Anorganische Chemie – Teil I · Anorganische Chemie – Teil I IhlInhalt 1. Einführung 2. Stoffe und Stofftrennung 3. Atome und Moleküle 4. Der Atomaufbau 5. Ibid dSlIonenbindung

Anorganische Chemie – Teil II h lInhalt1. Einführung2. Stoffe und Stofftrennungg3. Atome und Moleküle4. Der Atomaufbau5 I bi d d S l5. Ionenbindung und Salze 6. Atombindung7. Metallbindung8. Das chemische Gleichgewicht9. Säuren und Basen10 Redox Reaktionen10. Redox-Reaktionen

Allg. und Anorganische Chemie Folie Nr. 1

Chemie für Physiker Prof. Dr. T. Jüstel

LiteraturEi füh dEinführend• E. Riedel, Allgemeine und anorganische Chemie

deGruyter, 7. Auflage 1999• C.E. Mortimer, U. Müller, Chemie

Thieme, 8. Auflage 2003• P.W. Atkins, J.A. Beran, Chemie – einfach alles

Wiley-VCH, 2. Auflage 1998• M. Binnewies, M. Jäckel, H. Willner, G. Rayner-Canham, Allgemeine und Anorganische

Chemie, Spektrum, 1. Auflage 2004

Weiterführend• E. Riedel, Anorganische Chemie, g

deGruyter, 6. Auflage 2004• A.F. Hollemann, N. Wiberg, Lehrbuch der anorganischen Chemie

deGruyter, 102. Auflage 2007deGruyter, 102. Auflage 2007• J.E. Huheey, E.A. Keiter, R. Keiter, Anorganische Chemie

deGruyter, 3. Auflage 2003



1. EinführungWas ist Chemie?

„Die Chemie ist die Lehre von den Stoffen, von ihrem Aufbau, ihren Eigenschaften,„Die Chemie ist die Lehre von den Stoffen, von ihrem Aufbau, ihren Eigenschaften, und von den Umsetzungen, die andere Stoffe aus Ihnen entstehen lassen“(Linus Pauling 1956)

Beispiel SiO2 + 2 Mg 2 MgO + Si (Pulver) Chemischer Prozess

(z.B. Reduktion)

Si (Einkristall, Wafer) Physikalischer Prozess(z.B. Rekristallisation)

Natürliche QuarzkristalleNatürliche Quarzkristalle



12‘‘ Wafer für die Halbleiterproduktion

1. EinführungDie Chemie ist eine bis heute exponentiell wachsende Wissenschaft!

Anzahl der in den Chemical Abstracts (CA) bis 2003 referierten wissenschaftlichenAnzahl der in den Chemical Abstracts (CA) bis 2003 referierten wissenschaftlichen Originalarbeiten:

~ 26 Millionen Abstracts Seit 27.05.2011 mehr als 60 Millionen Verbindungen und Bio-sequenzen in CA Daten-

Zeitliche Entwicklung derVeröffentlichungen pro Jahr1830 400

qbank registriert

Biosequenzen 41%1830 4001930 550001985 460000

Polymere 3%Legierungen 2%Organische 47%

1995 7000002001 755000

Anorganische 2%Koordinations- 5%verbindungen



2. Stoffe und StofftrennungAl S ff b i h Kö d h i h d h ik li h EiAls Stoffe bezeichnet man Körper, deren chemische und physikalische Eigen-schaften von Größe und Gestalt bzw. Form unabhängig sind

Beispiel: Edelstahl Bohrer, Messer, Rahmen, Schere, Schreibfeder....

St ffStoffe

Heterogene Systeme Homogene Systeme(mikroskopisch unterscheidbar) (mikroskopisch einheitlich)

Fest fest Gemenge (Granit) Legierungen (Messing)Fest-fest Gemenge (Granit) Legierungen (Messing)Fest-flüssig Suspension (Kalkmilch) Lösungen (Kochsalzlösung)Fest-gasförmig Aerosol (Rauch) -Flüssig-flüssig Emulsion (Milch) Lösungen (Ethanol in Wasser)Flüssig-gasför. Aerosol (Nebel, Schaum) Lösungen (Sauerstoff in Wasser)

Reine StoffeAllg. und Anorganische Chemie Folie Nr. 5


Reine Stoffe

2. Stoffe und StofftrennungPhysikalische Trennung heterogener Systeme

1 Dichteunterschiede L i ht Flü i k it1. Dichteunterschiedefest-fest Aufschlämmen (Goldwäscherei)fest-flüssig Sedimentation (1 G)

Leichtere Flüssigkeit

Schwerere Flüssigkeit

Zentrifugation (- 104 G)flüssig-flüssig Scheiden (Scheidetrichter) Glasfilter-

tiegel

2. Teilchengrößenunterschiedefest-fest Sieben

g

Glasfritte

fest-fest SiebenSedimentation

fest-flüssig Filtrieren (Glasfiltertiegel)

Stopfen

Saugstutzen

fest-gasförmig Filtrieren (Luftfilter) Saugflasche

Filtrat



2. Stoffe und StofftrennungZ l h S tZerlegung homogener Systeme

1. Physikalische MethodenVerdampfen und Kondensation: Meerwasser Regenwasser Destillation: Ethanol/H2O Ethanol + H2OAbkühlen: Salzlösungen SalzkristalleKondensation und Verdampfen: Luft N2, O2, EdelgaseAdsorption und Desorption

Gaschromatografie Lösung verdampfbarer SubstanzenGaschromatografie Lösung verdampfbarer SubstanzenFlüssigkeitschromatografie Lösung fester Substanzen Papierchromatografie Lösung fester Substanzen (ß-Carotine)

Zentrifugation (von Gasen) 235/238UF 235UF + 238UFZentrifugation (von Gasen) UF6 UF6 + UF6

2. Chemische MethodenFäll ngsreaktionen Mg2+ Hg2+ (aq) + S2- HgS + Mg2+ (aq)Fällungsreaktionen Mg2+, Hg2+ (aq) + S2- HgS + Mg2+ (aq)Gasreinigung Trocknung von Edelgasen oder N2 über

PhosphorpentoxidP O + 6 H O 4 H PO



P4O10 + 6 H2O 4 H3PO4

2. Stoffe und StofftrennungEi il d S ffEinteilung der Stoffe

Heterogene Stoffe Stoffaufbau aus verschiedenen PhasengHomogene Stoffe Stoffausbau aus einer einzigen Phase

1. Lösungen Phasenaufbau aus verschiedenen Molekülarten2 R i St ff Ph fb i i i M l kül t2. Reine Stoffe Phasenaufbau aus einer einzigen Molekülart

a. Verbindungen Molekülaufbau aus verschiedenen Atomartenb. Elemente Molekülaufbau aus einer einzigen Atomart

Alle chemischen Verbindungen lassen sich durch Dissoziationsprozesse bei genügend hohen Temperaturen in die einzelnen Elemente zerlegen:genügend hohen Temperaturen in die einzelnen Elemente zerlegen:

2 HgO 2 Hg + O2400 °C

MgO Mg + O (Keine Bildung von O2, da Sauerstoff bei 6000 K fast zu 100% dissoziert vorliegt

6000 °C



g

3. Atome und MoleküleGliederung3.1 Gesetz von der Erhaltung der Massen3 2 Dalton‘sche Atomhypothese3.2 Dalton sche Atomhypothese3.3 Volumenverhältnisse bei chemischen Reaktionen3.4 Relative Atommassen3.5 Molare Massen3.6 Absolute Atommassen



3.1 Gesetz von der Erhaltung der MassenBei allen chemischen Reaktion bleibt die Gesamtmasse der Reaktionsteilnehmerkonstant (Laurent Lavoisier 1774)

Experimentelle Bestätigung durch genaue Messungen der Masse von Edukten und Produkten (Hans Landolt, 1908) Massenänderung < 10-5%

Aber: Chemische Reaktionen sind von Energieumsatz E begleitet

Energie/Masse Äquivalenz: E = mc2 (Albert Einstein 1915)

Stark exotherme Reaktion: E = 500 kJ Massenänderung ~ 10-9%

Massenänderung bei chemischen Reaktionen liegen jenseits der erreichbaren Wägegenauigkeit



3.2 Dalton‘sche AtomhypotheseA l kl i T il d M i (J h D l 1808)Atome als kleinste Teile der Materie (John Dalton 1808)

1. Elemente sind nicht bis ins unendliche teilbar, sondern bestehen aus kleinsten, , ,nicht weiter zerlegbaren Teilchen, den sogenannten Atomen

2. Alle Atome eines Elementes sind gleich (Masse und Gestalt)3 Atome verschiedener Elemente haben unterschiedliche Eigenschaften3. Atome verschiedener Elemente haben unterschiedliche Eigenschaften

2 A + B A2BA + B AB2 A + 3 B A2B3A + 2 B AB2A + 2 B AB22 A + 5 B A2B5usw.

Relative Atommassen sind so nicht bestimmbar, da noch unbekannt ist, in welchem Zahlenverhältnis sich die Atome zu Verbindungen vereinigen



g g

3.3 Volumenverhältnisse bei chemischen Reaktionen Beobachtung an Gasen

Jede Menge eines Stoffes entspricht wenn der Stoff gasförmig ist oder sich ver-Jede Menge eines Stoffes entspricht, wenn der Stoff gasförmig ist oder sich ver-dampfen lässt, bei bestimmten Druck und bestimmter Temperatur ein bestimmtes Gasvolumen!

Stöchiometrische Massengesetze Volumengesetze

Das Volumenverhältnis zweier sich zu einer chemischen Verbindung vereinigender gasförmiger Elemente ist konstant und lässt sich durch einfache ve e ge de g s ö ge e e e s o s u d ss s c du c e c eganze Zahlen darstellen.

