11b Chemie- Zusammenfassung Von Sabrina

Chemie- Übersicht – Seite 1 Redoxreaktionen: - Oxidationsmittel: -Reduktionsmittel:

- hat positiveres Potential - wird reduziert wirkt oxidierend, nimmt Elektronen auf -> Reduktion - hat negativeres Potential - wird oxidiert, wirkt reduzierend, gibt Elektronen ab -> Oxidation

Säure Basen Theorie in H2O: -Potentielle Säuren: Element- Wasser- Luft- Verbindungen mit Delta+ polarisiertem Wasserstoff sind Nichtmetallhydride und Hydroxide, die an H2O in Form eines Protons (H+) abgeben  Säuren sind Proton Donatoren

 Basen sind Proton Akzeptoren

- Der Vorgang der Protonabgabe bezeichnet man als Säuredissoziation= Protolyse - Basen: sind Moleküle die Wasserstoff (H+) als Proton aufnehmen - Starke Säuren: alle potentiellen Säuren, die H2O vollständig dissozieren (quantitative Protolyse) - schwache Säuren: alle potentiellen Säuren, die in H2O nicht vollständig dissozieren (nicht quantitative Protolyse) Dissoziations- oder Photolyse-Gleichgewicht (Doppelpfeil!) - Die einprotonigen Säuren dissozieren einstufig - die mehrprotonigen Säuren dissozieren mehrstufig Bindungsabstand und Bindungslänge - kleinster linearer Abstand der Atomkerne der gebundenen Atome - kleinster Bindungsabstand: 100Pm - größter Bindungsabstand 220Pm Einfachbindung - stets eine δ- Bindung - freie Drehbarkeit durch IR messbar - Rotation nicht existent bei starren Ringen mit Einfachbindungen: nur synchrone Drehungen möglich - Unterschiedliche räumliche Anordnungen durch Rotationen ums Zentralatom nennt man Konformation - Einzelne sich unterscheidende Konformere und die Änderungen dieser Anordnungen Konformationsänderung Doppelbindung - Bindung zwischen 2 Atomen über zwei Elektronenpaare - 1δ- und 1∏- Bindung - keine freie Drehbarkeit - Isomere: Verbindungen mit gleicher Summenformel, Art und Anzahl der Atome aber unterschiedlicher interatomarer Verknüpfung bzw. unterschiedlicher absolut räumlichen Anordnung der Substituenten bei nichtvorhandener freien Drehbarkeit

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-

Konfiguration: starre Anordnung von Liganden an einer Doppelbindung Stereoisomerie: bei Konfigurationsunterschied aber sonstiger Konstituionsgleichheit : cis- Trans -Isomerie Bild-Spiegelbild-Isomerie Struktur-/ Konstituionsisomerie: bezieht sich auf Verknüpfung von Atomen im Molekül

Dreifachbindung -drei Bindungen, die in einem Molekül zwei Atome verknüpfen - Stets eineδ – Bindung und zwei ∏- Bindungen Merke:

C C C

4δ 3δ 1∏ 2δ 2∏

tetraedrisch trigonal planar Linear

Winkel 109°28´ Winkel 120° Winkel 180°

Die Quantenzahlen Atome mit mehreren Elektronen: s= sharp p= principal Bezeichnungen der Spektralserien d= diffus f= fundamental Die Nebenquantenzahl Spektrallinien = definierte Energiebeträge Die Energiezustände( d.h. die Energiebeträge, die beim Übergang der Elektronen von energiereichren in energieärmere Zustände abgestrahlt werden) dieser Unterstufen werden durch die Nebenquantenzahl L charakterisiert. Zwischen der Haupt- und der Nebenquantenzahl besteht die Beziehung : L = 0,1,2,3,...,(n-1) Zur Hauptquantenzahl n gibt es n Werte von Benquantenzahlen. Für die Hauptquantenzahl n=1 ergibt sich die Nebenquantenzahl 0 Der Energiezustand L= 0 wird als s-Zustand, Der Energiezustand L= 1 wird als p-Zustand, Der Energiezustand L= 2 wird als d-Zustand, Der Energiezustand L= 3 wird als f-Zustand bezeichnet  die Elektronen dieser Energiezustände sind s-, p-, d- und f- Elektronen. Die Energieniveaus der Elektronen werden, außer dem Energieniveau mit der Hauptquantenzahl n=1, in Unterniveaus unterteilt. Den Hauptquantenzahlen n lassen sich somit Nebenquantenzahlen L zuordnen, wobei L die Werte L= 0 bis L= n-1 annehmen kann. Die magnetische Quantenzahl m - Spektrallinien der p-, d-, und f- Serien in drei fünf und sieben Linien aufspalten - Energieaustausch mit dem äußeren Magnetgeld erfolgt nur gequantelt -> diese Energiebeträge sind proportional zur Quantenzahl m Die magnetische Quantenzahl m ist wiederum mit der Nebenquantenzahl L verbunden: Die Anzahl der Werte für m ist 2L+1

