2. Atombau und Periodensystem 2.1 Das Atom Im 4...

PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.V. Zweigstelle Paderborn , Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 29

2. Atombau und Periodensystem

2.1 Das Atom Im 4. Jahrhundert vor Christus wurde postuliert, dass Materie aus

kleinsten, unteilbaren Teilchen besteht. John Dalton (1803) nennt sie dann Atome. Um 1900 sind es Rutherford, Thomson und Millikan, die unabhängig voneinander feststellen, dass die Atome aus kleineren Teilchen bestehen.

Atome sind teilbar. Sie lassen sich durch physikalische Reaktionen in

geladene und ungeladene Teilchen zerlegen. Die wichtigsten sind Proton, Neutron und Elektron und werden als Elementarteilchen bezeichnet.

Atome sind nach außen elektrisch neutral, die Ladungen im Atom

heben sich gegenseitig auf.


Protonen und Neutronen befinden sich im Atomkern, die Elektronen in einer äußeren, lockeren Hülle. Atome haben einen Durchmesser von 10-11 m - 10-9 m, wobei der Durchmesser des Atomkerns von 10-15 m - 10-14 m beträgt.

(zum Vergleich: Kern 1 cm, Atom bis zu 1 km)

Elementar-teilchen

Masse zum p

Masse [kg] Ladung Aufent-haltsort

Proton p 1 1,6752 x 10-27 positiv +1 Kern

Neutron n 1 1,6784 x 10-27 neutral 0 Kern

Elektron e 1/1836 9,1091 x 10-31 negativ -1 Hülle

Der Kern enthält fast die gesamte Masse des Atoms. Neutronen stabilisieren die positiven Ladungen im Kern.


Die verschiedenen Atome nennt man Elemente. Alle Elemente unterscheiden sich durch ihre Anzahl an Protonen, d.h. gleiche Elemente haben auch die gleiche Protonenzahl.

Die Summe der elektrischen Ladungen im Kern entspricht der Anzahl der Protonen. Man nennt sie Kernladungszahl.

Da Atome nach außen elektrisch neutral sind, sind Protonen- und

Elektronenzahl in einem Atom gleich. Die Aneinanderreihung der Elemente ergibt ein fortlaufendes

Ordnungsprinzip, welches ebenfalls der Protonenzahl entspricht. Die Kernladungszahl ist daher gleich der Ordnungszahl der Elemente.

Alle Elemente lassen sich nach einer bestimmten Systematik in dem

Periodensystem der Elemente anordnen. Ordnungs- = Kernladungs- = Protonen- = Elektronenzahl


Die Anzahl der Neutronen kann im Kern variieren, auch bei einem Element. Isotope sind Atome eines Elementes, die sich durch die Anzahl der Neutronen unterscheiden.

Isotope: Elemente gleicher Protonenzahl und unterschied- licher Neutronenzahl

Da die Masse der Atome fast ausschließlich aus Protonen und Neutronen gebildet wird haben Isotope unterschiedliche Massenzahlen. Allgemein gilt:

Massenzahl = Protonenzahl + Neutronenzahl

Jedes Element und Isotop wird durch sein Elementsymbol, die Massen- und die Kernladungszahl eindeutig beschrieben.

Hierbei gilt folgende Schreibweise:

Massenzahl Elementsymbol Kernladungszahl


11H Masse 1 Kernladung 1 1p, 0n, 1e

612C Masse 12 Kernladung 6 6p, 6n, 6e

816O Masse 16 Kernladung 8 8p, 8n, 8e

Die prozentuale Verteilung der Isotope eines Elementes ist im Allgemeinen konstant, so dass hieraus die durchschnittliche = mittlere Atommasse resultiert.

Z.B. das Element Bor: mittlere Masse Häufigkeit Atommasse

510B 10,013 19,8 %

511B 11,009 80,2 % 10,811

Die Isotopen des Wasserstoffs haben eigene Namen: 1

1H Protium H (leichter Wasserstoff) 1

2H Deuterium D (schwerer Wasserstoff) 1

3H Tritium T (superschwerer Wasserstoff) Alle sind und reagieren wie Wasserstoff!


Ordnungszahl Element Massenzahlen der Isotope 1 H 1 2 3 2 He 3 4 3 Li 6 7 4 Be 9 10 5 B 10 11 6 C 12 13 14 7 N 14 15 8 O 16 17 18 9 F 19 10 Ne 20 21 22 11 Na 23 12 Mg 24 25 26 13 Al 27 14 Si 28 29 30 15 P 31 16 S 32 33 34 36 17 Cl 35 37 • • • • • • • • •

92 U 234 235 238


Erklären Sie, ob 3H oder 3He die größere Masse hat. Beachte 1H, 2He

Isotope: Wie groß ist die relative Atommasse eines Elementes, das zu 57,25 % aus Atomen der Masse 120,9 u und zu 42,75 % aus Atomen der Masse 122,9 u besteht? Um welches Element handelt es sich?


Was ist eine Summenformel? Was eine Strukturformel?


Reaktionsgleichungen: (Die Moleküle/Summenformeln s ind richtig)

10 C + O2 → CO2

11 C + O2 → CO

12 CO + H2O → CO2 + H2

13 Fe2O3 + H2 → Fe + H2O

14 SO2 + H2S → H2O + S

15 Mg + HCl → MgCl2 + H2

16 NH3 + O2 → N2 + H2O

17 FeS + HCl → FeCl2 + H2S

18 Na + H2O → NaOH + H2


19 Ca + H2O → Ca(OH)2 + H2

20 Al(OH)3 + HCl → AlCl3 + H2O

21 Cu + O2 → Cu2O

22 Ag + Cl2 → AgCl

23 Cu + S → Cu2 S

24 Li + Br2 → LiBr

25 C + O2 → CO

26 Al + S → Al2S3

27 B + O2 → B2O3

28 Rb + F2 → RbF


Formeln und chemische Gleichung beim Lösen / Zerfall in Ionen erstellen

Natriumbromid

Caesiumchlorid

Kaliumsulfid

Calciumfluorid

Magnesiumchlorid

Bariumiodid

Bariumoxid

Galliumoxid

Kupfer(I)oxid

Eisen(II)oxid

Eisen(III)oxid)


Ammoniumchlorid

Ammoniumnitrat

Ammoniumsulfat

Lithiumphosphat

Kaliumnitrat

Natriumsulfat

Natriumsulfit

Calciumnitrat

Calciumphosphat

Strontiumcarbonat

Aluminiumsulfat

Kupfer(II)sulfat


2.2 Die Atomhülle Die Atomhülle ist der Aufenthaltsort der Elektronen. Sie besitzen

Bewegungsenergie, die als Fliehkraft die positive Anziehungsenergie des Kerns ausgleicht.