Beispiele2 Volumina Wasserstoff + 1 Volumen Sauerstoff 2 Volumina Wasserdampf1 Volumen Wasserstoff + 1 Volumen Chlor 2 Volumina Chlorwasserstoff



1 Volumen Wasserstoff + 1 Volumen Chlor 2 Volumina Chlorwasserstoff

3.4 Relative AtommassenDi l i A b i h d i ll b i MDie relativen Atommassen ergeben sich aus den experimentell bestimmten Massen-verhältnissen bei chemischen Reaktionen (siehe Kapitel 3.2)

Massenverhältnis im Wasser: H/O = 1:7.936Atomzahlverhältnis Wasser: H2O 1 O = 15.872 H

Definition eines Bezugspunkt notwendig: Das Kohlenstoffisotop 12C wurde 1961 von der IUPAC als Bezugspunkt gewählt und hat die relative Atommasse Ar = 12.000

Element Rel Atommasse AElement Rel. Atommasse ArWasserstoff 1.008 uChlor 35.453 u

Definition der Atommasseneinheit:1 u = 1/12 m(12C-Atom)

Sauerstoff 15.999 uStickstoff 14.007 uKohlenstoff 12 011 u

Elemente bestehen aus mehreren Isotopen!Kohlenstoff enthält z.B. auch 13C und 14CAr (C) > 12



Kohlenstoff 12.011 u Ar (C) 12

3.5 Molare MassenDi M i G i El di d Z hl d l i ADie Menge in Gramm eines Elementes, die dem Zahlenwert der relativen Atom-masse entspricht, enthält stets die gleiche Zahl von Atomen, nämlich NA Atome

Die Masse eines Mols nennt man die molare Masse M. Die Stoffmenge ergibt sich demnach zu:

n = m/MM = Molare Masse [g/mol]

m = Masse [g]

Die entsprechende Teilchenzahl ist:

N = n.N

n = Stoffmenge [mol]

NA = Avogadro-Konstante [Teilchen/mol]N = n.NA

N = Teilchenzahl

Berechnung von molaren Massen:M(H2O) = 2 M(H) + M(O) = 2*1.008 g/mol + 15.999 g/mol = 18.015 g/molM(CO2) = M(C) + 2 M(O) = 12 011 g/mol + 2*15 999 g/mol = 44 009 g/mol



M(CO2) M(C) + 2 M(O) 12.011 g/mol + 2 15.999 g/mol 44.009 g/mol

3.6 Absolute AtommassenDi b l A b i h d Di i i d l MDie absoluten Atommassen ergeben sich aus der Division der molaren Massen durch die Avogadrozahl NA

Bestimmung der Avogadrokonstante notwendig

Di ht 8 93 34M(Cu)m

Elementarzelle von Kupfer(kubisch-flächenzentriert)

Dichte = 8.93 gcm-33

AaNV

4M(C ) NA = 6.02214.1023 mol-1

a = Gitterkonstante von Cu = 3 62.10-8 cm = 3 62 Å

3ρa4M(Cu)

aa = Gitterkonstante von Cu = 3.62.10 8 cm = 3.62 Å

Beispielm(12C) = M(12C)/NA

= 12.0 gmol-1/NA= 1 99269*10-23 g



1.99269 10 g

3.6 Absolute AtommassenDi b l A l i h i Hilf d M i h iDie absoluten Atommassen lassen sich mit Hilfe der atomaren Masseneinheit u berechnen

Atomare Masseneinheit 1 u = 1/12.m(12C) = 1.66054.10-24 g

El t R l At A M l M [ / l] Ab At [10 24 ]Element Rel. Atommasse Ar Molare Masse [g/mol] Abs. Atommasse [10-24 g]Wasserstoff 1.008 u 1.008 1.678Chlor 35.453 u 35.453 58.871Sauerstoff 15.999 u 15.999 26.567Stickstoff 14.007 u 14.007 23.259Kohlenstoff 12 011 u 12 011 19 945Kohlenstoff 12.011 u 12.011 19.945

In der Praxis werden nur relative Atom- und Molekülmassen bzw. Atom- und Molekulargewichte benutzt. Der Begriff Gewicht ist eigentlich unzulässig, da das Gewicht vom Schwerefeld abhängt, die Masse dagegen nicht.



4. Der AtomaufbauGli dGliederung4.1 Elementarteilchen4.2 Atomkerne und chemische Elemente4.3 Isotope4.4 Radioaktiver Zerfall4 5 K kti4.5 Kernreaktionen4.6 Herkunft und Häufigkeit der Elemente4.7 Quantentheorie nach Planck4.8 Atomspektren4.9 Bohr‘sches Atommodell4 10 Der Wellencharakter von Elektronen4.10 Der Wellencharakter von Elektronen4.11 Die Quantenzahlen4.12 Energie der Orbitale4.13 Aufbau des Periodensystems



4.1 ElementarteilchenEl il h i d kl i B i d M i di i h h kl iElementarteilchen sind kleinste Bausteine der Materie, die aus nicht noch kleineren Einheiten zusammengesetzt sind

Historische Entdeckungen in der Teilchenphysik1808 J. Dalton Atomhypothese1897 J J Th El kt + I1897 J.J. Thomson Elektronen + Ionen1909 R.A. Millikan Bestimmung der Elementarladung1913 E. Rutherford Proton1932 J. Chadwick Neutron 1934 W. Pauli Neutrino-Postulat (ß-Zerfall) 1940 Mesonen Baryonen1940 Mesonen, Baryonen

(Höhenstrahlung + 1970 Teilchenbeschleuniger)1964 M. Gell-Mann Quark-Postulat1995 Fermi-Lab Nachweis des Top-Quarks



4.1 ElementarteilchenAufbau der Materie

Eigenschaften der atomaren BausteineEigenschaften der atomaren BausteineMolekül

AtomTeilchen Elektron Proton Neutron

Atomkern Atomhülle Symbol e p n

Nukleonen Elektronen

Protonen + Neutronen

Masse 0.9109.10-27 g0.51 MeV

1.6725.10-24 g938.27 MeV

1.6725.10-24 g939.55 MeV

Ladung -e +e 0

Elementarladung e = 1.602.10-19 C

Protonen + Neutronen

Quarks (u + d)

Ladung e-1.602.10-19 C

+e1.602.10-19 C

00

Massen lassen sich gemäß E = mc2 auch durchEnergien ausdrückenmit 1 eV = 1 602.10-19 J bzw 1 MeV = 1 602.10-13 J

Strings?



mit 1 eV 1.602 10 J bzw. 1 MeV 1.602 10 J

4.2 Atomkerne und chemische ElementeEi h i h El b h A k i l i h P hlEin chemisches Element besteht aus Atomkernen mit gleicher Protonenzahl (Kernladungszahl oder Ordnungszahl Z)

1H 1 Proton2He 2 ProtonenLi 3 P t

Ladung

Atomzahl

Massenzahl

hlOrdnungsza ENomenklatur

3Li 3 ProtonenEindeutig durch Protonen- und Neutronenzahl charakterisierte Atomsorten heißenNuklide

AtomzahlhlOrdnungsza

1H = 1 Proton 2H = 1 Proton + 1 Neutron (Deuterium)3H = 1 Proton + 2 Neutronen (Tritium)3H = 1 Proton + 2 Neutronen (Tritium)4He = 2 Protonen + 2 Neutronen Die Ladung der Atome wird durch die Zahl der Elektronen bestimmtHydrogeniumkation H+ = 1 ProtonWasserstoffatom H = 1 Proton + 1 ElektronHydridanion H- = 1 Proton + 2 Elektronen



Hydridanion H 1 Proton + 2 Elektronen

4.3 IsotopeNuklide mit gleicher Protonenzahl und verschiedener Neutronenzahl heißen Isotope

Ordnungs-zahl

Element Nuklid-symbol

Protonen-zahl

Neutronen-zahl

Nuklid-masse

Atomzahl-anteil

1 Wasserstoff H

1H2H3H

111

012

1.00782.0141

99.9850.015Spuren3H 1 2 Spuren

2 HeliumHe

3He4He

22

12

3.01604.0026

0.0001399.99987

3 LithiumLi

6Li7Li

33

34

6.01517.0160

7.4292.58

4 Beryllium 9Be 4 5 9.0122 100.0yBe (Reinelement)

5 BorB

10B11B

55

56

10.012911.0093

19.7880.22B B 5 6 11.0093 80.22

6 KohlenstoffC

12C13C14C

666

678

12.000013.0034

98.891.11Spuren



14C 6 8 Spuren

4.4 Radioaktiver ZerfallD di k i Z f ll f l i )Der radioaktive Zerfallsprozess folgt einer Kinetik 1. Ordnung, d.h. die Anzahl der pro Zeiteinheit zerfallenden Kerne dN/dt 75

100

Ato

me

N (%

)

ist proportional zur Gesamtzahl dervorhandenen Kerne N

25

50

radi

oakt

iven

dN/dt = -k.N mit k = Zerfallskonstante dN/N = -k.dt und t = Zeit 0

25

0 1 2 3 4 5 6 7 8

Zahl

der

Halbwertszeiten t

Integration ergibt:lnN - lnN0 = -k.t

Altersbestimmung (14C-Methode)

Halbwertszeiten t1/2

lnN lnN0 k t ln(N0/N) = k.t

Halbwertszeit t1/2: N = N0/2ln2 = k.t1/2t1/2 = (ln2)/k = 0.693/k



1/2 ( )

4.5 KernreaktionenK k i ll di P i ä i ll i K d d i d fü diKernreaktionen stellen die Primärenergiequelle im Kosmos dar und sind für die Entstehung der Elemente verantwortlich

Kernfusion• Stellare Energieerzeugung (1H 4He 12C)

S l i• Supernovaexplosionen• Thermonukleare Waffen (1H 4He)

Kernspaltung• Erdwärme (238U, 232Th, 40K)• Atomwaffen (235U 239Pu)• Atomwaffen (235U, 239Pu)• Kernkraftwerke (235U, 239Pu)235U + n 90Kr + 144Ba + 2n1 g 235U liefert 8.1.107 kJ, was der Energiemenge entspricht, die bei derVerbrennung von 2 4 t C frei werden



Verbrennung von 2.4 t C frei werden

4.6 Herkunft und Häufigkeit der ElementeAll El h l W ff i d d h K f i dAlle Elemente schwerer als Wasserstoff sind durch Kernfusionsprozesse entstanden

Urknall > 1010 K ~90% H, 10% He, Spuren Li

StSterne> 1.107 K Wasserstoffbrennen 4 1H 4He + 2 e+ + e + 26.72 MeV> 1.108 K Heliumbrennen 3 4He 12C + + 7.28 MeV> 5.108 K Kohlenstoffbrennen 12C + 4He 16O + + 7.15 MeV

16O + 4He 20Ne + + 4.75 MeVbis 56Fe (energieärmster Kern)..... bis 56Fe (energieärmster Kern)

Supernovae > 3.109 K Bildung der schweren Elemente bis 256Lr (Beobachtet: 1054 Chinesen, 1572 T. Brahe, 1604 J. Kepler)

