1

QuantenzahlenMagnetquantenzahl m => entspricht der Zahl und Orien-(m = -l, -(l-1)…0…+(l-1), +l) tierung der Orbitale in jeder

Unterschale.

l = 0, 1, 2, 3, …(Orbital-)Symbol s, p, d, f, …Zahl der Orbitale 1, 3, 5, 7, …

=> Durch die drei Quantenzahlen werden Energie, Typ und Orientierung der verschiedenen Orbitale (Aufenthaltsräume für Elektronen mit diskreter Energie) unterschieden.

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3

s-Orbitale: n =1

Sphärisch (Kugelförmig)

s-Orbitale: n = 2

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KonturliniendiagrammeSchwarze Linie umschließt 99%Wahrscheinlichkeit das Elektronzu finden.

=> Maßstabsgerecht…!

Rote Linien sind Knotenflächen.

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Räumliche Orientierung: Magnetquantenzahl m

Besetzung der Orbitale• In jedes Orbital passen zwei Elektronen.

=> Was passiert, wenn sich nur ein Elektron in einem Orbital befindet…?

=> Stern-Gerlach Versuch: Atomstrahl aus Ag-Atomen.

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Ag: 47 e-

=> 46 e- paarweise in Orbitalen.

=> 1 e- ungepaart.

=> Ungepaartes Elektron ist magnetisch.

=> Spinmagnetquantenzahl ms

Notwendigkeit der Einführung einer weiteren Quantenzahl

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Besetzung der Orbitale mit Elektronen

Quantenzahlen: n, l, m, ms=> Unterscheidung der Elektronen

=> Regeln…?

Pauli-Prinzip / Hund´sche Regel

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9

Energetische Abfolge derOrbitale

=> Es gibt keine allgemeingültigenRegeln zur energetischen Abfolge.

=> Für eine Hauptquantenzahl n gilt aber immer: s < p < d < f

=> Allerdings hat das 4s Orbital eineniedrigere Energie als das 3d Orbital.

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Periodensystem

Alkali-metalle

Erd-alkali-metalle

Halogene

Edel-gase

Übergangsmetalle

LanthanoideActinoide

Chalkogene

Erd-metalle

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Zählungder International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC)

Zählungder International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC)

Gruppen-Nr.Gruppen-Nr.

Nr. derPeriodeNr. derPeriode

Lernziele Block 3• Atom-Eigenschaften

– Eigenschaften• Ionisierungsenergie• Elektronenaffinität

– Ionenbindung• Gitterenergie• Arten von Ionen• Ionenradien• Nomenklatur

• Kovalente Bindung– Elektronegativität– Konzept

• Übergänge zwischen Ionen- und kovalenter Bindung

• Formalladungen• Mesomerie (Resonanz)• Nomenklatur

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Chemisches Verhalten• Valenzelektronen: Elektronenkonfiguration der

äußersten Schale ist entscheidend

=> Periodisches Auftreten des gleichen chemischen Verhaltens.

• Edelgaskonfiguration: Komplett gefüllte äußere Schale

=> Energetisch besonders günstig, d.h. stabil und chemisch inert.

Ionisierungsenergie/ Elektronenaffinität

• Ionisierungsenergie:

• Elektronenaffinität

X(g.) ∆H° = EiX+(g.) + e

−∆H° = EeaY (g.)Y(g.) + e

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Ei und chemische ReaktionenK + H2O K+[OH]- + ½ H2

=> K hat eine sehr niedrige Ei, daher wird das Außenelektron leicht abgeben…!

=> Warum…?

Ei und chemische ReaktionenLi + H2O Li+[OH]- + ½ H2

=> Li hat eine höhere Ei als K (5,39 vs. 4,34 eV); daher wird das Außenelektron weniger leicht abgeben…!

=> Warum keine Flammenerscheinung…?

1 eV = 96,485 kJ mol-1

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IE als f(Z) für die erste Periode des PSE Die effektive Kernladung Z* = Z - s

Z Element IE(eV) ( s = Abschirmkonstante )3 Li 5,4 Element Z Z* s 4 Be 9,3 Li 3 1,28 1,725 B 8,3 Be 4 1,91 2,09

6 C 11,3 B 5 2,42 2,487 N 14,5 C 6 3,14 2,868 O 13,6 N 7 3,83 3,179 F 17,4 O 8 4,45 3,5510 Ne 21,6 F 9 5,20 3,80

Ne 10 5,76 4,24H

He

Li

B

N

O

Ne

Na

(eV)

0 1002468101214161820222426

Ionisierungsenergie

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Effektive Kernladung => Atomradien (in pm)

=> rA nehmen von rechtsnach links ab.

