Vorlesung 3

Elektronen gehen von Atom zu Atom

Elektrostatische Anziehung hält entgegengesetzte geladene Ionen zusammen

Metall + Nichtmetall

Metalle lagern sich dicht zusammen & delokalisieren VAlenzelektronen zu Elektronengase, Elektronen frei beweglich(daher Leitung elektrischen Strom)

Moleküle

Atome teilen Elektronen = VAlenzelektronen

Kovalent, partielle positive geladenes H-Atom von freien Elektronenpaare NAchbaratom angezogen

Anzahl Protonen im Kern + kreisenden Elektronen

Atome keine definierte Oberfläche

Messbar definierter Abstand zweier Kerne entsprechend dem Energieminimum ro

Je stärker Verbindung desto geringer Abstand

Atomradius= Abstand zwischen Kern/2

Moleküleverbindungen sind festen Zustand Moleküle geordnet gepackt -> unter Moleküle herrschen Van der Waals-Anziehung

Van der Waals-RAdius= Abstand Atom/2

Van der Waals Radius>kovalenter Radius

Effektive Größe abhängig Bindung mit anderen Atomen

Innerhalb Gruppe PSE Zunahme effektive Größe mit steigender Ordnungszahl ( Zunahme Elektronenschale)

Zunahme Ordnungszahl=steigung Kernladung=zunehmende Anziehung Elektronen (effektive Kernladung ungleich tatsächliche)

HAuptgruppenelemente nehmen Kovalenz & van-der-waals-RAdien innerhalb Periode links nach rechts ab (jeweils 1. Elektron von Element zu Eement zur gleichen Schale hinzu)

Nebengruppenelemente abweichendes Muster -> erst innere d-Orbitale aufgefüllt

Energie aufgewendet um gasförmige Atom Grundzustand schwächste Elektronen entreißen (benötigt Energie -> gegen Anziehung Kern entfernt)

Innerhalb Periode Zunahme von links nach rechts

Innerhalb Hauptgruppe abnahme mit zunehmender Ordnungszahl

Metalle leicht Ionisierbar geben leicht Elektronen ab

Energie um aus einfach positiv geladene Kationen weitere Elektronen entfernen ( Entstehung zweifach geladenes Kation)

Wegnahme 3 Elektronen (Ladung höher als +3 sehr selten)

Energie Aufnahme Elektronen aus Elemente gasförmigen Zustand

Kleine Atome größere Tedenz Aufnahme als große (stärkere Anziehung Kern, entsprechend Abnahme Atomradien innerhalb Periode links nach rechts steigt Elektronenaffinität)

Höchste Elektronenaffinität Halogene 7.Hauptgruppe

Aufnahme zweiten Elektrons ( immer positives Vorzeichen)

Zahl Valenzelektronen ( Elektronen in s-& p-Orbitale)=Hauptgruppennummer

Ionen ordnen sich in drei deminsional periodische Struktur

treten bei Verbindungen zwischen Nichtmetallen und Metallen auf

🔺Hsub+🔺Hdiss+🔺Hion+🔺Hea+🔺Hgitter=🔺H

Sublimationsentalpie + Dissoziation+ Ionisierungsenergie+Elektronenaffnität+Gitterenergie=Bindungsentalpie

Je höher LAdung Ionen, desto größer Betrag Gitterenergie

Abstand Ionen Kristall durch Röntgenbeugung betstimmt werden (Abstand zweier Ionen=Summe Radien)

Je größer KZ, mehr stoßen Anionen um Kationen, größer erscheint Kation

Ionenradius Kation<Kovalenzradius selbe Element

Einfach geladenes Kation > zweifach> dreifaches

Ionenradius Anion>Kovalenzradius selben Element

Nimmt im PSE von unten nach oben ab und bei gleicher Elektronenkonfiguration mit wachsender Ordnungszahl ab.

r(I^-)=1/2d(i^-…I^-)

d´=r(K^+)+r(I^-)

Viele Verbindungen weder rein Ionenverbindung noch rein kovalent ( reinkovalent nur Atome selben Elements)

Große Anionen zu weit entfernten Valezelekton vom Kern-> leicht deformierbar (Polarisirbarkeit)