Heutige Verteilung der Elemente im Kosmos: 88 6% H 11 3% He 0 1% Metalle“Allg. und Anorganische Chemie Folie Nr. 24


Heutige Verteilung der Elemente im Kosmos: 88.6% H, 11.3% He, 0.1% „Metalle

4.6 Herkunft und Häufigkeit der ElementeDi Hä fi k i il d El i d i di h A Bi H d KDie Häufigkeitsverteilung der Elemente in der irdischen Atmos-, Bio-, Hydro-, Kryo-und Lithossphäre unterscheidet sich deutlich von der kosmischen Elementverteilung

Ursache: Differenzierungsprozesse1. Bildung des Planetensystems

Zentrum: Sonne mit H und HeZentrum: Sonne mit H und HePeripherie: Planeten und Monde mit H, He und „Metallstaub“

2. Bildung der Planeteninnere Planeten: klein mit geringer Schwerkraft Elemente > Liinnere Planeten: klein mit geringer Schwerkraft Elemente > Li

Kern: schwere Elemente Fe, Ni und andere MetalleKruste: leichte Elemente Silicate, Aluminosilicate

äußere Planeten: groß mit hoher Schwerkraft leichte Elemente: H He CH4 NH3äußere Planeten: groß mit hoher Schwerkraft leichte Elemente: H, He, CH4, NH3....3. Entwicklung der Planetenatmosphären (primordiale heutige Atmosphäre)

Venus: CO2/N2/H2O CO2/N2 H2O(g) 2 H + OErde: CO2/N2/H2O N2/O2/Ar CO2 CarbonateErde: CO2/N2/H2O N2/O2/Ar CO2 Carbonate

CO2 C + O2 (biol. Aktiv.)H2O(g) H2O(l) (Ozeane)

Mars: CO /N /H O CO /N H O(g) H O(s)Allg. und Anorganische Chemie Folie Nr. 25


Mars: CO2/N2/H2O CO2/N2 H2O(g) H2O(s)

4.6 Herkunft und Häufigkeit der ElementeHä fi k i d El i d E dhüll (A Bi H d K d Li hHäufigkeit der Elemente in der Erdhülle (Atmos-, Bio-, Hydro-, Kryo- und Lithos-sphäre) in Gewichtsprozent

Häufigkeit [%] Element(e)Häufigkeit [%] Element(e)48.9 O26 3 Si26.3 Si10 - 1 Al, Fe, Ca, Na, K, Mg1 – 0.1 (1 ‰) H, Ti, Cl, P( ) , , ,0.1 – 0.01 Mn, F, Ba, Sr, S, C, N, Zr, Cr0.01 - 10-3 Rb, Ni, Zn, Ce, Cu, Y, La, Nd, Co, Sc, Li, Nb, Ga, Pb, Th, B10-3 - 10-4 (1 ppm) Pr, Br, Sm, Gd, Ar, Yb, Cs, Dy, Hf, Er, Be, Xe, Ta, Sn, U, As,

W, Mo, Ge, Ho, Eu10 4 10 5 Tb I Tl T L Sb Cd Bi I

von links nach rechts mit abnehmender Häufigkeit (A F Hollemann N Wiberg)

10-4 – 10-5 Tb, I, Tl, Tm, Lu, Sb, Cd, Bi, In< 10-5 Hg, Ag, Se, Ru, Te, Pd, Pt, Rh, Os, Ne, He, Au, Re, Ir, Kr....



von links nach rechts mit abnehmender Häufigkeit (A.F. Hollemann, N. Wiberg)

El k i h S hl i d l T il h b h i b b i di

4.7 Quantentheorie nach PlanckElektromagnetische Strahlung wird als Teilchenstrom beschrieben, wobei die Energie eines Teilchens nicht beliebige Werte annehmen kann, sondern ein Viel-faches eines Quants (kleinster Energiewert) ist (Max Planck 1900)Q ( g ) ( )

E = h mit h = 6.626.10-34 Js (Planck‘sches Wirkungsquantum)d F [ 1]und = Frequenz [s-1]

E = hc/ Lichtgeschwindigkeit: c = = 2.9979.108 ms-1

Die Energie eines Lichtquants (Photons) ist somit proportional zur Frequenz bzw. umgekehrt proportional zur Wellenlängeumgekehrt proportional zur Wellenlänge

Berechnung der Photonenzahl für 1 W (1 Js-1) Photonen der Wellenlänge 550 nmEnergie eines Photons: E = hc/ = hc/550.10-9 m = 4*10-19 J pro Photon Anzahl Photonen: Gesamtenergie/Energie eines Photons

= 1 Js-1 / 4*10-19 J = 2 5*1018 Photonen s-1



1 Js / 4 10 J 2.5 10 Photonen s

4.8 AtomspektrenB i d Z l Li h di k Ab i b E i i li i iBei der Zerlegung von Licht treten diskrete Absorptions- bzw. Emissionslinien im Spektrum auf (charakteristische Linien für jedes Element)

PrismaSpalt Grundlage der Spektral-PrismaSpalt Grundlage der Spektralanalyse der Sterne und der Atomabsorptionsspektros-kopie (AAS)kopie (AAS)

Sonnen- und Sternenlicht Fraunhofer-Linien (Joseph von Fraunhofer 1820)

= 3.289.1015. [s-1]

22

121

[ ]

mit n = 3, 4, 5, 6.....(Frequenzen der Balmer-

22 n2

Wasserstoffbrenner Emissionslinien (J J Balmer 1885)

(Frequenzen der BalmerLinien)



Wasserstoffbrenner Emissionslinien (J.J. Balmer 1885)

4.9 Bohr‘sches AtommodellErster Versuch zur Beschreibung der Elektronenhülle von Atomen (Niels Bohr 1913)

B h ‘ M d ll fü d H AtBohr‘s Modell für das H-Atom- Kern viel schwerer als Elektron ( in Ruhe)- Elektron (m , e) kreist um den Kern in einem

K L M

Elektron (me, e) kreist um den Kern in einemBahnradius r mit der Bahngeschwindigkeit v

- Elektron unterliegt der Zentrifugalkraft: FZ= mev2/r 1. Bahn h/2

- Elektron wird vom Kern angezogen: Fel = e2/40r2

- Für stabile Bahnen gilt: FZ = -Fel

2. Bahn 2h/23. Bahn 3h/2

Bohr‘s PostulatNicht alle Bahnen sind erlaubt, sondern nur solche,

Energie des Elektrons

En = - 22

4 1.h8

meNicht alle Bahnen sind erlaubt, sondern nur solche, bei denen der Bahndrehimpuls L = m.r.v ein Viel-faches n des gequantelten Drehimpulses h/2 ist

n

= -2.179.10-18/n2 J mit n = 1, 2, 3, .....

22 nh8ε0



mit n 1, 2, 3, .....

4.10 Der Wellencharakter von ElektronenJ d b T il h b i h W ll i h f (L i d B li 1924)Jedes bewegte Teilchen besitzt auch Welleneigenschaften (Louis deBroglie 1924)

Gleichsetzen von E = hc/ und E = mc2 ergibt Schwingende Saite

g

deBroglie Wellenlängemchλ

Elektronen verhalten sich auf der Kreisbahn um den Kern wie eine stehende Welle

mc

A(zeitlich unveränderliche Welle)

Bedingungen für eine stehende Welle

Amax

Bedingungen für eine stehende WelleKreisbahn: n = 2r Saite: Amplitude A = 0 für x = 0, l

= 2l/n mit n = 0, 1, 2, 3h

x = 0 x = l

d2(A(x))/dx2 + 42 2A(x) = 0 Eigenfunktionen:

(Quantelung des Drehimpulses) A(x) = A sin(2x+d)

mvr2πnh



(Quantelung des Drehimpulses) A(x) Amaxsin(2x+d)

4.10 Der Wellencharakter von ElektronenElektronenwolken sind dreidimensional schwingende Systeme, deren mögliche Schwingungszustände dreidimensional stehende Wellen sind

Beschreibung der Welleneigenschaften des Elektrons durch Erwin Schrödinger 1927

0z)y,Ψ(x,z)]y,V(x,[Eh

m8πδzδΨ

δyδΨ

δxδΨ

2

2

222

• Homogene Differentialgleichung 2 Ordnung

hδzδyδx

• Homogene Differentialgleichung 2. Ordnung• Lösungen sind Wellenfunktion (x,y,z) analog der Amplitudenfunktion bei der

schwingenden SaiteE = Energie, V = potentielle Energie, m = Masse des Elektrons, h = Planck‘sches Wirkungsquantum

• Bei den Wellenfunktionen (x y z) handelt es sich um e FunktionenAllg. und Anorganische Chemie Folie Nr. 31


• Bei den Wellenfunktionen (x,y,z) handelt es sich um e-Funktionen

4.11 Die QuantenzahlenDie drei Indizes der Lösungsfunktionen der Schrödinger-Gleichung werden als Quantenzahlen bezeichnet

Die erste Quantenzahl n wird als Hauptquantenzahl bezeichnet und definiert die verschiedenen Hauptenergieniveaus (Schalen) des Atoms (analog den Bahnen im Bohr‘schen Modell)

laufende Nummer Bezeichnung Energien = 1 K-Schale E1 (Grundzustand)n = 2 L-Schale 1/4 En = 2 L-Schale 1/4 E1

n = 3 M-Schale 1/9 E1

n = 4 N-Schale 1/16 E1

n = 5 O-Schale 1/25 E1



4.12 Energie und Besetzung der Orbitale Atomorbitale wasserstoffähnlicher Atome (1 Elektron)

Alle Orbitale einer Schale besitzen die gleiche Energie (sind entartet)Alle Orbitale einer Schale besitzen die gleiche Energie (sind entartet)

Schale n s p d f gie

l = 1 l = 2 l = 3 l = 4

Ene

rg

N 4

M 3

4s 4p 4d 4f

M 3

L 23s 3p 3d

K 12s 2p



1s

4.12 Energie und Besetzung der OrbitaleMehrelektronenatome

Die Orbitale einer Schale besitzen nicht mehr dieselbe Energie (Aufhebung derDie Orbitale einer Schale besitzen nicht mehr dieselbe Energie (Aufhebung der Entartung durch Elektron-Elektron-Wechselwirkung)