Elektronen können leichter aus der Hülle entfernt oder ihr zugeführt

werden, als dies bei den Kernbestandteilen der Atome möglich ist. Die hierfür erforderliche Energie kommt z.B. durch chemische Reaktionen.

Chemische Reaktionen finden nur in der Atomhülle statt und nur mit

Elektronen, die relativ weit vom Kern entfernt sind. Zum besseren Verständnis des Atomaufbaus wurden sich

verschiedene Modelle entwickelt:


2.2.1 Bohrsches Atommodell (Schalenmodell) Der Däne Nils Bohr führte 1913 die Überlegungen des engl.

Physikers Rutherford weiter und entwickelte aufgrund von Berechnungen mit Flieh- und Anziehungskräften sein Atommodell:

1. Elektronen kreisen auf

Bahnen/Schalen um den Kern, ähnlich wie die Planeten um die Sonne. Die Elektronenschalen sind von innen nach außen durchnummeriert:

K- L- M- N- O- P- Q-Schale (1.- 2.- 3.- 4.- 5.- 6.- 7.-)


2. Die Anzahl der auf jeder Schale max. möglichen Elektronen errechnet sich nach

emax. = 2n² n = Schalennummer

maximale Elektronenbesetzung auf den Schalen:

K-Schale = 2 x 1² = 2 M-Schale = 2 x 3² = 18

L-Schale = 2 x 2² = 8 N-Schale = 2 x 4² = 32

3. Die jeweils äußere Schale enthält maximal 8 Elektronen.

Ab der M-Schale wird somit die Maximalbesetzung nicht mehr direkt erreicht.

4. Der Energiegehalt der Elektronen nimmt mit wachsendem Kernabstand zu. Jedes Elektron strebt den geringsten Energiegehalt an und besetzt so die kernnächste Schale. Erst wenn diese besetzt ist beginnt die Auffüllung der nächsten Schale.


Die Modellvorstellungen von Bohr brachten für zahlreiche Fragen zum Aufbau des Atoms eine Erklärung, jedoch gab es auch Ausnahmen von den obigen Regeln und viele noch offene Fragen.

2.2.2 Orbitalmodell

1924 führte DeBrogli den Begriff der Materiewelle ein, nach dem Elektronen sowohl als Teilchen (Korpuskel), wie auch als elektromagnetische Welle vorhanden sind. Der deutsche Physiker Schrödinger beschrieb 1927 die Wellenfunktion mathematisch, wodurch die heute noch gültige Schrödinger-Gleichung entstand. Die Lösungen dieser mathematisch sehr komplexen Gleichung ergibt verschiedene Aufenthaltsräume der Elektronen, die als Orbitale oder Ladungswolken bezeichnet werden. (genauer Atomorbitale, orbis (lat.) = Umkreis)


Bei der Lösung der Schrödinger-Gleichung gibt es je nach Ein-/Aufteilung (Quantelung) verschiedene Ergebnisse und damit verschiedene Aufenthaltsbereiche für die Elektronen. Insgesamt werden die Elektronen in den Orbitalen durch 4 Quantenzahlen charakterisiert:

1. Hauptquantenzahl n Sie beschreibt die Hauptenergiezustände der Elektronen. n = 1,2,3,4,... (analog K,L,M,N,... -Schalen bei Bohr)

2. Nebenquantenzahl l Sie bestimmt den Drehimpuls des sich um den Kern bewegenden

Elektrons und gibt damit die Anordnung der Orbitale des Hauptenergiezustandes an. (Form der Orbitale)

l = 0,1,2,3,...,(n-1) Die Elektronen/Orbitale werden als s-, p-, d- und f-

Elektronen/Orbitale bezeichnet


3. Magnetquantenzahl m Sie beschreibt die Orientierung der Elektronenbahnen im Raum.

Sie ist im Magnetfeld erkennbar. m = -l,...,0,...+l (Z.B. welches der gleichwertigen p-Orbitale besetzt wird.) 4. Spinquantenzahl s Sie beschreibt die Eigenrotation der Elektronen s = -½, +½ In Modellen und Grafiken wird s durch entgegengesetzt gerichtete

Pfeile symbolisiert. Kombinationen von Quantenzahlen und zugehörigen Orbitalen:


n l Orbitale m s Anzahl der Kombination

en 1 0 1s 0 -½, +½ 2 2 2 0 2s 0 -½, +½ 2 2 1 2p -1 0 +1 -½, +½ 6 8 3 0 3s 0 -½, +½ 2 3 1 3p -1 0 +1 -½, +½ 6 18 3 2 3d -2 -1 0 +1 +2 -½, +½ 10 4 0 4s 0 -½, +½ 2 4 1 4p -1 0 +1 -½, +½ 6 32 4 2 4d -2 -1 0 +1 +2 -½, +½ 10 4 3 4f -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 -½, +½ 14

Die zu einer Hauptquantenzahl gehörigen Orbitale besitzen

untereinander unterschiedliche Energien. Ab Hauptquantenzahl 3 kommt es daher zur Überlappung der Energiezustände der verschiedenen Hauptquantenzahlen.


Reihenfolge der Besetzung der Orbitale mit Elektronen: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p Energieniveaudiagramm der Elektronen in Orbitalen:


E | | 6p | 5d | 4f | 6s | 5p | 4d | 5s | 4p | 3d | 4s | | 3p | 3s | | 2p | 2s | | | | 1s |____________________________________

Orbitale Die Auffüllung der Orbitale mit Elektronen erfolgt nach steigendem

Energieniveau und unter Beachtung von 3 Regeln:


1. Jedes Orbital kann maximal 2 Elektronen aufnehmen. 2. Pauli-Prinzip In einem Atom unterscheiden sich die Elektronen durch

mindestens eine der 4 Quantenzahlen. 3. Hundsche-Regel Energiegleiche Orbitale werden zunächst einzeln besetzt, bevor die

Auffüllung mit einem zweiten Elektron erfolgt.