Je kleiner Kation & je höher Ladung ->stärker deformiert elektronenwolke Anion

Ionischer Anteil kovalenter Bindung =(gemessenes Diplomoment/berechnetes Diplomoment)*100

Elektronennegativität EN= relatives Maß Fähigkeit Atoms, Bindungselektronen Molekül anzuziehen

Moleküle/Molekülionen keine Lewis-Formel, einige Ionen weichen ab oder Moleküle erfüllt nicht Regel

Moleküle aus Nichtmetalle mit ungerade Elektronenzahl selten

Häufiger mit grader elektronenzahl aber mehr oder weniger als acht Valenzelektronen

Elemente 3/4. Periode kovalente Bindung mehr als 4 Atome, mehr 6. Bindungen nur ab 5 Periode + großen Atomradien

1. Negative geladene Elektropaare stoßen einander ab (Elektronenpaar Valenzschale Zentralatoms soweit wie möglich entfernt)

2. Alle der Valenzschalen Zentralatoms berücksichtigt (bindender + nichtbindende)

3. Nichtbindende Elektropaare tragen Molekülstruktur bei (Benennung Struktur nur Position Atomkerne berücksichtigt)

Orbitals ähnlicher Energieniveas können hybridisierung -> zu energetisch entarteten Orbitalen umlagern,

Für hybridorbitale müssen Energien zu vermischenden Orbitale überlappen

Gut= 2s- & 2p-Orbitale, 3d,4s,4p-Orbitale

Mathematische Operation keine physikalische

Kovalente Bindung= überlappung 2 Atomorbitale AO->1. Orbital

Regeln zur Besetzung = Pauli_Prinzip/Hund´sch Regel

Bezeichnungen wie AÓs (spd)->sigma,pi, omega

Überlappung AOs+MOs= bindende/ antibindende MOs (max 2e^- entgegengesetztem Spin)

Bindende energetische niedriger als 1s-Orbitale ->antibindende energetische höher als 1s-Orbital

Gesamtzahl Orbitale Überlagerung AOs unverändert -> Anzahl MOs= Anzahl überlappender MOs

Bindungsordnung= 1/2 ((ZAhl der bindenden e^-)-(Zahl atibindenden e^-))-> (Zahl Bindungsstriche Valenzstrichform)/(Zahl Bindungen)

Anzahl MOs= Anzahl AOs, MOs umfassen Gesamtmolekül

Mehrere mesomere Grenzformeln formuliert werden (C6H6->Alle C-Atome sp^2-hybridisiert, drei Doppelbindungen delokalisiert)

Niedrige Ionisierungsenergie /Elektronegativität, positiv geladenen Atomrümpfe bilden 3D periodische Gitter

Elektronen=delokalisiert, bilden Elektronengas(frei beweglich, sorgt für elektrische Leitfähigkeit)

Bändertheorie: MOs delokalisiert über gesamten Kristal, je mehr Atome, desto mehr getrennt aber energetische dicht beieinander liegende MOs entstehen

MOs energetisch nicht entertet, da riesige Anzahl Energie dicht zusammen, Gesamtheit MOs = Energieband, 2s-Band= Valenzband(HOMO)

Nächst höhere gelegene nicht e^- besetzte Band = Leitungdband(LUMO)

Metalle entweder HOMO nut teilweise besetzt oder überschneiden nicht höheren nicht besetzten LUMO

H-Ato Moleküle + einsames e^-Paar an Elektronen negativen Atom = H-Brücken( auch unterschiedlichen Molekülen vorkommen)

Bedingungen:

1. Protonen- Donator ( Molekül welches H für Wasserstoffbrücken zur Verfügung stellt muss starke polare Bindungen mit hohen sigma ^+ am H-Atom haben

2. Protonen_Akzeptor (Atom dessen einsames Elektronenpaar an H-Brücken beteiligt muss relativ klein sein

Energie, wenn Anionen+KAtionen gasförmigen Zustand Kristall bilden und Energie frei wird 🔺Hgh

Selbe Energie zum trennen , nicht direkt Messbar ->berechnen