3s 3p 3d d-Orbitale

p-Orbitale

Ene

rgie

s-Orbital

E

M-Schale des Wasserstoffatoms M-Schale eines Mehrelektronenatoms



4.12 Energie und Besetzung der OrbitaleD S h B d U h l ib i h d Abhä i k i dDas Schema zur Besetzung der Unterschalen ergibt sich aus der Abhängigkeit der Energie der Unterschalen von der Ordnungszahl

Änderung der Energie der Unter-

SchaleQ 7s 7p

schale mit wachsender Ordnungszahl

P 6s 6p 6dO 5s 5p 5d 5fN 4 4 4d 4fN 4s 4p 4d 4fM 3s 3p 3dL 2s 2p

Unterschale

L 2s 2pK 1s

s p d f

Beispiele: 1s2s2p3s3p1s2s2p3s3p4s3d4p5s



1s2s2p3s3p4s3d4p5s

4.12 Energie und Besetzung der OrbitaleDi B d Z ä d (O bi l ) i El k hi h äß d P liDie Besetzung der Zustände (Orbitale) mit Elektronen geschieht gemäß dem Pauli-Prinzip und der Hund‘schen Regel

Pauli-Prinzip (Wolfgang Pauli 1925)In einem Atom dürfen keine zwei Elektronen in allen vier Quantenzahlen überein-tistimmen:

Hund‘sche Regel (Friedrich Hund 1927)Entartete also energetisch gleichwertige Orbitale gleichen Typs werden so besetztEntartete, also energetisch gleichwertige, Orbitale gleichen Typs werden so besetzt, dass sich die maximale Anzahl ungepaarter Elektronen gleichen Spins ergibt:

p p p p p p

Niedrigere Energie Höhere Energie

p-Orbitale

px py pz px py pz



Niedrigere Energie Höhere Energie

4.13 Aufbau des PeriodensystemsBei der Auffüllung der Atomorbitale mit Elektronen kommt es zu periodischenWiederholungen gleicher Elektronenanordnungen auf der jeweils äußersten Schale

Atom Orbitaldiagramm Elektronenkonfiguration GruppeH 1s1

He 1s2 [He] Edelgase

Li 1s2 2s1 [He]2s1 Alkalimetalle

Be 1s2 2s2 [He]2s2 Erdalalkalimetalle

B 1s2 2s2 2p1 [He]2s2 2p1 Borgruppe2 2 2 2 2

C 1s2 2s2 2p2 [He]2s2 2p2 Kohlenstoffgruppe

N 1s2 2s2 2p3 [He]2s2 2p3 Stickstoffgruppe

O 1s2 2s2 2p4 [He]2s2 2p4 Chalkogene

O 1s2 2s2 2p4 [He]2s2 2p4 Chalkogene

F 1s2 2s2 2p5 [He]2s2 2p5 Halogene

Ne 1s2 2s2 2p6 [Ne] Edelgase



Ne 1s 2s 2p [Ne] Edelgase1s 2s 2p

4.13 Aufbau des PeriodensystemsG1 18Gruppen

54i

3ZnH

1

6 87 9 10ZnHe2

1

2 13 14 15 16 17

18

1

2

21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31Al13BBe

19Na11Li

32Si

14C

34S

16O

33P

15N

35Cl17F

36Ar18Ne

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

2

3

4

Mg12

20

57Y

39Sc

72Zr40Ti

73Nb41V

74Mo42Cr

75Tc43Mn

76Ru44Fe

26

77Rh45Co

78Pd46Ni

79

Ag47Cu

29

80

Cd48Zn

81

In49Ga

55Rb37K

82

Sn50Ge

32

84Te

52Se

83

Sb51As

33

85I

53Br

86Xe54Kr36 4

5

Ca

Sr38

56La57

Hf72

Ta73

W74

Re75

Os76

Ir77

Pt78

Au79

Hg80

Tl81

BaCs55

Pb82 84

Bi83

At85

Rn86

Po

Ac89

RaFr87

6

7

56

88Rf104

Db105

Sg106

Bh107

Hs108

Mt109

Ds110

Ce58

Pr59

Nd60

Pm61

Sm62

Eu63

Gd64

Tb65

Dy66

Ho67

Er68

Tm69

Yb70

Lu71 6

Hauptgruppenelemente s- und p-Block ElementeNebengruppenelemente (Übergangsmetalle) d-Block Elemente

Th90

Pa91

U92

Np93

Pu94

Am95

Cm96

Bk97

Cf98

Es99

Fm100

Md101

No102

Lr103 7



g pp ( g g )Lanthanoiden, Actinoiden f-Block Elemente

4.13 Aufbau des PeriodensystemsP i di h Ei h f I i i iPeriodische Eigenschaften: Ionisierungsenergie

• Die Ionisierungsenergie I eines Atoms ist g gdie Energie, die benötigt wird, um ein Elektron aus dem höchsten besetzten Ni tf A A + +INiveau zu entfernen: A A + e- : +I

• Sie ist für alle Elemente negativ, es kostet also immer Energie ein Elektron zu ent-fernen

• Sie nimmt innerhalb der Gruppen des PSE von oben nach unten ab (zuPSE von oben nach unten ab (zu-nehmende Größe und Abschirmung)

• Sie nimmt innerhalb der Perioden desPSE mit steigender Ordnungszahl zu(aber nicht monoton)



4.13 Aufbau des PeriodensystemsP i di h Ei h f El k ffi i äPeriodische Eigenschaften: Elektronenaffinität

• Die Elektronenaffinität EA eines Atoms Aist die Energie, die frei wird, wenn esein Elektron aufnimmtA + A E

EA in kJmol-1

Li-66

Be-6

B-33

C-128

N~0

O-147

F-334

Ne-6

A + e- A- : -EA• In den meisten Fällen wird bei der An-

lagerung eines Elektrons also Energie

Na-59K

-55frei

• Ihre Größe hängt von der Anziehungs-kraft des Kerns und von der Elektron

-55Rb-53Cskraft des Kerns und von der Elektron-

Elektron-Abstoßung ab• Für die Anlagerung eines 2. Elektrons

-52

muss immer Energie aufgewendet werden, d.h. EA ist positiv(Abstoßung zwischen e- und A-)



(Abstoßung zwischen e und A )

5. Ionenbindung und SalzeGliederung5.1 Eigenschaften ionischer Verbindungen5 2 Ionenradien

Steinsalz NaCl

5.2 Ionenradien 5.3 Polarisierung und Kovalenz5.4 Nomenklatur von Salzen5.5 Ionische Strukturen

Sylvin KCl



5.1 Eigenschaften ionischer VerbindungenI bi d h d h V i i ä lli hIonenverbindungen entstehen durch Vereinigung von ausgeprägt metallischen Elementen mit ausgeprägt nicht metallischen Elementen

B5

Be4

Li3ZnH1

C6

O8

N7

F9

Ne10ZnHe

2metallischer Charakter und Radius nimmt ab

Sc21

Ti22

V23

Cr24

Mn25

Fe26

Co27

Ni28

Cu29

Zn30

Ga31Al

13B

Ca20Mg

12Be

K19Na

11Li

Ge32Si

14C

Se34S

16O

As33P

15N

Br35Cl

17F

Kr36Ar

18Ne

La57Y39Sc

Hf72Zr

40Ti

Ta73Nb

41V

W74Mo

42Cr

Re75Tc

43Mn

Os76Ru

44Fe

Ir77Rh

45Co

Pt78Pd

46Ni

Au79Ag

47Cu

Hg80Cd

48Zn

Tl81In

49Ga

Ba56Sr

38Ca

Cs55Rb

37K

Pb82Sn

50Ge

84Te

52Se

Bi83Sb

51As

At85I

53Br

Rn86Xe

54Kr

PoLa Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg TlBaCs Pb Bi At RnPo

Ac89

Ra88

Fr87

Bei einer Ionenbindung gehen Elektronen formal vollständig von Atomen einer Sorte auf Atome einer anderen Sorte über:Na0 (1s22s22p63s1) + Cl0 (1s22s22p63s23p5) Na+ (1s22s22p6)Cl- (1s22s22p63s23p6)



Na (1s 2s 2p 3s ) + Cl (1s 2s 2p 3s 3p ) Na (1s 2s 2p )Cl (1s 2s 2p 3s 3p )

5.1 Eigenschaften ionischer VerbindungenT i h I bi d i d Alk li llh l id B K h l N ClTypische Ionenverbindungen sind Alkalimetallhalogenide, z.B. Kochsalz NaCl

Makroskopische Eigenschaften p g• Harte und spröde Festkörper (aus Ionen aufgebaute Kristalle)• Hohe Schmelzpunkte

Ni d i l kt i h L itfähi k it• Niedrige elektrische Leitfähigkeit • Schmelze hat hohe elektrische Leitfähigkeit• (Gute) Löslichkeit in polaren Lösungsmitteln (H2O)2• Lösungen sind elektrisch leitend

Struktureller AufbauStruktureller Aufbau• Aus kugelförmigen Kationen und Anionen bestehend• Bindungskräfte sind ungerichtet• Die Ionen versuchen eine möglichst dichte

Anordnung zu bilden, wobei jedes Ion von möglichstvielen Ionen entgegengesetzter Ladung umgeben ist



vielen Ionen entgegengesetzter Ladung umgeben ist

5.2 IonenradienD I di hä d S ä k d K El k W h l i k bDer Ionenradius hängt von der Stärke der Kern-Elektronen-Wechselwirkung ab

TrendsNaCl-Kristallstruktur

• Kationen sind kleiner als Anionen• In den Hauptgruppen nimmt der Ionenradius

it t i d O d hlmit steigender Ordnungszahl zuLi+ < Na+ < K+ < Rb+ < Cs+

F- < Cl- < Br- < I-

• Bei Ionen mit gleicher Elektronenkonfigurationnimmt der Radius mir zunehmenderOrdnungszahl abOrdnungszahl abO2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ (1s22s22p6)

• Gibt es von einem Element mehrere pos. Ionen,nimmt der Radius mit zunehmender Ladung abFe2+ (78 pm) > Fe3+ (65 pm)Pb2+ (119 pm) > Pb4+ (78 pm)



Pb (119 pm) > Pb (78 pm)

5.3 Polarisierung und KovalenzDie Kationen ziehen die Elektronen der Anionen an, so dass die Anionen verzerrt (polarisiert) werden Kovalenz bzw. kovalenter Bindungscharakter