Räumliche Gestalt der Atomorbitale: s-Orbital = Kugel, p-Orbital = Hantel, d-Orbital = Rosette




Kästchenschreibweise der Orbitale: Ein Kästchen entspricht hierbei einem Orbital. Die Elektronen werden

durch entgegengesetzte Pfeile mit entgegengesetzem Spin symbolisiert. Energiegleiche Orbitale werden durch zusammen geschriebene Kästchen kenntlich gemacht.

Element Haupt- und Nebenquantenzahlen

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s

1 H ↑

2 He ↑↓

3 Li ↑↓ ↑

4 Be ↑↓ ↑↓

5 B ↑↓ ↑↓ ↑

6 C ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

Element Haupt- und Nebenquantenzahlen


1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s

7 N ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑

8 O ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

9 F ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

10 Ne ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

11 Na ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

19 K ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

25 Mn ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓

Es gibt auch die Schreibweise mit Hochzahl: Mangan Mn: 1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s2


Auffüllung und Durchdringung der Orbitale:

Y z x

H

Y z

x

Li


Y z x

C

Y z x

F


Y z x

Ar

Y z x

S


Elektronenhülle: Geben Sie die Besetzung der Schalen an: a) 63e; b) 19e; c) 44e zu a) zu b) zu c)

Elektronenhülle: Bestimmen Sie die Atome, die im Grundzustand die folgende Elektronenkonfiguration in ihren äußeren Schalen besitzen:

3s2 3p6 3d8 4s2 3d10 4s2 4p4 3d10 4s2 4p6 4d2 5s2 4d10 5s2 5p3 5s2 5p6 6s1


Elektronenhülle: Geben Sie die Kästchenschreibweise an: a) 7e; b) 19e; c) 28e zu a)

zu b)

zu c)

Suchen Sie sich weitere Elemente und geben Sie die Elektronen an.


2.3 Periodensystem der Elemente PSE Im Periodensystem der Elemente, kurz PSE, sind die Elemente nach

steigender Kernladung aufgeführt und nach verschiedenen Eigenschaften geordnet. Das PSE unterscheidet Gruppen (Spalten) und Perioden (Zeilen).

1 2

3 4 5 6 7 8 9 10

11 12 13 14 15 16 17 18

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54

55 56 57 … 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

87 88 89 … 104

Eine Periode entspricht der max. vorhandenen Hauptquantenzahl. In

den Gruppen werden die jeweiligen Orbitale mit Elektronen aufgefüllt.


Die Hauptgruppenelemente: Haupt-

gruppe I II III IV V VI VII VIII I = Alkali-

metalle 1.

Periode 1 H

2 He

II = Eralkali- metalle

2. Periode

3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

III = Bor- gruppe

3. Periode

11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

IV = Kohlen- stoffgruppe

4. Periode

19 K

20 Ca

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

V = Stick- stoffgruppe

5. Periode

37 Rb

38 Sr

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

53 I

54 Xe

VI = Chalkogene

6. Periode

55 Cs

56 Ba

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn

VII = Halogene

7. Periode

87 Fr

88 Ra

VIII = Edelgase

Die Hauptgruppenelemente werden auch als s- und p-Elemente bezeichnet, da hier diese Orbitale mit Elektronen gefüllt werden.


Die Hauptgruppennummer entspricht der Anzahl der Elektronen auf der äußeren Schale.

Diese Außenelektronen werden auch als Valenzelektronen bezeichnet.

Entsprechend der Anzahl der Auffüllung der s- und p-Orbitale beträgt die Valenzzahl 1 bis 8.

Nebengruppenelemente:

Neben-gruppe

III IV V VI VII VIII 6447448

I II

4. Periode

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

5. Periode

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Te

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

6. Periode

57 La

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

7. Periode

89 Ac

104 Ku

weitere sehr kurzlebige Elemente

Die Auffüllung der d-Orbitale erfolgt ab der 4. Periode zwischen den s-Elementen der 2. Hauptgruppe und den p-Elementen der 3.


Hauptgruppe. Die d-Elemente der Nebengruppen werden eingeschoben. Aufgrund der teilweise recht ähnlichen Elementeigenschaften unterscheidet man bei den 10 d-Elementen einer Periode nur 8 Nebengruppen. Die 8. Nebengruppe wird als Triade mit 3 Untergruppen bezeichnet.

Alle Nebengruppenelemente besitzen s2-Valenzelektronen. Es gibt jedoch auch einige Ausnahmen, wie z.B.:

Chrom Cr 4s1 3d5 statt 4s2 3d4 Kupfer Cu 4s1 3d10 statt 4s2 3d9 Silber Ag 5s1 4d10 statt 5s2 4d9.


Lanthanide und Actinide:

Lanthanide 58 Ce

59 Pr

60 Nd

61 Pm

62 Sm

63 Eu

64 Gd

65 Tb

66 Dy

67 Ho

68 Er

69 Tm

70 Yb

71 Lu

Actinide 90 Th

91 Pa

92 U

93 Np

94 Pu

95 Am

96 Cm

97 Bk

98 Cf

99 Es

100 Fm

101 Md

102 No

103 Lr

In der 6. und 7. Periode werden die f-Orbitale aufgefüllt. Nach Lanthan (5d1)und Actinium (6d1) folgen jeweils 14 Elemente (4f1 - 4f14 / 5f1 - 5f14).

Eigenschaften der Elemente im PSE: • In jeder Gruppe sind Elemente mit gleicher Anzahl an

Valenzelektronen. • Von Periode zu Periode kommt eine Hauptquantenzahl hinzu. • Der Atomradius nimmt von Periode zu Periode zu und von Gruppe

zu Gruppe ab.


• Das Ionisierungspotential ist ein Maß für die erforderliche Energie, um ein Elektron aus dem Atom zu entfernen.

1. Ionisierungspotential = Entfernung des 1. Elektrons 2. Ionisierungspotential = Entfernung des 2. Elektrons 3. Ionisierungspotential = Entfernung des 3. Elektrons Das Ionisierungspotential nimmt mit jedem entfernten Elektron zu. Im PSE nimmt das 1. Ionisierungspotential von links nach rechts zu

und von oben nach unten ab. • Atome, die Elektronen aufgenommen oder abgegeben haben

nennt man Ionen. Kationen sind Atome, die Elektronen abgegeben haben, sie sind

kleiner als ihre Atome. Anionen sind Atome, die Elektronen aufgenommen haben, sie sind

größer als ihre Atome.


