den Atomkern erfahren  Effektive Kernladung Z eff (Kernladung – Abschirmkonstante σ o Elektronen rechts von einer Gruppe tragen nicht zu σ bei (nur die oberste/die schale ganz links) o Alle Elektronen in der ns,np Gruppe(die oberste Gruppe) schirmen die Elektronen um σ=0,35 ab o Alle Elektronen in der Schale darunter (n-1) mit σ=0.85 o Alle Elektronen in n-2 Schirmen vollständig ab (σ=1,0) (n,n-1 wird mit 1 malgenommen=> n-2 trägt nicht zu Z eff bei) o Alle Übergangsmetalle verlieren die ns-Elektronen leichter als die (n-1) d-Elektroenen

Wo hält sich ein Elektron auf? -

Berechnung der radialen Wahrscheinlichkeitsfunktion 4 π r 2 ψ (r )2 : Gibt an wie wahrscheinlich sich ein Elektron an einem beliebigen Ort mit dem Abstand r zu Kern aufhält (die Wahrscheinlichkeit ein Elektron auf der Schale zu finden)  Mit steigendem n (abstand zum Kern) nimmt die Aufenthaltswahrscheinlichkeit zu  Die Orte, an denen die Wahrscheinlichkeit Null ist werden Knoten genannt

Magnetismus -

Paramagnetismus des Sauerstoffs/Bors aufgrund von 2 freiliegenden Elektronen Diamagnetisch sind alle Teilchen, die sonst natürlich vorkommen (Brille, Stein, Glas)

Subatomare Teilchen: -

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α- Strahlen: (auch α – Zerfall), besteht aus Helium, α – Teilchen wird aus dem Atom rausgeschossen, 2 Elektronen gehen verloren => Element änderst sich (Ordnungszahl bestimmt Element: 235 231 4 U 92 → Th90 + He 2 ), höchste toxide Gefährdung, aber leicht ablenkbar β – Strahlen: Aufspaltung eines Neutrons im Kern in Elektron und Proton, das Elektron (Proton) wird 235 dann aus dem Atom rausgeschossen (Endergebnis: Element hat ein Proton mehr, U235 + 92 → Np 93 −¿ ¿ e )=> Partikel Strahlung γ – Strahlen: Aussendung elektromagnetischer Strahlung

 es kommt immer wieder zu radioaktivem Zerfall in unserer Umgebung (Kaliumchlorid, metallisches/mineralisches Uran, Uranoxid), aber nicht lebensgefährlich, sogar vermutet als Evolutionsfördernd) Anwendung: -

40 , Umwandlung mit β + in K 19

40 und mit β- in Ca40 Ar 18 20

Atome und Ionenradien: -

Im Periodensystem: o Ionenradius nimmt mit steigender Hauptgruppe ab (trotzdem Unterscheidung Anion Kation=> Kationen Kleiner als Anionen) o Ionenradius nimmt mit steigender Periode zu o Atomradius nimmt mit steigender Hauptgruppe ab o Atomradius nimmt mit steigender Periode zu  Das gleiche auch bei den Übergangsmetallen, aber nicht zu eine große (deutliche) Unterscheidung (aufgrund der d Schalen)

Ionisierung der Elemente (von Atom zu Ion) -

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Entfernung/Hinzufügung eines Ions nötig => Unterscheidung mit Energieaufwand, der nötig ist um eine Elektron von dem Atom zu entfernen  Edelgase brauchen am meisten Energie (mit Helium mit größtem Energieaufwand=>kleinstes Atom) => volle Schalen (und Atom hat Edelgaskonfiguration erreicht)  Die größten Atome (1 Hauptgruppe) brauchen am wenigsten Energieaufwand (RB sehr wenig Energieaufwand=> das größte Element)  Elemente in einer Hauptgruppe nimmt mit Größe zu (nimmt mit Periode ab)  Einzelne Hacken => stabilere Atome aufgrund von halbvollen Schalen  Bei d schalen kein großer unterschied des Energieaufwands => innen liegende D orbitale sind von äußeren abgeschirmt, sodass zu Abspaltung der äußeren Elektronen ähnliche Energiebeträge aufzubringen sind Protonenanzahl ändert sich nicht (bei den Kationen und auch bei den Anionen), nur die Elektronen zahl ändert sich