Fajans Regeln für die Polarisierung1. Ein Kation wirkt umso stärker polarisierend, je kleiner und je höher positiv

geladen es ist2. Ein Anion wird umso leichter polarisiert, je größer es ist und je höher seine

negative Ladung istnegative Ladung ist3. Polarisierung findet bevorzugt durch Kationen statt, die keine Edelgaskon-

figuration haben

Maß für das Polarisierungsvermögen Ion r [pm] [C/mm3]Na+ 102 3619 Na+ 102 36Al3+ 54 729(gilt für Koordinationszahl 6)

]33

19

[mmsIonenradiuπ34

[C]101.602ngFormalladuenIonenvolumgIonenladunhteLadungsdic



(g )

5.4 Nomenklatur von SalzenS l K i A iSalzname = Kationenname + Anionenname

Bildung des Kationnamensgeinatomig mehratomigMetallname + Oxidationsstufe Endung „-onium“C + K f (I) NH + A iCu+ Kupfer(I) NH4

+ AmmoniumCu2+ Kupfer(II) PH4

+ Phosphonium

Bildung des AnionennamensEinatomig mehratomigElementname + Endung id“Elementname + Endung „-id“N3- Nitrid CN- CyanidP3- Phosphid CO3

2- CarbonatAs3- Arsenid ClO4

- PerchloratSb3- Antimonid CrO4

2- ChromatS2- Sulfid SO3

2- SulfitAllg. und Anorganische Chemie Folie Nr. 46


S Sulfid SO3 Sulfit

6. AtombindungGliederung6.1 Allgemeines6 2 Lewis-Konzept6.2 Lewis-Konzept6.3 Dative Bindung6.4 Atom- vs. Ionenbindung6.5 Elektronegativität



6.1 AllgemeinesAtombindungen (kovalente oder homöopolare Bindungen) sind gerichtete Wechsel-wirkungen zwischen Atomen, bei der zwischen den Atomen eine hohe Elektronen-dichte bestehtdichte besteht.

Sie tritt dann auf, wenn Nichtmetallatome miteinander eine chemische Bindung eingehen, wobei sich Moleküle bilden:

H. + H. H-H „Prinzip der Elektronenpaarbindung“

Cl. + Cl. Cl-Cl Gemeinsame Elektronenpaare werden beidenCl + Cl Cl-Cl Gemeinsame Elektronenpaare werden beidenBindungspartnern zugerechnet

.N. + .N. NN..

Durch Bindung der ungepaarten Elektronen.C. + 2 O. O=C=O entstehen Einfach-, Zweifach- oder Dreifach-

bindungen

.

..



bindungen

6.2 Lewis-KonzeptDi L i Th i b d j d A i i M l kül di Ed l k fiDie Lewis-Theorie besagt, dass jedes Atom in einem Molekül die Edelgaskonfigu-ration erreichen will, um einen stabilen Zustand zu erreichen

Wasserstoff He-KonfigurationAndere Elemente Ne/Ar/Kr/Xe-Konfiguration Oktettregel

Hauptgruppe 4 5 6 7_____2. Periode C N O F3. Periode Si P S Cl

Elektronen s p p p ps s s

Elektronen-konfigurationBindigkeit 2 (4) 3 2 1

Einfache Wasser- CH4 NH3 H2O HFstoffverbindungen SiH4 PH3 H2S HCl



g 4 3 2

6.2 Lewis-KonzeptDi 4 Bi di k i d K hl ff h d h di l k i h A iDie 4-Bindigkeit des Kohlenstoffs entsteht durch die elektronische Anregung eines 2s-Elektrons

Grundzustand C 1. angeregter Zustand C*g g

Energie

2s

2p406 kJ/mol

2s

2p

Atom/Ion Elektronenkonfiguration Bindig- Außenelektronen Beispiele

2s

2s

1s 2s 2p keit im Bindungszustand ________Li 1 2 LiHBe* 2 4 BeCl2

B* 3 6 BF3B-, C*, N+ 4 8 BF4

-, CH4, NH4+

N, O+ 3 8 NH3, H3O+

, 3, 3O, N- 2 8 H2O, NH2

-

O, F 1 8 OH-, HFO2-, F-, Ne 0 - -



O , F , Ne 0

6.2 Lewis-KonzeptElemente der dritten und höheren Perioden erfüllen auch die Oktettregel, wenn nur s- und p-Orbitale an der Bindung beteiligt sind. Allerdings können auch d-Orbitalean der Bindung teilnehmen 18-Elektronenregelan der Bindung teilnehmen 18-Elektronenregel

Atom/Ion Elektronenkonfiguration Bindig- Außenelektronen Beispiele3s 3p 3d keit im Bindungszustand ____

Na 1 2 -Mg* 2 4 -

Al* 3 6 AlCl3

Si* 4 8 SiCl4

P 3 8 PH3

P* 5 10 PF5

S 2 8 H2SS* 4 10 SF4

S** , Si2-, P- 6 12 SF6

Cl 1 8 HClCl* 3 10 ClF3



3

6.3 Dative BindungDie Bindungselektronen einer kovalenten Bindung können auch ausschließlich von einem Bindungspartner stammen Dative oder koordinative Bindung

F ll dBeispiel

BF

FN H

HB NF

FH

H

Formalladung

Oktettregel für N und B erfülltBF

FN H

HB NF

F HH

Die Formalladung erhält man also, wenn man die Bindungselektronen auf die beiden Bindungspartner zu gleichen Teilen aufteilt (Homolyse)

C O+-

Die reale Verteilung der Bindungselektronen hängt von der Fähigkeit der Bindungspartner ab, Elektronen anzuziehen (elektronenziehender Charakter)



6.4 Atom- vs. IonenbindungIn chemischen Verbindungen liegen meistens weder reine Ionen- noch reine Atom-bindungen vor!

KCl K ist schwach und Cl stark elektronenziehend „Ionenbindung“

K Cl

Cl2 Beide Partner gleich stark elektronenziehend „Atombindung“

K Cl

Cl2 Beide Partner gleich stark elektronenziehend „Atombindung

ClCl

ClF F ist stärker elektronziehend “polare Atombindung”-+

Wovon hängt die Polarität kovalenter Bindungen ab?1. Anionen (Polarisierbarkeit bzw. Größe)2 K ti (L d di ht b di Fähi k it di A i l i i )

FClCl



2. Kationen (Ladungsdichte bzw. die Fähigkeit die Anionen zu polarisieren)

6.5 ElektronegativitätDie Elektronegativität (XE) einer Atom- oder Ionensorte beschreibt deren Vermögen, in einer chemischen Bindung die Elektronen an sich zu ziehen

Die Elektronegativität (EN) ist experimentell nicht messbar!

Für die Festlegung der EN-Werte sind mehrere Formalismen entwickelt worden:1. Pauling2. Allred und Rochow2. Allred und Rochow3. Mulliken4. Allen

Die EN-Werte sind im Periodensystem tabelliert!

Je größer die Differenz der EN-Werte, desto polarer ist die Atombindung bzw. desto höher ist der Ionenbindungscharakter



6.5 Elektronegativitäti i i A i i i i iPauling bestimmte die EN-Werte aus der Abweichung der Dissoziationsenergie D

der homonuklearen Verbindungen von den entsprechend heteronuklearen Verbindungeng

D(AB) = ½ [D(A2) + D(B2)]+

notwendig, da eine Abweichung vom arithmetischen Mittel beobachtet wird!

Beispiel:D(H2) = 435 kJ/molD(Cl2) = 243 kJ/mol arithmetisches Mittel = 339 kJ/molD(HCl) = 431 kJ/mol = 92 kJ/molD(HCl)exp = 431 kJ/mol = 92 kJ/mol

Dieser stabilisierende Beitrag wird durch dipolare Anordnungen verursacht A+B-

= 96.(H-Cl)2 Bezugspunkt notwendig: H = 2.2 = 3 2 Höchster Wert: = 4 0



Cl 3.2 Höchster Wert: F 4.0

6.5 ElektronegativitätA i i i i AAllred und Rochow bestimmten die EN-Werte nach einem elektrostatischen Ansatz

Physikalische Grundlage: Die Elektronegativität ist ein Maß für die auf ein y g g Valenzelektron wirkende Coulomb-Kraft FC

F Z*/ 2 At di Z* ff kti K l d hl ~ Fc ~ Z*/r2 r = Atomradius, Z* = effektive Kernladungszahl= OZ – Si

Si = Abschirmungskonstanten (nach Slater)iSi = 0.0 für höhere Schalen

0.35 für gleiche Schale0 85 für einfach niedrigere Schale (s und Elektronen)0.85 für einfach niedrigere Schale (s- und-Elektronen)1.00 für einfach niedrigere Schale (d- und f-Elektronen)1.00 für mehrfach niedrigere Schale (alle Elektronen)

Anpassung an die Pauling-Skala: = 0 359 ~ Z*/r2 + 0 744



0.359 ~ Z /r + 0.744

6.5 ElektronegativitätEN-Werte nach Linus Pauling und nach Allred und Rochow

Elektronegativität nimmt zuH He

ZnLi1 0

H2.22.2

Be1 5

B2 0

C2 5

N3 0

O3 4

F4 0

Ne

He

1.01.0Na0.91 0

1.51.5Mg1.31 2

Al1.61 5

Si1.91 7

P2.22 1

S2.62 4

Cl3.22 8

Ar

2.02.0

2.52.5

3.03.1

3.43.5

4.04.1

1.0K

0.80.9Rb

Ca1.01.0

Sc1.41.2

Ti1.51.3

V1.61.4

Cr1.71.6

Mn1.61.6

Fe1.81.6

Co1,91.7

Ni1.91.8

Cu1.91.8

Zn1.71.7

Ga1.81.8

Ge2.02.0

As2.22.2

Se2.62.5

Br3.02.7

Kr1.2

Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

1.5 1.7 2.1 2.4 2.8

Rb0.80.9Cs0 8

Sr1.01.0

Y1.21.1

Zr1.31.2

Nb1.61.2

Mo2.21.3

Tc1.91.4

Ru2.21.4

Rh2.31.5

Pd2.21.4

Ag1.91.4

Cd1.71.5

In1.81.5

Sn1.81.7

Sb2.11.8

Te2.12.0

I2.72.2

Xe

Ba0 9

La1 1

Hf1 3

Ta1 5

W2 4

Re1 9

Os2 2

Ir2 2

Pt2 3

Au2 5

Hg2 0

Tl2 0

Pb1 9

Bi2 0

Ed l ll h b h P li i l i h h El k i i ä !