• Die Elektronegativität EN ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms die Elektronen einer gemeinsamen Bindung mit einem anderen Atom an sich zu ziehen.

Im PSE nimmt sie von oben nach unten ab und von links nach

rechts zu. • Der metallische Charakter kommt insbesondere durch die

elektrische Leitfähigkeit der Elemente zum Ausdruck. Er nimmt von oben nach unten zu und von links nach rechts ab.

Im PSE gibt es neben den Metallen und Nichtmetallen auch eine Anzahl von Halbmetallen, die zwar auch eine elektrische Leitfähigkeit haben, diese jedoch gering ist. Im Gegensatz zu den Metallen nimmt sie außerdem bei den Halbmetallen mit steigender Temperatur zu.

Zu ihnen gehören B, Si, Ge, As, Te


Überlegen Sie sich einen oder mehrere Sätze zur Hau ptgruppe Nr. __ Die Wörter fangen nacheinander mit den Elementbuchs taben an.


Merksätze zu den Hauptgruppen. Buchstaben des Eleme ntsymbols in den Wörtern unterstreichen 1. HG

2. HG

3. HG

4. HG

5. HG

6. HG

7. HG

8. HG


Geben Sie die Valenzelektronezahl der Elemente im P SE an

Betrachten Sie die Elemente der 4. Periode des PSE von K bis Kr. a) Welches besitzt den größten Atomradius? b) Welches besitzt das höchste 1. Ionisierungspotential? c) Welches ist das elektronegativste Element?


Kennzeichnen Sie Nichtmetalle, Metalle und Halbmeta lle im PSE

Betrachten Sie die Elemente der 4. Periode des PSE von K bis Kr. d) Welches ist das reaktivste Metall? e) Welches ist das reaktivste Nichtmetall? f) Welches Element ist chemisch am wenigsten reaktiv?


Kennezichnen Sie die Eigenschaften im PSE


Hauptgruppenelemente zum Üben:


Hauptgruppenelemente zum Üben:


3. Die Chemische Bindung Wie beim Bohrschen-Atommodell festgestellt, haben die Atome das

Bestreben 8 Außenelektronen zu besitzen (gleichbedeutend mit voll besetzten s- und p-Orbitalen). Zum Erreichen dieses Oktetts geben sie Elektronen ab oder nehmen sie auf.

Edelgaskonfiguration Die Elemente der 8.Hauptgruppe (Edelgase) haben dieses Oktett als

energetisch besonders stabilen und günstigen Zustand bereits erreicht. Sie beteiligen sich daher nicht ohne weiteres an einer chemischen Bindung. Sie kommen als einzige Elemente atomar vor. Das stabile Elektronenoktett wird daher auch als Edelgaskonfiguration bezeichnet.


3.1 Bindungen erster Ordnung Chemische Bindungen, die direkt zum Erreichen des

Elektronenoktetts führen bezeichnet man als Bindungen erster Ordnung.

Als vereinfachte Schreibweise für die Valenzelektronen benutzt man das Elementsymbol mit einer den Elektronen entsprechenden Anzahl an Punkten. Elektronenpaare können auch als Strich gekennzeichnet werden. Diese Art der Darstellung wird als Valenzstrichformel bezeichnet.

3.1.1 Ionenbindung Kommen zwei Atomarten zusammen, von denen die erste nur ein

oder zwei weitere Valenzelektronen zum Erreichen der Edelgaskonfiguration benötigt und das zweite Atom nur wenige Valenzelektronen besitzt (1,2,3), so erreichen beide durch Abgabe und Aufnahme einen stabileren Zustand.


Zum Herauslösen der Elektronen wird bei dem einem Atom Ionisierungsenergie benötigt und bei der Aufnahme der Elektronen Energie in Form von Elektronenaffinität frei.

Es entstehen Ionen. Kation = Atom mit positiver Ladung, Anion = Atom mit negativer Ladung. Die Anzahl der elektrischen Ladungen wird den Elementsymbolen oben rechts beigefügt.

Na → Na+ + e-

Cl + e- → Cl- Na + Cl → Na+ + Cl-

Aufgrund ihrer elektrischen Ladungen ziehen sich Kationen und Anionen gegenseitig an (elektrostatische Anziehung). Da die gleichartigen Teilchen sich zusätzlich abstoßen kommt es zum Wechsel positiver und negativer Ladungen, es entsteht ein Ionengitter. Da diese Gitter als feste Kristalle auftreten spricht man auch von Ionenkristallen. Da die Bindung durch unterschiedlich geladene Teilchen entsteht wird sie auch als heteroploare Bindung bezeichnet.


Chlorid-Ionen

Natrium-Ionen Cl- Na+

Ladungsschwerpunkte - Raumerfüllung - der Ionen des Natriumchloridgitters

Die Bildung des Ionenkristalls führt zur Unterbrechung gleichartiger Ionen und deren Abstoßungskräfte. Die hierdurch freiwerdende Energie bezeichnet man als Gitterenergie.


Substanzen mit Ionenbindung werden als Salze bezeichnet. Eigenschaften der Ionenverbindungen: • hoher Schmelz- und Siedepunkt, bei Raumtemperatur fest, • löslich in Wasser (abhängig von der Gitterenergie), • Salze leiten den elektrischen Strom in Schmelze und in Wasser gelöst. Hierbei wandern die Ionen zur Spannungs- quelle. Kationen (pos. Ladung) zur Kathode (neg. Elektro- de) und Anionen (neg. Ladung) zur Anode (pos. Elektrode). Die Hauptgruppenelemente haben in der Regel folgende

Ionenladungen: I. Hauptgruppe - 1+ II. Hauptgruppe - 2+ III. Hauptgruppe - 3+ V. Hauptgruppe - 3- VI. Hauptgruppe - 2- VII.Hauptgruppe - 1-


Aus Aluminium und Chlor entsteht Aluminiumchlorid:

Al → Al3+ + 3 e-

Cl + e- → Cl- Al + 3 Cl → Al3+ + 3 Cl-

Als Salz: Al3+ + 3 Cl- → AlCl3

Aus Natrium und Schwefel entsteht Natriumsulfid:

Na → Na+ + e-

S + 2 e- → S2- 2 Na + S → 2 Na+ + S2-

Als Salz: 2 Na+ + S2- → Na2S

Salze, die aus zwei Elementen bestehen, haben folgende Nomenklatur (Namensgebung):

Atomname Kation + Atomname Anion + id

Teilweise kommt es bei den Anionen zu veränderten Namen, da diese aus anderen Sprachen, z.B. Latein, abgeleitet sind.