Elektronenaffinität -

Wenn ΔH < 0 ist, dann ist die Reaktion exotherm Wenn ΔH > 0 , dann ist sie endotherm Delta H ist die Energie, die entsteht, wenn ein Atom ein Elektron aufnimmt

Elektronegativität -

Beeinflusst die Eigenschaft eines Atoms in einer Bindung Nach Mulliken abhängig von der Ionisierunsenergie + Elektronenaffinität Nach Allred-Rochow abhängig vom Kernradius und der effektiven Kernladung (Z eff) Nach Pauling abhängig von der Dissoziationsenergie Mit steigender Hauptgruppe nimmt die Elektronennegativität zu Mit steigender Periode nimmt die Elektronennegativität ab

Benennung von Anionen

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Endung -id Wenn es in Verbindung zu O ist hängt es von der Anzahl der Sauerstoffatome ab (1-it,2-it,3-ar,4-at)  Anion + Wasserstoff Proton werden zu Säuren

Benennung von Molekülen -

-at wenn das Zentrallatom vollständig oxidiert ist (Aurat)

Chemische Bindungen -

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Kovalente Bindung o Bindung zwischen zwei ungeladenen Atomen (partialgeladenen) o Oktettregel und Lewis-Formel (in der 3 Periode scheint die Oktettregel nicht mehr zu gelten=> ABER: siehe Hybridisierung) Metallische Bindung Ionische Bindung (sehr stark, zwischen Anion und Kation=> große Elektronennegativität) o Die Elektronennegativitätsdifferenz ist so groß, dass ein Atom seine Elektronen freiwillig abgibt und es Ladungen innerhalb der Verbindung entstehen o Salz Strukturtypen:  NaCl=> kubisch dichteste Packung von Cl-Ionen, Na-Kationen besetzen Oktaederlücken  CaF2=> Kristallstruktur, kubisch flächenzentrierte Anordnung von Calciumionen, alle Tetraederlücken sind mit Fluoridionen besetzt  Bindungen können Pole haben, dann haben diese polaren Bindungen => ein Atom (stärker Energienegertives) zieht die Elektronen so zu sich, das Partialladungen entstehen und sich pole bilden (Bestimmung durch die Zuordnung aller gemeinsamen Elektronen) o Wenn Ladungen gleicher Größe und mit entgegengesetzten Partialladungen getrennt sind entsteht ein Dipol (Größe berechenbar durch μ=Qr) (Q ist die Ladung und r ist der Abstand) (Beispiel H2O)  Gesamtdipolmomenteines Moleküls ist die Summe seiner Bindungsdipole=> Bindungen müssen gleich groß sein, aber gewinkelt, sodass ein Dipol entstehen kann (hier ist der Gesamtdipolmoment dann ungleich Null)  Eine Bindung ist umso stärker, je mehr Bindungen es hat (dreifach) und, wenn es eine Formalladungsdifferenz hat => CO (stärkste chemische Bindung)  Bildung der Strukturen mit möglichst wenig Formalladung

Mesomerie -

Ein Molekül hat mehr als eine mögliche Bindungsmöglichkeit, die Elektronen wechseln also ihren Standort=> mehrere Strukturformeln ergeben die „tatsächliche“ Formel (Beispiel: Ozon)

Molekülformen -

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AB2 (Atome mit einem Atom A in der Mitte und verbunden mit 2 Atomen B => 2 B also 2 Bindungen) o Linear /Gewinkelt AB3

  