=> rA nehmen von obennach unten zu.

=> Analog zu Zeff.

Reden wir noch über andere "Radien"Reden wir noch über andere "Radien"

IonenradienIonenradien Größe, wenn das Atom ein oder mehrere Elektronen

aufgenommen (Anion) bzw. abgegeben hat (Kation)

KovalenzradienKovalenzradien Größe entlang der Bindung, wenn Atome einfach oder

mehrfach miteinander gebunden sind

van der Waals-Radienvan der Waals-Radien Platzbedarf, wenn Atome nicht miteinander

gebunden sind

Außer „Atomradien“ unterscheiden wir nochAußer „Atomradien“ unterscheiden wir noch

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CHEMISCHE BINDUNG *

* Zusätzlich existieren : - Wasserstoffbrücken-Bindung- Bindung zwischen „abgesättigten“ Molekülen

( van der Waals-Kraft, London-Kraft )

Fließende Übergänge !

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Das Bindungs-dreieck

Die Ionenbindung• Teilchen mit Edelgaskonfiguration sind besonders stabil.

Z.B.: Na+ Cl-

=> Wenn Elemente (Moleküle) mit niedrigerIonisierungsenergie (z.B. Na) und hoher Elektronenaffinität(z.B. Cl) zusammengegeben werden, werden Elektronen ausgetauscht, bis die Edelgaskonfiguration erreicht ist…!

=> Verbindungen, die ausschließlich aus Ionen aufgebaut sind werden Salze genannt.

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Bildung eines

Ionenkristalls:

1/n Nan + ½ Cl2 -> 1/n (Na+Cl-)nvereinfacht:

Na + ½ Cl2 -> NaCl

Ei(Na) = 496 kJ mol-1

Ea(Cl) = -349 kJ mol-1

Koordinationszahl (Na+): 6Koordinationspolyeder: Oktaeder

Koordinationszahl (Cl─ ): 6Koordinationspolyeder: Oktaeder

(s) = solidus

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Elektronendichteverteilung im Natriumchlorid-Kristall: Typische Ionenbindung

=> Konturlinien der Elektronendichte (Zahlen sind Maß für Elektronendichte)=> Elektronendichteverteilungsfunktion

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Energetik eines Ionenpaares

+ -d

Einzelnes IONENPAAR: ENERGETISCHE VERHÄLTNISSE

anziehende Kraft: Coulomb-Kraft FC FC = - 1/4πε0 · q1·q2/d2

potentielle Energie: Coulomb-Energie EC EC = 1/4 πε0 · q1·q2/d

Abstoßungsenergie EA EA = B/dn

Gesamtenergie U:

U = EC + EA

ε0 = Dielektrizitätskonstante des VakuumsB = Konstante,dimensionslos

q = Ionenladung z·ed = Abstand d0

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GitterenergieEC =

221

0 dezz

41 ⋅⋅

⋅πε EA = nd

B

EC = ⎭⎬⎫

+−+⎩⎨⎧ −⋅ m

524

46

38

2126

d4z

0

22

πεe

Madelung-Konstante M

Strukturtyp MNaCl 1.747CsCl 1.762CaF2 5.038Zinkblende ZnS 1.638Wurtzit ZnS 1.641Rutil TiO2 2.408Korund Al2O3 4.171

Beispiel NaCl

Die Gitterenergie U ( EC+EA) von NaClberechnet sich zu:U(NaCl) = - 765 kJ/Mol mit d0 = 282 pm

U(NaF) = - 935 kJ/Mol mit d0 = 231 pm

Nachbar Art Anzahl Abstandnächste Gegenion* 6 d0übernächste gleiches Ion 12 √2d0drittnächste Gegenion 8 √3d0viertnächste gleiches Ion 6 √4d0* : neg. Vorzeichen für EC

Born-Haber-Kreisprozess

Ionisierungs-energie

Ionisierungs-energie

Elektronen-affinität

Elektronen-affinität

Gitter-energie U

Gitter-energie U

Freiwerdende Reaktionswärme

Freiwerdende Reaktionswärme

=> Hess‘scher Satz…!