3.1.2 Metallbindung Wie die Salze, so haben auch die Metalle Gitterstruktur. Metallatome besitzen wenig Valenzelektronen und daher noch

unbesetzte Atomorbitale. Zum Herauslösen der Valenzelektronen bedarf es in der Regel nur geringer Ionisierungsenergie. Durch die Annäherung der Atome kommt es zur Überlagerung besetzter und unbesetzter Orbitale mit nur geringen Energieunterschieden. Dies hat zur Folge, dass die Valenzelektronen nahezu frei beweglich als eine Art "Elektronengas" von mehereren Atomen benutzt werden. Die gleichartigen Atome führen hierbei zu einer hoch symmetrischen, dichten Kugelpackung.


Metallgitter mit dichter Kugelpackung der Atome Valenzelektronen bewegen sich frei zwischen den Atomrümpfen


Metalle sind • duktil (verformbar): Die Kugelpackungen schieben sich aneinander vorbei. • gute Wärmeleiter: Wärme ist Teilchenbewegung. Da die Atom im Gitter direkt aneinander stoßen, wird Wärme gut transportiert. • guter elektrischer Leiter: bei steigender Temperatur stört die Teilchenbewegung den freien Elektronenfluß, die elektr. Leitfähigkeit nimmt ab. • metallischer Glanz: Lichtreflexion an oberen Atomschichten • hoher Schmelz und Siedepunkt


3.1.3 Elektronenpaarbindung=Atombindung=kovalente B indung

Atome mit ungepaarten Valenzelektronen kommen zusammen. Zwei Atome bilden mit je einem Elektron ein gemeinsames und damit bindendes Elektronenpaar zwischen den Atomkernen (Kovalenz). Das bindende Elektronenpaar wird rechnerisch dann beiden Atomen zugerechnet, so dass quasi jedes Atom ein Elektron zum Erreichen der Edelgaskonfiguration hinzubekommen hat.

Moleküle Die entstandenen Atomeinheiten bestehen aus mindestens 2 Atomen

und werden als Moleküle bezeichnet.

Die Masse des Moleküls errechnet sich aus der Summe der Massen der beteiligten Atome. Bei der Menge von 1 Mol spricht man von der Molmasse oder auch der molaren Masse mit der Einheit g.

Die einfach besetzten Atomorbitale (AO) der bindenden Atome überlappen sich und bilden ein gemeinsames Molekülorbital.


Die Anzahl der ungepaarten Valenzelektronen gibt die mögliche Anzahl der Bindungen an.

H• + •H → H••H (= H―H) __ __ __ __ ICl• + •Cl I → ICl •• Cl I __ __ __ __

__ __ __ __ (ICl• + •Cl I → ICl ― Cl I) __ __ __ __

Sauerstoffatome verbinden sich zu O2-Molekülen. Durch die Bildung von 2 gemeinsamen Molekülorbitalen entsteht eine Doppelbindung.

__ __ __ __

•O• + •O• → O = O __ __ __ __

Stickstoff bildet eine Dreifachbindung. • • • •

IN• + •NI → IN ≡ NI • • • •


Übung: Geben Sie jeweils 5 Beispiele für die 3 Bindungsarten an


Suchen Sie zu Ihren Beispielen zur Ionenbindung jeweils weitere unter Beibehaltung der Hauptgruppe


Stellen Sie vier kovalente Bindungen als Summen und Strukturformel dar. Wählen Sie Verbindungen, die nur aus 2 Atomsorten bestehen.


3.1.4 Hybridisierung Im Moment der Reaktion ändert sich der energetische Zustand der

reagierenden Orbitale. Aus unterschiedlichen Orbitalen werden energetisch gleichwertige. „Die Orbitale werden energetisch aufgemischt.“ sp³-Hybridorbitale: Beteiligen sich das s-, px-, py- und pz-Orbital an der Hybridisierung, so entstehen 4 gleichwertige neue Orbitale, die auch als q-Orbitale bezeichnet werden. Ihre Form entspricht der eines p-Orbitals, bei dem die eine Seite größer und die andere viel kleiner geworden ist. Für die Darstellung ist daher nur die größere relevant.. Alle 4 sind mit gleichem Winkel zueinander angeordnet. Sie bilden zusammen die Form eines Tetraeders.


E Kohlenstoff C: s2p2 wird zu q4

s-Orbital + pOrbitale q-Orbitale

C


Beispiele hierfür sind: H C N O H H H H H H H H CH4 NH3 H2O

sp²-Hybridorbitale: Beteiligen sich das s- und nur zwei p-Orbital an der Hybridisierung, so entstehen 3 gleichwertige neue Orbitale und das dritte p-Orbital bleibt wie es war.


E Kohlenstoff C: s2p2 wird zu q3 und p

s-Orbital + pOrbitale q-Orbitale + p-Orbital

Die drei q-Orbitale haben einen Winkel von 120° zue inander und bilden eine Ebene. Das p-Orbital steht senkrecht hierzu.


C sp-Hybridorbitale: Beteiligen sich nur das s- und nur ein p-Orbital an der Hybridisierung, so entstehen 2 gleichwertige neue Orbitale und zwei p-Orbitale bleiben unverändert.


E Kohlenstoff C: s2p2 wird zu q2 und p2

s-Orbital + pOrbitale q-Orbitale + p-Orbital

Die q-Orbitale sind linear zueinander angeordnet. Die p-orbitale stehen senkrecht hierzu.


C Bei einer Verbindungsbildung überlagern zunächst die q-Orbitale zu einer ersten Bindung, einer σ-Bindung. Als nächstes sind dann die noch vorhandenen p-Orbitale in der Lage sich mit p-Orbitalen des gebundenen Atoms durch Annäherung zusammenzulagern. So entsteht eine Doppel- oder Dreifachbindung. Sie werden als π-Bindungen bezeichnet. Sie kommen z.B. bei Sauerstoff, Stickstoff und organischen Verbindungen vor und werden durch zwei oder drei Striche zwischen den Atomen gekennzeichnet.