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Die Spinquantenzahl Anschaulich dargestellt besitz danach jedes Elektron einen Eigendrehimpuls den Elektronenspin, der entweder im oder gegen den Uhrzeigersinn gerichtet sein kann. Die Spinquantenzahl s kann danach zwei Werte annehmen, die man mit +0,5 und -0,5 bezeichnet. Somit können mit jedem Kästchen zwei Werte der Spinquantenzahl s kombiniert werden. Der Zustand eines Elektrons im Atom kann durch die vier Quantenzahlen n, l, m charakterisiert werden. Die Besetzung der Orbitale Die Besetzung der Orbitale eines Atoms mit Elektronen erfolgt nicht unbedingt in der Reihenfolge zunehmender Hauptquantenzahlen, sondern vielmehr streng nach steigender Energie. So besitzen die Elektronen in einem 4sOrbital eine geringere Energie als die Elektronen in einem 3d- Orbital. Als Faustregel gilt, dass die Energie eines Elektrons um so größer ist, je höher der Zahlenwert der Summe von n + L ist : 3dOrbital: n+ L=5 ; Die Orbitale eines Atoms im Grundzustand werden in Richtung Steigender Energie mit Elektronen besetzt.

Chemie – Übersicht – Seite 4 Pauli-Prinzip: An einem Atom im Grundzustand stimmt keines der Elektronen in der Elektronenhülle mit einem anderen Elektron in der Elektronenhülle in allen die Energie des Elektrons bestimmenden Energiegrößen überein. Alle Elektronen in einem Atom müssen sich in mindestes einer Quantenzahl unterscheiden. Jedes Orbital kann bis zu 2 Elektronen aufnehmen Die Elektronen eines Orbitals unterscheiden sich nur in der Spinquantenzahl. Bei der Besetzung energiegleicher Orbitale, also z.B. der drei p-Orbitale, gäbe es zunächst prinzipiell zwei Möglichkeiten: Die Auffüllung der Orbital mit zunächst jeweils einem Elektron, diese Elektronen besitzen dann parallelen Spin, oder die Besetzung jedes Orbitals mit zwei Elektronen unter Spinnpaarung, d.h. mit Elektronen antiparallelen Spins. Hundsche – Regel: Im Grundzustand werden energiegleiche Orbitale, d.h. Orbitale eines Unterniveaus, zunächst einfach mit Elektronen gleichen Spins besetzt. Innerhalb eines p-, d-, f- Niveaus erfolgt zunächst Einzelbesetzung der Orbitale mit Elektronen mit parallelen Spins. Ist diese vollständig erfolgt, so erfolgt paarweise Orbitalbesetzung unter Spinkopplung. Spinkopplung = Antiparalleler Spin Spinentkopplung = Paralleler Spin Die Elektronenkonfiguration Zusammenfassend müssen zur Verteilung der Elektronen eines Atoms auf die Orbitale, d.h. zur Erstellung der sog. Elektronenkonfiguration eines Regeln beachtet werden: 1.) Die Zahl der Elektron ist gleich der Zahl der Protonen 2.) Die Auffüllung der Elektronen erfolgt nach steigender Energie 3.) Jedes Orbital kann mit maximal zwei Elektronen besetzt werden. 4.) Orbitale eines Unterniveaus werden zunächst einfach mit Elektronen parallelen Spins besetzt. Orbitale: beschreiben den Energiezustand eines (zweier Elektronen) über die ElektronenWellenfunktion. Jede Funktion, d.h. jedes Orbital hat einen Graphen: Graphen sind Raumfunktionen. Orbitalbesetzung: - leeres Orbital ( 3d 0 – Konfiguration) - halb - besetzte Orbitale ( C/N- Grundzustand) - voll – besetzte Orbitale (Ne) -> Aber: nie mehr als 2ereine s-Orbitale sind Atomorbitale (AO) auch reine p, d, f- Orbitale sind AOs Bastardisierung und Hybridbildung Außenelektronen finden sich nur und nur auf s- bzw. pEnergieniveaus; Hauptgruppenelemente - Kugelförmiger Graph - nie mehr als zwei e- auf einem Orbital drei Orbitale: px, py, pz -> Winkel 90° -> Hantelform - fünf Orbitale: zwischenachsenorientierte Orbitale : dxy, dxz, dyz auf der x- Achse: dx²-y²

