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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
12 KAPITEL 2. ATOME, MOLEKULE, IONEN
• 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
14 KAPITEL 2. ATOME, MOLEKULE, IONEN
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
16 KAPITEL 2. ATOME, MOLEKULE, IONEN
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
20 KAPITEL 3. STOCHIOMETRIE
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
22 KAPITEL 3. STOCHIOMETRIE
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)
30 KAPITEL 5. ELEKTRONISCHE STRUKTUR
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
32 KAPITEL 5. ELEKTRONISCHE STRUKTUR
– 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
34 KAPITEL 5. ELEKTRONISCHE STRUKTUR
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
38 KAPITEL 6. CHEMISCHE BINDUNG
– 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
6.3. KOVALENTE BINDUNG 39
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
N N Bindungslange = 1.24 A
40 KAPITEL 6. CHEMISCHE BINDUNG
N N Bindungslange = 1.10 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
6.3. KOVALENTE BINDUNG 41
– 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
42 KAPITEL 6. CHEMISCHE BINDUNG
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)
44 KAPITEL 6. CHEMISCHE BINDUNG
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◦
46 KAPITEL 6. CHEMISCHE BINDUNG
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)
50 KAPITEL 7. TRENDS IM PSE, HAUPTGRUPPENELEMENTE
• 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:
7.2. CHEMIE DER HAUPTGRUPPENELEMENTE 51
– 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:
52 KAPITEL 7. TRENDS IM PSE, HAUPTGRUPPENELEMENTE
– 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:
7.2. CHEMIE DER HAUPTGRUPPENELEMENTE 53
– 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
54 KAPITEL 7. TRENDS IM PSE, HAUPTGRUPPENELEMENTE
– 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
7.2. CHEMIE DER HAUPTGRUPPENELEMENTE 55
• 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
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