Ethen H2C ═ CH2 H H C C H H Die p-Orbitale überlappen oberhalb und unterhalb der σ-Bindung. π-Bindung

H H C σ –Bindung C H H

π-Bindung


Ethin HC ≡≡ CH

H C C H


Unter dem Begriff der Bindigkeit versteht man die Anzahl der vorhandenen Bindungen mit anderen Partnern. Da der Stickstoff eine Dreifachbindung enthält ist er dreibindig. Dies zeigt sich auch beim Ammoniak:

N + 3 H → NH3 NH3 N N ≡ H H H H H H Summen- Struktur- formel formel Polarisierte Atombindung Unterschiedliche Atome haben unterschiedliche Kernladungen und

ziehen daher die Elektronen einer gemeinsamen Bindung auch unterschiedlich stark an. Als Maß hierfür gilt die Elektronegativität EN (Definition s. Kap. 2.3 PSE), wobei die Bindungselektronen zum elektronegativeren Partner hin verschoben werden. Es kommt zu


einer Ladungsverschiebung, Polarisierung, im Molekül. Gleichatomige Moleküle haben keine Polarisierung.

δ+ δ- δ+ δ+ δ+ δ+ δ+ H Cl H H H H H O N δ- δ- δ- und δ+ geben dabei die im Molekül entstehenden Teilladungen

(Partialladungen), das so genannte Dipolmoment, an. Es entsteht ein Dipolmolekül, kurz Dipol. Die Dipolmomente sind auch nach außen wirksam. Fallen jedoch die Ladungsschwerpunkte im Molekül zusammen, so heben sie sich auf, dass Molekül hat dann keine äußeren Dipolkräfte. Bsp. CO2, CCl4. Aufgrund ihrer Teilladungen richten sich die Dipole zueinander aus. Es handelt sich um intermolekulare Anziehungskräfte zwischen polaren Molekülen aufgrund der elektrostatischen Anziehung zwischen entgegengesetzten Polen.


3.1.5 Wasserstoffbrückenbindung Zahlreiche Dipole haben Wasserstoff als Molekülbestandteil. Dieser

trägt in der Regel eine positive Teilladung, die sich zu freien Elektronenpaaren mit negativen Teilladungen benachbarter Moleküle ausrichtet und eine lockere (An-)Bindung eingeht. Es entstehen größere Einheiten, Aggregate. Die Wasserstoffbrücken sind auch für veränderte Moleküleigenschaften verantwortlich. Die stärksten Wasserstoffbrücken gibt es beim Fluorwasserstoff, Wasser und Ammoniak. Ohne Wasserstoffbrücken hätte Wasser einen Schmelz-punkt von -90°C und einen Siedepunkt von -80°C.

Im Folgenden sind Wasser und Fluorwasserstoff dargestellt.


δ- δ+

O H O H O H O H O H

δ+ H H H H H O H O H O H O H O H

H H H H H O H O H O H O H O H

H H H H H


δ+ H H H H H

δ- δ- F F F F F F F F F

H H H H H

Geben Sie die Summen- und Strukturformeln an und entscheiden Sie, ob es sich um Dipolmoleküle handelt: Chlorwasserstoff, Chlor, Natriumchlorid


Moleküle mit Elektronenpaarbindungen haben • niedrige Schmelz- und Siedepunkte bei unpolaren Verbin- dungen,

die mit zunehmender Molekülmasse steigen. • mit zunehmenden zwischenmolekularen Kräften (Dipole) steigende Schmelz- und Siedepunkte, niedriger jedoch als bei Salzen.

Nomenklatur: (ähnlich Salzen) Anzahl+Element geringerer EN+Anzahl+Element höherer EN

NO = Stickstoffoxid N2O = Distickstoffoxid (Stickstoffmonoxid) N2O3 = Distickstofftrioxid NO2 = Stickstoffdioxid

Geben 6 weitere Verbindungen an, bei denen die Summenformel aus dem Namen abgeleitet werden kann.


3.1.6 Van der Waals-Kräfte Zu den zwischenmolekularen Kräften gehören auch die van der

Waals-Kräfte. Durch die Bewegung von Elektronen und Atomkernen kommt es kontinuierlich zu Ladungsverschiebungen im Atom, also einmal befinden sich die Elektronen mehr rechts und der Kern mehr links, oder umgekehrt, usw. Die Atome haben in sich hierdurch einen allein durch Bewegung induzierten Dipol. Dieser hat einen schwachen Einfluss auf benachbarte Atome/Moleküle. Diese zwischen-molekularen Kräfte bewirken einen schwachen Zusammen-halt der Moleküle, der sich in Schmelz- und Siedepunktserhöhungen bei den Substanzen zeigt. Je größer die Molekülmasse, um so stärker sind auch die van der Waals-Kräfte.

Aufgrund der intermolekularen Anziehungskräfte ergibt sich

bezüglich ihrer Intensität folgende Reihenfolge: Ionenbindung > H-Brücken > Dipol-Kräfte > v.d.Waals-Kräfte


3.2 Bindungen höherer Ordnung Obwohl die Atome durch Bindungen erster Ordnung in der Regel dir

Edelgaskonfiguration erreicht haben, ist ihre Fähigkeit weitere Verbindungen einzugehen noch nicht erschöpft. Oftmals erfolgt dies durch die Bereitstellung von doppelt besetzten freien Elektronenpaaren. All diese Verbindungen bezeichnet man als Verbindungen höherer Ordnung. Da hierbei größere Moleküleinheiten entstehen spricht man auch von Komplexen. Die freien Elektronen-paare gehen dabei eine koordinative Bindung ein, so dass die Bindungselektronen nur von einem Partner kommen.

Verbindungen höherer Ordnung = Komplexverbindungen = Koordinationsverbindungen

Die koordinative Bindung unterscheidet sich nicht von der kova-lenten, wie das Beispiel Ammoiak und Ammonium zeigen.

NH3 + H+ → NH4+


Ein Proton lagert sich an das freie Elektronenpaar des Stickstoffs und ist nicht von den anderen drei H-Atomen zu unterscheiden.

Komplexe bestehen aus einem Zentralatom / -ion Z (einer Zentraleinheit) und räumlich regelmäßig angeordneten Liganden L (lat. ligare = binden). Die Anzahl der Liganden nennt man Koordinationszahl.