Repräsentativelement: s- Graphen: p- Graphen: d- Graphen:

auf der z- Achse: dz² - Doppelhantel: Winkel 45° -> Raumwinkelhalbierende Chemie – Übersicht – Seite 5 Hybridorbitale 1.) s-AO + p-AO 2sp- HO - lineare Geometrie - Winkel 180° 2s

2p

sp sp py pz

1.) 2.)

Wird zu

2.) s-AO + 2p-AO  3sp²- HO - sp²: trigonal- planar

-

Winkel = 120°

2s

sp ²

2p

sp² sp² pz

Wird zu

3.) s-AO + 3p-AO  4sp³-HO - sp³: tetraedrisch

-

Winkel = 109° 28´

2s

sp ³

2p Wird zu

4.) 5.) -

s-AO + 3p-AO+d-AO  5sp³d- HO trigonale bipyramide Winkel ax / ax = 180° Winkel eq/ eq = 120° Winkel ax / eq = 90° Axiale Obritale eanspruchen mehr Raum als equatoriale s-AO + 3p-AO + 2d-AO -> 6sp³d²- HO Planar- quadratisch Linear Tetragonale Bipyramide = Oktaeder Winkel eq /eq = 90° Winkel ax / ax = 180° Winkel ax / eq = 90°

sp³ sp³ sp³

Chemie – Übersicht- Seite 6 6.) s-AO + 3p-AO + 3d-AO -> 7sp³d³-HO - pentagonale Bipyramide - Winkel ax / ax = 180° - Winkel eq / eq = 72 ° - Winkel ax / eq= 90° Spinsysteme 1.) High –Spin – Systeme : Elektronen sind weitesgehend spinentkoppelt 2.) Low- Spin – Systeme: Elektornen treten weitesgehend unter Spinkoppelung auf inneren Energieniveaus Molekülorbitale: Ergebnis der Überlappung von AO´s mit AO´s oder AO´s mit HO´s oder HO´s mit HO`s Überlappung (overlap) -> ein Orbital, dies ist das bindende Molekülorbital Zu jedem ∂ - MO(hoch) b existiert ein ∂– MO * ∂-Bindungen: - AO/ AO overlap - AO / HO overlap - HO / Ho overlap ∏- Bindungen: - entsteht durch Überlappung reiner p- Orbitale C -> sp³ -> 4∂ – Bindungen -> Winkel 109° 28´ C -> sp² -> 3∂ – Bindungen 1∏ – Bindung -> Winkel 120° -> trigonal planar C -> sp -> 2∂ – Bindungen 2∏ –Bindungen -> Winkel 180° -> linear HOMO = Highest occupied MO LUMO = Lowest unoccupied MO Um eine effiziente ∏ - Bindung auszubilden, müssen die beteiligten p-Orbitale koplanar orientiert sein (räumliche Lage in einer Ebene, räumlich parallel) Doppelbindung entsteht durch die Näherung und Verschiebung der Orbitale R =Repulsion= Abstoßung Lewis- Säure: Verbdingun mit Elektronen-Mangel Lewis- Base: Elektronen- Überschuss-System, das dative Bindungen ausbilden kann Winkelschwächen werden durch Vergrößerung der Abstände kompensiert, axial weiter von der Mitte weg als equatorial