0.80.9

0.91.0

1.11.1

1.31.2

1.51.3

2.41.4

1.91.5

2.21.5

2.21.5

2.31.4

2.51.4

2.01.4

2.01.4

1.91.5

2.01.7



Edelmetalle haben nach Pauling eine relativ hohe Elektronegativität!

7. MetallbindungGliederung7.1 Eigenschaften von Metallen 7 2 Die metallische Bindung7.2 Die metallische Bindung7.3 Leiter, Eigenhalbleiter, Isolatoren7.4 Dotierte Halbleiter

Atomium in Brüssel 1958Atomium in Brüssel 1958(Fe-Elementarzelle in

150.1012-facher Vergrößerung)



7.1 Eigenschaften von Metallen 80% aller bekannten Elemente sind Metalle, die eine Reihe von gemeinsamen Eigenschaften haben

Typische Eigenschaften• Niedrige Ionisierungsenergie (< 10 eV) bzw. elektropositiver Charakter, d.h.

Metalle bilden leicht Kationen• Metallischer Glanz der Oberfläche

D h b k it d l ti h V f b k it• Dehnbarkeit und plastische Verformbarkeit• Gute thermische und elektrische Leitfähigkeit, die mit steigender Temperatur

abnimmt• Metallische Eigenschaften bleiben in der Schmelze erhalten und gehen erst im

Dampfzustand verloren

Metallische Eigenschaften sind also an die Existenz größerer Atomverbände gebunden



g

7.1 Eigenschaften von Metallen Di l k i h L i fähi k i hä k d El k k fi i bDie elektrische Leitfähigkeit hängt stark von der Elektronenkonfiguration ab

Li BeLi118

Na23

Be18

Mg25

Al4023

K15.9

Ca23

Sc Ti1.2

V0.6

Cr6.5

Mn20

Fe11.2

Co16

Ni16

Cu65

Zn18

Ga2.2

25 40

Rb8.6

Cs

Sr3.3

Y Zr2.4

Nb4.4

Mo23

Tc Ru8.5

Rh22

Pd10

Ag66

Cd15

In12

Sn10

Sb2.8

Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi

Elektrische Leitfähigkeit der Metalle bei 0°C in 106 -1m-1

Cs5.6

Ba1.7

La1.7

Hf3.4

Ta7.2

W20

Re5.3

Os11

Ir20

Pt10

Au49

Hg4.4

Tl7.1

Pb5.2

Bi1

Die höchsten elektrischen Leitfähigkeiten haben die Elemente der 1. Nebengruppe (Gruppe 11) mit der Elektronenkonfiguration [Ar]3d104s1 [Kr]4d105s1 [Xe]5d106s1



(Gruppe 11) mit der Elektronenkonfiguration [Ar]3d 4s , [Kr]4d 5s , [Xe]5d 6s

7.2 Die metallische BindungElektronengasmodellMetalle bestehen aus kleinen Kristallen (Kristalliten). Die Atomrümpfe sind periodisch angeordnet und die Valenzelektronen bilden ein Elektronengas“periodisch angeordnet und die Valenzelektronen bilden ein „Elektronengas .

KristallstrukturElektronengas

Formkörper

Gefüge

Das Modell erklärt die hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit, aber nicht die

Atomrümpfe



thermodynamischen (Wärmekapazität) oder die optischen Eigenschaften

7.2 Die metallische Bindung Energiebändermodell

Ee AOs für n MOs für isolierteLi-Atome

Kontinuierliches Band aus leeren 2s* MOs El kt i d f i b li h*

Lin (Metall)

Elektronen sind frei beweglich„Leitungsband LB“

Kontin ierliches Band a s gefüllten MOs2s

2s*

[ ]n

Kontinuierliches Band aus gefüllten 2s MOsElektronen sind lokalisiert“Valenzband VB”

2s

Elektronen aus dem Valenzband lassen sich durch geringste Anregungsenergien in das

Abstand d0

Leitungsband überführen Absorption und Emission aller Wellenlängen ohne Energieverlust Breitbandige Reflexion (Spiegel) und metallischer Glanz (polierte Metalloberflächen)



Breitbandige Reflexion (Spiegel) und metallischer Glanz (polierte Metalloberflächen)

7.3 Leiter, Eigenhalbleiter, IsolatorenDie Ausprägung der metallischen Eigenschaften hängen vom Energieabstand des Valenzbandes zum Leitungsband ab

Leiter (Eigen)halbleiter Isolator

LeitungsbandVerbotene Zone (Bandlücke EG)

LiValenzband

LiEG = 0.0 eV

SiO

SiEG = 1.1 eV

-

Bei Eigenhalbleitern wird elektrische Leitfähigkeit durch thermisch oder optisch Ü

SiO2EG = 8.8 eV



induzierte Überführung von Valenzbandelektronen in das Leitungsband erreicht

7.4 Dotierte HalbleiterDie Leitfähigkeit von Eigenhalbleitern kann durch gezielte Dotierung erhöht werden.

Dotierung meint hier den Einbau von Störstellen in den Kristallin den Kristall.

Elemente mit abweichenderelektronischer Strukturelektronischer Struktursorgen fürElektronenleitung(→ n-Dotierung)oder L hl itLochleitung(→ p-Dotierung).



7.4 Dotierte HalbleiterBeispiel Siliziumn-Dotierung (Elektronenleitung)cm

-3]

g ( g)P, As, Sb (Donatoren)p-Dotierung (Lochleitung)B Al Ga In (Akzeptoren)ot

ieru

ng [

B, Al, Ga, In (Akzeptoren)

Die elektrische Leitfähigkeit σ [S/m] ist der Kehrwert des spezifischen Widerstands.

Do

p

Für Halbleiter: σ = f (Dotierung)

Si 4 35 x 10-4 S/mSi 4.35 x 10 4 S/m

1 ppm 1 ppbpp ppn-Si 9 x 102 S/m 6 x 100 S/mp-Si 5 x 102 S/m 9 x 10-1 S/m

Spezifischer Widerstand [Ωcm]Allg. und Anorganische Chemie Folie Nr. 65


Spezifischer Widerstand [Ωcm]

8. Das chemische GleichgewichtGliederung8.1 Vorbemerkungen8 2 Prinzip von Le Chatelier8.2 Prinzip von Le Chatelier8.3 Löslichkeitsgleichgewichte8.4 Homogene Gleichgewichteg g8.5 Heterogene Gleichgewichte



8.1 VorbemerkungenD B iff Gl i h i ht tä ht di b l t St bilität d i hDer Begriff Gleichgewicht täuscht die absolute Stabilität von dynamischen Situationen vor! Der Gleichgewichtszustand ist kein Ruhezustand, sondern dynamisch, wobei nur makroskopisch keine Veränderungen festzustellen sind!

Beispiele• Biologische Gleichgewichte: g g

Regenwald (Wachstum ↔ Abbau)

• Physikalische Gleichgewichte:Physikalische Gleichgewichte: Treibhaus (Einstrahlung ↔ Abstrahlung)Sterne (Strahlungsdruck ↔ Gravitation)

• Chemische Gleichgewichte: Reversible Reaktionen, wie z.B.C(s) + CO (g) 2 CO(g)C(s) + CO2(g) 2 CO(g)SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g)CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)



H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

8.1 VorbemerkungenD Gl i h i ht t dDer Gleichgewichtszustand

• Die Konzentrationen aller beteiligten Substanzen bleiben konstant• Hin- und Rückreaktion laufen gleichzeitig und mit gleichen Geschwindigkeiten v

ab

Gleichgewichtsreaktion zwischen 2 Reaktionspartnern:

A2 + B2 (Edukte) 2 AB (Produkt)

vhin = khin.c(Edukte)

vrück = krück.c(Produkte)

Im Gleichgewicht: vhin = vrückG e c gew c : vhin vrück

Die Gleichgewichtseinstellung benötigt die Zeit tG und kann durch einen Katalysator beschleunigt werden



Katalysator beschleunigt werden

8.2 Prinzip von Le ChatelierÜ f i S i G i i iÜbt man auf ein System, das im Gleichgewicht ist, durch Druck-, Temperatur- oder Konzentrationsänderungen einen Zwang aus, so verschiebt sich das Gleichgewicht, und zwar so, dass sich ein neues Gleichgewicht einstellt, bei dem dieser Zwang re-, g , gduziert ist.

B i fl d Gl i h i ht l h i h R kti d hBeeinflussung der Gleichgewichtslage chemischer Reaktion durch1. Änderung der Konzentrationen bzw. der Partialdrücke2. Temperaturänderungen3. Druckänderungen (bei Reaktionen mit einer Stoffmengenänderungen der

gasförmigen Komponenten)

BeispielN2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H = - 92 kJ/mol, Reduktion des GasvolumensTemperaturerhöhung Gleichgewicht verschiebt sich zu den EduktenDruckerhöhung Gleichgewicht verschiebt sich zu den Produkten Produktentfernung Gleichgewicht verschiebt sich zu den Produkten



g g

8.3 Löslichkeitsgleichgewichtei ö i i i i S iZur Beschreibung der Lage des Löslichkeitsgleichgewichts von Salzen wird das

Löslichkeitsprodukt verwendet.