 

o Trigonal eben (alle Bindungen in einer Ebene) / trigonal pyramidal/ T-förmig (alle Bindungen in einer Ebene Bestimmung der tatsachlichen Molekülstruktur unter Beachtung der freien Elektronenpaare (!) Atome wollen den größtmöglichen Abstand voneinander haben ABn lässt sich Bestimmen durch das Molekül=> wieviel B hat das Molekül = Bindungen + Die Elektronen A die keine Bindungen eingehen (auch siede werden als Bindung gezählt und auch so behandelt, aber nicht in der Benennung der Form!)(Nichtbindende Elektronenpaare nehmen viel Mehr Platz ein als Bindende) Grundsätzliche Strukturen von ABn: o Linear (Winkel 180) o Trigonal eben (Winkel 120) o Tetraedrisch (Winkel 109,5) o Trigonal bipyramidal (Trigonale Pyramide x2=> doppelte Pyramide) (Winkel 90 und 120) o Oktaedrisch (Winkel 90) o Weitere nicht so häufig vorkommende Strukturen sind: bisphenodial (verzerrt tetraedrisch), quadratisch pyramidal („halber“ Oktaeder), quadratisch planar und quadratisch antiprismatisch Axiale Bindungen stehen auf den äquatorialen Bindungen (Das sind Bindungen in einer Ebene) Axiale Bindung entscheidet über einfach pyramidal oder bipyramidal (bzw. Oktaedrisch)

Hybridisierung (Verschmelzung von 2 Orbitalen in eins) -

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S-Orbital und p-Orbital können hybridisieren um 2 äquivalente sp-Orbitale zu Bilden (Große Lappen zeigen in die entgegengesetzte Genauso können sich ein s Orbital und 2p orbitalen zu 3 äquivalentem sp2 Orbital addieren  Die 2 gleich großen Lappen zeigen zu den Ecken eines gleichseitigen Dreiecks Es können auch 3 p Orbitale und ein s Orbital zu 4 äquivalente sp3 Orbitale zu binden  Die Ecken zeigen zu einem Tetraeder (Beispiel H2O) Elektronenpaare addieren sich  Genauerer Strukturtyp durch VSPER- Modell  Lineare Struktur:

Da alle Elektronenpaare die gleiche Energiestufe haben bei der Hybridisierung (bei sp-Orbitalen), werden die schalen erst halb aufgefüllt Die σ-Bindungsgerüste (Bindung+ gebundene) wird durch sp2 Orbitale gebildet  Die Elektronendichte einer π-Bindung liegt ober- und unterhalb einer Bindungsachse  Die Elektronendichte bei den σ-Bindungen liegt direkt entlang der Bindungsachsen ABER: Bei den Orbitalen funktioniert dieses Modell nicht, da es zu viel Energie kosten würde ein d Orbital (z.B. bei Phosphorpentafluorid) mit äquivalenter Energie zu der S-Schale und p-Schale zu erzeugen

Lösung: Phosphor und Schwefel gehen tatsächlich nicht mehr als 4 Kovalente Bindungen ein, sondern betreibt mit den restlichen Elementen eine elektrostatische Wechselwirkung

 Das Phosphor gibt die Elektronen ab, mit denen es keine kovalente Bindung eingeht, es wir also positiv geladene, die Fluoratome nehmen dieses Elektron auf und erreichen Edelgaskonfiguration,  Die negativen Fluoratom und das positive geladene Phosphor ziehen sich nun gegenseitig an und bilden eine elektrostatische Wechselwirkung. Das Ganze schaut dann so aus:

 Da die Wechselwirkungen und die Kovalenten Bindungen nicht an bestimmten Atomen sein müssen, wechseln diese Bindungen (=>Mesomerie)  Da intermolekulare Anziehung schwächer ist als kovalente Bindungen wird sie mit Punkten dargestellt MO Theorie -