Komplexbildung am Elektronenpaardonator (lat., Geber): Hierzu zählen die sauerstoffhaltigen Säuren bzw. Säurereste, wie

z.B. Perchlorat, Sulfat, Phosphat, Silikat. Das Zentralatom stellt die freien Elektronenpaare zur Verfügung.

Komplexbildung am Elektronenpaaracceptor (lat., Empfänger): Meist Komplexe mit zentralem Metallatom. Auch Nichtmetalle sind

als Zentralatom möglich. Der Ligand hat eine abgeschlossene Edelgaskonfiguration und stellt das freie Elektronenpaar zur Verfügung.


Nomenklatur: 1. eventuelles Kation als Gegenion 2. Anzahl der Liganden 3. Art des Liganden (in der Regel mit Endung -o) in alphabetischer Reihenfolge 4. Zentralatom/-ion mit Angabe der elektrischen Ladung (Wertigkeit) als römische Zahl in Klammern. Bilden sich Anionen kommt die Endung -at hinzu. 5. eventuelles Anion als Gegenion Je nach Zentralatom und Liganden ergibt sich für den gebildeten

Komplex eine positive oder negative Gesamtladung. Man unterscheidet daher Kationen- und Anionenkomplexe.


-Komplex Name

Kation Anzahl

Liganden Name

Liganden Name

Zentralion Wertigkeit Zentralion

Name Anion

Kationen --- Tetra ammin kupfer (II)- sulfat [Cu(NH3)4]SO4

Anionen Natrium tetra hydroxo alumin-at (III) --- Na[Al(OH)4]

Aus oben genannten Beispielen ergibt sich auch die Art der

Formelbildung bei den Kationen- und Anionen-Komplexen. Der Komplex wird in eckigen Klammern dargestellt:

[Zentralatom/ion (Ligand) Koordinationszahl] Ladung des Ions


Zentralteilchen Liganden Fe Ferrum

Cu Cuprum Ni Nicolum Hg Mercurium Ag Argentum Zn Zincum Sn Stannum

F- fluoro Cl- chloro Br- bromo I- iodo S2- thio OH- hydroxo CN- cyano SCN- thiocyanato S2O3

2- thiosulfato

SO42- sulfato

CO3 2- carbonato

CO carbonyl NO nitrosyl H2O aqua NH3 ammin NO2

- nitro ONO- nitrito NO nitrosyl

griechische Vorsilben 1 mono 6 hexa 2 di 7 hepta 3 tri 8 okta 4 tetra 9 nona 5 penta 10 deka


Welche Summenformel hat Kaliumtetrahydroxozinkat(IV) Welche Summenformel hat Natriumhexahydroxoantimonat(V) Welche Summenformel hat Diamminsilber(I)chlorid (Silberdiamminkomplex) Welchen Namen hat Na3[Co(NO2)6] Welchen Namen hat [Zn(NH3)4]Cl2 Welchen Namen hat Na3[AlF6]


Chelatkomplexe Große, langkettige Kohlenstoffmoleküle können verschiedene,

andere atomare Bausteine besitzen, die als mehrzähnige Liganden fungieren können. D.h., ein Molekül lagert sich mehrfach an das Zentralatom. Es entstehen meist sehr stabile Komplexe. (griech. chele = Krebsschere)

L L 2 L L + Z → Z L L


In der Natur gibt es zahlreiche Chelatkomplexe, z.B.: • Häm und Chlorophyll a (grüner Blattfarbstoff)

CH2 CH CH3 CH2 CH R

CH3 CH CH2 CH3 CH2CH3

N N N N

Fe Mg

N N N N

CH3 CH3 CH3

CH3

CH2 CH2 CH2

CH2 CH2 CH2 COOCH3

O

COOH COOH COO Phytyl

Häm R = CH3: Chlorophyll a R = CHO: Chlorophyll b


• Hämoglobin (roter Blutfarbstoff) (His) NH (His) NH

N N

H H

C C

N N N N

HC Fe2+

CH HC Fe2+

CH

N

N N

N

C

C

H H

O2 H2O


• Vitamin B12 CH3 H2NCOCH2CH2 CH3 CH2CONH2

H2NCOCH2

CH3 CH2CH2CONH2 N CN N

CH3 Co H2NCOCH2

N N

CH3

CH3

CH3CHCH2NHCOCH2CH2 CH3 CH3 CH2CH2CONH2 OH N CH3

O P O HO H N CH3 O H H HOCH2 O H


Ein wichtiger synthetischer Komplexbildner ist die Ethylendiamintetraessigsäure EDTA, die als 6-zähniger Ligand Erdalkalimetalle komplexiert.

CO CH2 COO- CH2 COOH 2- 2- 2 Na+ O 2 Na+ +NH N CH2 H2C H2C CH2 COO- CH2 COO- OC O O Ca2+

Ca CO

H2C

CH2 COO- CH2 COO- N N CH2 H2C H2C CH2 CH2 +NH N

H2C O

CH2 COO- CH2 COOH C O

+ 2 H3O+


4 Gleichgewichtsreaktionen In der Chemie kennt man zahlreiche Raektionen die eindeutig und

vollständig verlaufen. Hierzu zählt z.B. auch die Verbrennung von Methangas.

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O Methan Bei anderen Reaktionen ist es möglich, das der Reaktionsverlauf

auch von den Konzentrationen der Reaktionspartner und den Reaktionsbedingungen abhängen. Es ist möglich, dass sowohl die Hinreaktion, aber auch die Rückreaktion erfolgt. Laufen beiden parallel zueinander ab, so stellt sich nach einiger Zeit ein Gleichgewicht ein, bei dem gleich viele Teile hin, wie zurück reagieren. Eine solche Gleichgewichtsreaktion ist z.B. bei der Herstellung von Essigsäureethylester aus Essigsäure und Ethanol vorhanden.

CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O Essigsäure Ethanol Essigsäureethylester Wasser


Gleichgewichtsreaktionen sind durch den Hin- und Rückpfeil gekennzeichnet. Wird die Konzentration einer Komponente des Gleichgewichtsystems verändert, hat dies eine komplette Neueinstellung des Gleichgewichts zur Folge. Im obigen Beispiel könnte dies z.B. durch weitere Zugabe von Essigsäure oder Entzug von Wasser erfolgen. Auffällig ist dabei jedoch, dass sich das Gleichgewicht immer wieder in einem bestimmten Verhältnis zueinander einstellt. Es gibt daher für jede Reaktion ein bestimmtes Mengenverhältnis.