)()( nm BcAc AmBn(s) m A+(aq) + n B-(aq)

D di K t ti A B b i k t t T t k t t i t k

)()()(

nmBAcBcAcK

Da die Konzentration von AmBn bei konstanter Temperatur konstant ist, kann man die Gleichung auch mit c(AmBn) multiplizieren Löslichkeitsprodukt

d.h. KL = K.c(AnBm))()( BcAcK nm

L

Bsp.: AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)

KL = c(Ag+).c(Cl-) = 2.10-10 mol2/l2 pKL = 9.7 (p = - log10)

Konzentration an Ag+-Ionen: c(Ag+) = K = 1 4.10-5 mol/l da c(Ag+) = c(Cl-)Allg. und Anorganische Chemie Folie Nr. 70


Konzentration an Ag -Ionen: c(Ag ) KL 1.4 10 mol/l, da c(Ag ) c(Cl )

8.3 LöslichkeitsgleichgewichteLöslichkeitsprodukte schwerlöslicher Salze

Salz pKL-Wert (auf Aktivitäten bezogen)

Exp. Untersuchungen zur Löslichkeitvon Salzen zeigen, dass die Löslichkeit Salz pKL-Wert (auf Aktivitäten bezogen)

PbCl2 4.8Hg2Cl2 17.9

gvon der Konzentration des Salzes und von der von Fremdsalzen abhängen

HCl-Gruppe AgCl 9.7PbS 27.5HgS 52.7

Aktivität: a = . c(wirksame Konzentration)

H2S-GruppegCuS 36.1NiS 19.4MnS 10 5

Stark verdünnte Lösungen ≈ 1.0 d.h. a = c

H2S Gruppe

MnS 10.5FeS 18.1BaCO3 8.3

Konzentrierte Lösungen = 0.0 …1.0 d.h. a < c

(NH4)2S-Gruppe

SrCO3 9.0CaCO3 8.4

Die Größe des Aktivitätskoeffizienten hängt von der Ionenstärke, der Ionenladung und dem Ionenradius ab

(NH4)2CO3-Gruppe



g

8.4 Homogene GleichgewichteMan spricht von homogenen Gleichgewichten, wenn alle Reaktionspartner in der gleichen Phase vorliegen (Lösung oder Gasphase)

In Lösungen

)()( AH HAc(l) H+(aq) + Ac-(aq) Ac = Acetat (CH3COO-)

)()()(

HAccAccHcKc

In der Gasphase

2 SO (g) + O (g) 2 SO (g) )()()(

2

32

OSOSOcKc 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

pV = nRT p = cRT c = p/RT einsetzen ergibt

)()( 222 OcSOc

RTOpSOp

SOpKp)()(

)(2

32

Allgemeiner Zusammenhang zwischen Kp und Kc( i t di Diff d T il h hl i h P d kt d Ed kt it )

OpSOp )()( 22

)(1TR

KK cp



( ist die Differenz der Teilchenzahl zwischen Produkt- und Eduktseite) )( TR

8.5 Heterogene GleichgewichteMan spricht von heterogenen Gleichgewichten, wenn die Reaktionspartner in verschiedenen Phasen vorliegen

H2O(g)

H2O(l)

Löslichkeitsgleichgewichte Phasengleichgewichte VerteilungsgleichgewichteBaSO4(s) Ba2+(aq) + SO4

2-(aq) H2O(l) H2O(g) F(aq) F(Benzin)

K = KL = c(Ba2+).c(SO42-) Kp = p(H2O) K = c(FBenzin)/c(Faq)

(Nernst‘scher Verteilungssatz)



9. Säuren und BasenGliederung9.1 Historisches9 2 Definitionen9.2 Definitionen9.3 Stärke von Säuren und Basen9.4 Zusammenfassungg



9.1 HistorischesSäSäuren• haben sauren Geschmack

– Zitronensäure, Essigsäure

Basen• schmecken bitter bis seifig• geben basische bzw alkalische, g

– Salzsäure, Phosphorsäure• lösen unedle Metalle unter

Wasserstoffentwicklung

• geben basische bzw. alkalische Lösungen (Laugen)

• lösen einige organische Stoffe durch Wasserstoffentwicklung

• Färben Pflanzenfarbstoffe rot (Rotkohl, Lackmus)

Sä b iff (R B l 1663)

Verseifung• reagieren mit Säuren unter Bildung

von Salzen und Wasser Säurebegriff (R. Boyle 1663) von Salzen und Wasser

Rocellatinctoria

Orcein



9.2 Definitionen - Arrhenius (1884)S Ei h f d d h H+ I b i h d h OH I hSaure Eigenschaften werden durch H+-Ionen, basische durch OH--Ionen verursacht

Säuren bilden durch Dissoziation in wässriger Lösung H+-Ionen:g g• HCl H + Cl• H2SO4 2 H + SO4

2

Basen bilden durch Dissoziation in wässriger Lösung OH--Ionen:• NaOH Na + OH

• Ba(OH)2 Ba2 + 2 OH

Neutralisation: H + OH H O H = 57 4 kJ/molNeutralisation: H + OH H2O H = -57.4 kJ/molHCl + NaOH H2O + NaCl

ProblemNach dieser Definition ist Ammoniak NH3 keine Base, obwohl es basisch reagiert:• NH3 + H2O NH4

+ OH



NH3 + H2O NH4 + OH

9.2 Definitionen - Brønsted und Lowry (1923)Sä /B R k i i d P üb k i (i W )Säure/Base-Reaktionen sind Protonenübertragungsreaktionen (in Wasser)

Säuren sind Stoffe, die Protonen an einen Reaktionspartner abgeben:, p gHCl + H2O H3O + Cl

B i d St ff di P t i R kti t f hBasen sind Stoffe, die Protonen von einem Reaktionspartner aufnehmen:NH3 + H2O NH4

+ OH-

Konjugiertes Säure-Base-Paar: Säure Base + ProtonHCl Cl + H

H O H O + HH3O H2O + H

NH4 NH3 + H

H2O OH + H

• An Protonenübertragungsreaktionen sind immer 2 Säure-Base-Paare beteiligt• H2O reagiert je nach Reaktionspartner als Säure oder Base (Ampholyt)• Die Zuordnung eines Stoffes als Säure oder Base hängt vom Reaktionspartner ab



Die Zuordnung eines Stoffes als Säure oder Base hängt vom Reaktionspartner ab

9.2 Definitionen - Brønsted und Lowry (1923)D L /B d Sä B B iff f h R k i h LöDer Lowry/Brønsted Säure-Basen-Begriff umfasst auch Reaktionen ohne Lösungs-mittel (Gasphase) und in anderen protischen Lösungsmitteln

In der Gasphase:HCl + NH3 NH4

Cl

In flüssigem Ammoniak als Lösungsmittel:NH4Cl + NaNH2 2 NH3 + NaCl4 2 3NH4

+ NH2 2 NH3

(Säure) (Base) (Neutralisationsprodukt)

In protischen Lösungsmitteln mit Eigendissoziation (Autoprotolyse)2 H2O H3O+ OH bzw. 2 HS H2S + S S = SolvenswirkenStoffe, welche die Kationenkonzentration des Solvens erhöhen, als SäureStoffe welche die Anionenkonzentration des Solvens erhöhen als Base



Stoffe, welche die Anionenkonzentration des Solvens erhöhen, als Base

9.2 Definitionen - Der pH-WertDer pH-Wert ist der neg. dekadische Logarithmus der H3O+-Ionen Konzentration

pH = -log[H O] pH = frz puissance d‘hydrogène (J Sørensen 1909)pH = -log[H3O ] pH = frz. puissance d hydrogène (J. Sørensen 1909)

Neutralpunkt: [H3O] = [OH] = 10-7 mol/l pH = 73

pH0 42 6 8 10 12 14

[H O]

10-14 10-1010-12 10-8 10-6 10-4 10-2 100

100 10-410-2 10-6 10-8 10-10 10-12 10-14[H3O ]

[OH]

Analog gilt:

pOH = -log[OH] In wässrigen Lösungen ist das Produkt der Konzentration der H O+ und OH Ionen konstant: pH + pOH 14



der H3O+ und OH –Ionen konstant: pH + pOH = 14

9.3 Stärke von Säuren und BasenN h B d/L i di S ä k i Sä b B bhä i ihNach Brønsted/Lowry ist die Stärke einer Säure bzw. Base abhängig von ihrem Dissoziationsgrad in einem Lösungsmittel (Wasser)

Reaktion einer Säure mit Wasser Reaktion einer Base mit WasserHA + H2O A + H3O B + H2O HB + OH

Die Gleichgewichtsquotienten ergeben sich gemäß dem Massenwirkungsgesetz zu[A]*[H3O] [HB]*[OH]3

K*[H2O] = Ks = [HA] K*[H2O] = KB = [B]

pK = log K pK = log KpKS = -log Ks pKB = - log KB

KS = Säurekonstante KB = Basenkonstante

In Wasser ist die stärkste Säure das H3O-Ion, die stärkste Base das OH-Ion



9.3 Stärke von Säuren und BasenB d Sä d B l i h i i h i h R ih dBrønsted Säuren und Basen lassen sich in einer protochemischen Reihe anordnen

Säure Base + H pKs-Wert NamepHClO4 ClO4

+ H -10 PerchlorsäureHCl Cl + H -7 ChlorwasserstoffH SO HSO + H 3 S h f l äH2SO4 HSO4

+ H -3 SchwefelsäureHNO3 NO3

+ H -1.4 SalpetersäureH3O H2O + H 0 Hydronium-Ion3 2H3PO4 H2PO4

+ H 2.2 PhosphorsäureCH3COOH CH3COO + H 4.75 EssigsäureH S HS + H 7 2 SchwefelwasserstoffH2S HS + H 7.2 SchwefelwasserstoffNH4

NH3 + H 9.25 Ammonium-IonH2O OH + H 14 Wasser

100Dissoziationsgrad einer Säure in Wasser: Dissoziation = 1 + 10(pks-pH) [%]



Dissoziationsgrad einer Säure in Wasser: Dissoziation 1 + 10(p p ) [%]

9.4 ZusammenfassungF d ll G i k i ll Sä B D fi i iFundamentelle Gemeinsamkeit aller Säure-Base Definitionen• Eine Säure ist eine Verbindung die eine positiv geladene Spezies abspaltet oder

eine negativ geladene Spezies aufnimmt• Eine Base ist eine Verbindung die eine negativ geladene Spezies abspaltet oder

eine positiv geladene Spezies aufnimmt

Allgemeinste Definition• Azidität ist der positive Charakter einer chemischen Spezies, welcher durch eine

Reaktion mit einer Base erniedrigt wirdReaktion mit einer Base erniedrigt wird• Basizität ist der negative Charakter einer chemischen Spezies, welcher durch

eine Reaktion mit einer Säure erniedrigt wird

Stärke von Säuren und Basen• Die Stärke hängt von der Ladungsdichte ab (Ladung pro Volumen)g g ( g p )• Stärkste Säure: Proton H+ (Größe ~ 10-13 cm)• Stärkste Base: Elektron e- (Elementarteilchen ohne innere Struktur)



10. RedoxvorgängeGliederung10.1 Oxidationszahlen10 2 Oxidation und Reduktion10.2 Oxidation und Reduktion10.3 Galvanische Elemente10.4 Elektrolysey10.5 Galvanische Spannungsquellen10.6 Korrosion- und Korrosionsschutz