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Molekülorbitale aus zwei Atomorbitalen Rechts und links die einzelnen Atome In der Mitte sind die Bindungen (jeweils bindend und Antibindend) Die Orbitale sind nach Energieniveau sortiert (s,p d…) Volle Orbitaler werden meist nicht betrachtet (sondern nur die Schalen in denen „tatsächlich etwas passiert), da nur äußerer Schalen zu einer Bindung beitragen 2 Atomorbitale kombinieren immer zwei Mos (bindend und Antibindend) Wenn eine Anti Bindung halb voll besetzt ist entsteht eine Doppelbindung, wenn die Antibindung komplett leer ist eine Dreifachbindung Es kann auch vorkommen, dass eine kovalente Bindung nicht immer zwischen zwei glichen Orbitalen entsteht, das ist dann, wenn Der Energieaufwand geringer zu einem anderen Orbital ist Je mehr Bindungen ein Molekül der HONClBrIF eingeht, desto geringer sind die s-p Wechselwirkungen

Gase Gas-Gesetzte -

Bei höherer Temperatur steigt das Gas Volumen (nach Jaques Charles: V=k x T) Bei konstantem Druck nimmt das Volumen des eingeschlossenem Gases zu wenn die Temperatur steigt (p= k x T) Volumen ist proportional zu der Anzahl der Teilchen (Avogadro: V= k x n)  Das Volumen 2er Gase addiert sich Druck und Volumen stehen in Beziehung zueinander (Boyle: p x V= k(onstante))  Je kleiner das Volumen des eingeschlossenen Gases ist, desto größer ist der Druck in der Luft. −1 −1 Ideales Gasgesetzt => p x V= n x R x T R=universelle Gaskonstante = 8,314 K mol  Gleiche Volumina von Gasen bei gleicher Temperatur und gleichem Druck enthalten dieselbe Anzahl von Molekülen

 Reale Gase sind ein wenig Komplexer als ideale Gase => unterscheiden sich leicht in ihrem Molvolumen vom idealen Gas (Chlor gas relativ viel weniger Volumen)  Je extremer die Umweltbedingungen desto mehr unterscheidet sich ein reales Gas von dem Ideal Intermolekulare Kräfte -

Desto polarer ein Molekül ist, desto niedriger ist sein Siedepunkt Intermolekulare Kräfte können auch die Festkörperstruktur beeinflussen (Beispiel hexagonale Form bei Schneeflocken)

Druck&Temperaturbeeinflussen Aggregatsz. 1

rot=endotherm; grün=exotherm 1

Einfluss der intermolekularen Kräfte auf den Gasdruck: -

Ein Molekül, welches auf eine Wand treffen wird, erfährt davor Anziehungskräfte umliegender Gase  Aufprall wird abgeschwächt und dadurch wird weniger Druck auf die Wand ausgeübt  Nur bei hohem Druck ist dies wirklich auffällig nrt n2 a  Van der Waals Gleichung verändert sich p= − V −nb V  Wenn ein Gas durch Druckveränderung eine Temperaturveränderung erfährt, so ist dies der Joule-Thomson-Effekt

Chemisches Gleichgewicht -

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Konzentration aller Reaktanten und Produkte in einem System ändert sich nicht mehr zeitlich  Erreichen: Im Laufe der Reaktion von Produkt nimmt ab und Edukt nimmt zu (wenn keine Änderung mehr ist=> chemisches Gleichgewicht)  Geschwindigkeit des Verbrauchs/Bildung erreicht einen Grenzwert (beide Geschwindigkeiten müssen gleich sein) Katalysator senkt Energie des Übergangszustands => Aktivierungsenergie sinkt => Geschwindigkeit der Reaktion erhöht (chemisches Gleichgewicht wird schneller erreicht) Berechnung des Gleichgewichtsschwerpunkts (wenn ein Reaktant/Produkt grösser ist als ein Produkt/Reaktant) durch die Gleichgewichtskonstante K: Wenn o K>>1 ist liegt das Gleichgewicht rechts o K Elektronenpaarakzeptoren  Base: nicht bindende einsame Elektronenpaare => Elektronenpaardonatoren  Säure Base Reaktion ist Bildung einer Bindung vom Elektronenpaar zur Elektronenlücke  Problem: zu umfassend => Es werden Reaktionen als Säure-Base Reaktion eingestuft die das gar nicht sind Starke Säuren: wird im Vergleich z...