10.1 OxidationszahlenA i i O i iAllgemeine Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahlen

1. ElementeDie Oxidationszahl eines Atoms im elementaren Zustand ist null

2. Ionenverbindungen2. IonenverbindungenDie Oxidationszahlen sind mit der Ionenladung identischVerbindung Ionen OxidationszahlenNaCl Na+ Cl- Na+I Cl-INaCl Na , Cl Na ClFe3O4 Fe2+ 2 Fe3+, 4 O2- Fe+II/+III O-II

3 Kovalente Verbindungen3. Kovalente VerbindungenDie Oxidationsstufen der Atome werden durch Heterolyse ermitteltVerbindung Lewisformel fiktive Ionen OxidationszahlenHCl H Cl H+ Cl H+I Cl IHCl H-Cl H+, Cl- H+I Cl-I

H2O H-O-H 2 H+, O2- H+I O-II

CO2 O=C=O C4+, 2 O2- C+IV O-II



10.2 Oxidation und ReduktionOxidation = Elektronenabgabe, d.h. Erhöhung der OxidationszahlAm+ A(m+z)+ + z e-

Fe0 Fe+III + 3 e- Rosten von Eisen“Fe0 Fe + 3 e „Rosten von Eisen

Reduktion = Elektronenaufnahme, d.h. Erniedrigung der Oxidationszahlg gAm+ + z e- A(m-z)+

Ag+I + e- Ag0 „Silberspiegelreaktion“

Disproportionierung 2 Am+ A(m-z)+ + A(m+z)+2 A A( ) + A( )

2 Cu+I Cu+II + Cu0 Instabilität von Cu+

Komproportionierung A(m-z)+ + A(m+z)+ 2 Am+

+VII +II IV



2 Mn+VIIO4- + 3 Mn+II + 4 OH- 5 MnIVO2 + 2 H2O Braunsteinbildung

10.2 Oxidation und ReduktionRedoxreaktionen sind reversibel

Oxidation von Eisen zu Fe OOxidation von Eisen zu Fe2O3

4 Fe0 + 3 O2 2 FeIII2O3 (Rost, Rot-Pigment)

Reduktion von Fe2O3 zu Eisena) Hochofen-Prozess

2 FeIII O + 3 CIIO 2 Fe0 + 3 CIVO2 Fe 2O3 + 3 C O 2 Fe + 3 C O2

b) Thermit-Reaktion (Schweißen von Schienen)

2 FeIII2O3 + 2 Al0 2 Fe0 + AlIII

2O3



10.2 Oxidation und ReduktionExkurs: Höllenstein (AgNO3)

Ag+ (AgNO Ag SO ) ist ein starkes Oxidationsmittel und kann daher organischeAg (AgNO3, Ag2SO4) ist ein starkes Oxidationsmittel und kann daher organische Materie oxidieren, wobei es selbst zu Ag0 reduziert wird.

Verwendung- Entfernung von Warzen- Desinfektion- Entfernung wuchernden Gewebes



10.3 Galvanische ElementeDie Funktionsweise galvanischer Elemente beruht auf der unterschiedlichen Neigung chemischer Spezies Elektronen aufzunehmen bzw. abzugeben

Reduzierte Form Oxidierte FormNa Na+ + e-

Z Z 2+ 2zur

SteigElekt

Zn Zn2+ + 2 e-

Fe Fe2+ + 2 e-

H2 + 2 H2O 2 H3O+ + 2 e-Tend

enz

zna

bgab

e

gende Tentronenauf2 2 3

Cu Cu2+ + 2 e-

2 I- I2 + 2 e-

F 2+ F 3+ +teig

ende

TEl

ektro

nen

ndenz zur fnahm

e

Fe2+ Fe3+ + e-

2 Cl- Cl2 + 2 e-

-Ble

ch

Cu

S E

Beispiele 1. Abscheidung von Ag auf einem Kupferpfennig2 Abscheidung von Cu auf einem Zinkblech Cu2+ + Zn Cu + Zn2+

CuSO4-Lösung

Zn-



2. Abscheidung von Cu auf einem Zinkblech Cu + Zn Cu + Zn

10.3 Galvanische ElementeIn einem galvanischen Element sind Oxidation und Reduktion räumlich durch ein Diaphragma, das aus porösem Material besteht, getrennt.

Daniell-Element Redoxpaar 1 (Halbelement 1)Beispiel: Cu2+ + Zn Cu + Zn2+ Zn2+ + 2 e- Zn

Redoxpaar 2 (Halbelement 2)Cu2+ + 2 e- Cu

Voltmeter

Stromfluss

Der Strom, der von der Anode (Zn) zurKathode (Cu) fließt, entspricht der in der

Anode Kathode

ode (Cu) e , e sp c de deRedoxreaktion übertragenen Elektronen-zahl. Das Gesamtpotential ergibt sich aus der Differenz der Redoxpotentialeu-

Ble

ch

Cu2+

n-B

lech

Zn Diaphragma

der Differenz der Redoxpotentiale E = ECu – EZn (Elektromotorische Kraft)

SO42- C

u

Zn

CuSO4-LösungZnSO4-Lösung

H lb l 1 H lb l 2Allg. und Anorganische Chemie Folie Nr. 89


Halbelement 1 Halbelement 2

10.4 ElektrolyseRedoxvorgänge, die nicht freiwillig ablaufen, können durch Zuführung elektrischer Arbeit erzwungen werden

Beispiel

Cu2+ + Zn Cu + Zn2+freiwillig (galvanischer Prozess)

Bei der Elektrolyse wird eine Gleichspannung U

erzwungen (Elektrolyse)

Bei der Elektrolyse wird eine Gleichspannung Uangelegt

U = Zersetzungsspannung E + ÜberspannungU = Zersetzungsspannung E + Überspannung

Die Überspannung wird wegen der kinetischenH d P d ktbild d El kt dHemmung der Produktbildung an den Elektrodenbenötigt



10.4 ElektrolyseS äElektrolyse von Salzsäure

KathodenreaktionH3O+ + e- ½ H2 + H2O

AnodenreaktionAnodenreaktionCl- ½ Cl2 + e-

GesamtreaktionGesamtreaktionH3O+ + Cl- ½ H2 + ½ Cl2 + H2OE = E0

1/2Cl2/Cl- – E0H+/1/2H2 = 1.36 V

Die Überspannung hängt von vielen Faktoren ab:• Elektrodenmaterial

S di h• Stromdichte• Temperatur• abgeschiedener Stoff



• …..

10.5 Galvanische SpannungsquellenG i i i i i i iGalvanische Elemente sind Energieumwandler, in denen chemische Energie, direkt in elektrische Energie umgewandelt wird.

Primärelemente irreversibelSekundärelemente (Akkumulatoren) reversibelB t ff ll i ib lBrennstoffzellen irreversibel

Primärelemente Zink-Kohle-Batterie Alkali-Mangan-BatterieMinupolMinupolZn Zn2+ + 2 e-

Pluspol2 MnO2 + 2 H2O + 2 e- 2 MnO(OH) + 2 OH-2 MnO2 + 2 H2O + 2 e 2 MnO(OH) + 2 OH

ElektrolytZink-Kohle-Batterie (Leclanche-Element)( )2 NH4Cl + 2 OH- + Zn2+ Zn(NH3)2Cl2 + 2 H2OAlkali-Mangan-Batterie2 KOH + 2 OH- + Zn2+ 2 K+ + [Zn(OH)4]-



10.5 Galvanische SpannungsquellenS äSekundärelemente

1. Ni-Cd-AkkuMinuspol: Cd + 2 OH- Cd(OH)2 + 2 e-

Pluspol: 2 NiO(OH) + 2 H2O + 2 e- 2 Ni(OH)2 + 2 OH-

2. Pb-AkkuMinuspol: Pb + 2 SO4

2- PbSO4 + 2 e-4 4

Pluspol: PbO2 + SO42- + 4 H3O+ + 2 e- 2 PbSO4 + 2 H2O

3 Lithium Ionen Akku3. Lithium-Ionen-AkkuMinuspol: LiCoO2 Li0.35CoO2 + 0.65 Li+ + 0.65 e-

Pluspol: Cn+ 0.65 Li+ + 0.65 e- CnLiyy

Interkalation von Li in Graphitschichten



10.6 Korrosion- und KorrosionsschutzKorrosion, d.h. Oxidation von wertvollen Metallen kann durch Lokalelemente beschleunigt oder verlangsamt werden

Korrosion von Eisen in einer Kochsalzlösung durch K4[Fe(CN6)]-Lösung sichtbar gemacht:2 Fe2+ + [Fe(CN6)]4- Fe2[Fe(CN6)] (blau)

Cu2+ + 2 e- Cu E0Cu = +0.34 V

Fe2+ + 2 e- Fe E0F = -0 41 VFe + 2 e Fe E Fe 0.41 V

Zn2+ + 2 e- Zn E0Zn = -0.76 V

1) Cu/Fe-Lokalelement Fe Fe2+

2) Fe-Halbzelle Fe Fe2+

3) F /Z L k l l t Z Z 2+3) Fe/Zn-Lokalelement Zn Zn2+

Bauteile aus Eisen können durch Anschluss unedlerer Metalle (Zn, Mg, …) als Opferanoden vor Korrosion geschützt werden Brücken, Rohrleitungen, Tanks…



Opferanoden vor Korrosion geschützt werden Brücken, Rohrleitungen, Tanks…

10.6 Korrosion- und Korrosionsschutzi i i A G füLokalelemente bilden sich auch beim Kontakt von Amalgam- und Goldfüllungen aus

Metalle im Amalgam: Sn, Cu, Ag, Hgg , , g, g

S 2+ + 2 S E0 0 14 VSn2+ + 2 e- Sn E0Sn = -0.14 V

Cu2+ + 2 e- Cu E0Cu = +0.34 V

Hg2+ + 2 e- Hg E0Hg = +0.85 VHg

O2 + 2 H2O + 4 e- 4 OH- E0O2/OH- = +1.24 V

Au3+ + 3 e- Au E0Au = +1.50 V

Durch die Ausbildung des Lokalelementes gehen verstärkt die unedleren Metalle inLösung, also in den Speichel.Es muss daher vermieden werden, dass Amalgam- und Goldfüllungen miteinander in Kontakt kommen



in Kontakt kommen.

Documents

Anorganische Chemie – Teil I · Anorganische Chemie – Teil I IhlInhalt 1. Einführung 2. Stoffe und Stofftrennung 3. Atome und Moleküle 4. Der Atomaufbau 5. Ibid dSlIonenbindung