Massenwirkungsgesetz: Die Produkte der Konzentrationen der Ausgangs- und Endstoffe sind

einander proportional. Produkt der Konzentration der Produkte K = Produkt der Konzentration der Edukte K ist die Massenwirkungs- oder Gleichgewichtskonstante.


Für eine angenommene Reaktion AB + CD AD + BC bedeutet dies für die molaren Konzentrationen c: cAB · cCD ≈ cAD · cBC Für das Massenwikungsgesetz ergibt sich dann: cAD · cBC K = cAB · cCD Aus der Größe K läßt sich auch der Verlauf einer Reaktion erkennen: K > 1 Produkte überwiegen K < 1 Edukte überwiegen K >> 1 vollständige Reaktion, nur Produkte K << 1 keine Reaktion, nur Edukte


Reaktionen sind abhängig von den äußeren Bedingungen. Deshalb ist die Massenwirkungskonstante K von Temperatur und Druck abhängig.

Kommen Reaktionspartner mit stöchiometrischen Faktoren vor, so

werden diese bei der Berechnung der Reaktionsgeschwindigkeit oder beim Massenwirkungsgesetz zu Exponenten der Konzentrationen.

Bsp: A + 2 B → AB2 ⇒ RG = k · cA · cB

2 = k · cA · cB · cB Bsp: A + 2 B AB2 ⇒ cAB2 K = cA · cB

2


In einem geschlossenen Gefäß mit einem Liter Inhalt werden 1 mol Wasserstoff und 1 mol Iod auf 450°C erhitzt. Nach der Gleichgewichtseinst ellung sind 1.56 mol Iodwasserstoff vorhanden. Berechne die Gleichgewichtskonstante bei 450°C. (50.3)

Für die Reaktion von Stickstoff und Sauerstoff zu Stickstoffmonooxid gilt die Gleichgewichtskonstante K = 1.1 ⋅ 10-2. Die Ausgangskonzentration für Stickstoff und Sauerstoff sollen je 1 mol/l betragen. Gesucht ist die Konzentration von Stickstoffmonooxid, wenn die Reaktion im Gleichgewicht ist. (0.1 mol/l)


Warum reagieren eigentlich nicht alle Teilchen bei einer chemischen Reaktion gleichzeitig? Damit Teilchen miteinander reagieren können, müssen sie sich gegenseitig berühren, dabei die richtigen Seiten zusammentreffen und die Elektronenhüllen sich weitgenug für die Reaktion annähern. Da diese Voraussetzungen nicht jedesmal zutreffen, verlaufen die meisten Reaktionen nur langsam. Es gibt aber auch Reaktionen, die explosionsartig verlaufen.

Bei der Annäherung der reagierenden Teilchen bildet sich ein

Übergangszustand / Übergangskomplex bis die neuen Teilchen gebildet sind:

AB + CD "ABCD" AD + BC Edukte Adukte Produkte Übergangskomplex A D ALD A D + M M + B C BLC B C


Aktivierungsenergie Die Energie die Teilchen besitzen müssen um zu reagieren nennt

man Aktivierungsenergie. Sie bringt die Reaktionspartner in den damit energiereichen Übergangszustand.

Reaktionen bei denen insgesamt Reaktionswärme frei wird nennt

man exotherme Reaktionen und die nur unter Energiezufuhr verlaufen endotherme Reaktionen.


Energiediagramme exothermer und endothermer Reaktionen: E - exotherm - E - endotherm -

"ABCD" "ABCD"

∆H≠ ∆H≠

AB+CD ∆H ∆∆H AD+BC

AD+BC AB+CD

R R

(E = Energie, R = Reaktion, Reaktionskoordinate)

∆H≠ = Aktivierungsenergie ∆H = Reaktionswärme negativer Energiebetrag = exotherme Reaktion positver Energiebetrag = endotherme Reaktion


Wenn die für eine chemische Reaktion erforderliche Energie zu hoch

ist, besteht eventuell die Möglichkeit die Reaktion mit Hilfe eines Katalysators durchzuführen.

Ein Katalysator ist ein Reaktionsbeschleuniger, der nur Einfluß auf

die Reaktionsgeschwindigkeit und nicht auf die Reaktionsprodukte hat.

Der Katalysator bildet instabile Zwischenprodukte (), für die weniger

Aktivierungsenergie erforderlich ist. Man spricht von einem katalytischen Prozess oder einer Katalyse.

K + AB + CD (KAB) + CD K + AD + BC Der bekannteste Katalysator ist der Autokatalysator zur Verringerung

des Stickoxidausstoßes: 2 NO → N2 + O2 Kat.


Wie bereits oben erwähnt, gibt es bei Gleichgewichtsreaktionen eine Hin- und Rückreaktion. Die Gleichgewichte sind aber für bestimmte äußere Bedingungen angegeben, d.h. dass offensichtlich die Gleichgewichte durch ändern der äußeren Bedingungen ebenfalls geändert werden können. Auch der französische Chemiker Le Chatelier erkannte dies:

Le Chatelier: Prinzip des kleinsten Zwangs Übt man auf ein im Gleichgewicht befindliches System durch

Änderung der äußeren Bedingungen einen Zwang aus, so verschiebt sich das Gleichgewicht der Art, dass es dem äußeren Zwang ausweicht.

Das Prinzip von Le Chatelier steht auch in Verbindung mit der

allgemeinen Zustandsgleichung: p = c • R • T mit p=Druck, c=Konzentration, T=Temperatur, R=allg. Gaskonstante


Eine Änderung einer Zustandsgröße hat nach dieser Gleichung immer die Änderung mindestens einer anderen Größe zur Folge.

Dieses Prinzip gilt auch bei Gleichgewichtsreaktionen: Haber-Bosch-Prozeß - Ammoniak-Synthese Fe3O4, 500°C, 200 bar 3 H2 + N2 2 NH3

Das Eisenoxid wirkt als Katalysator, Temperatur und Druck haben sich als optimal herausgestellt.

Was passiert? - Aus 4 Teilchen werden 2 ! Prinzip von Le Chatelier: · Druckerhöhung - System weicht zu weniger Druck (Teilchen) aus, · Konzentrationserhöhung - System weicht zu weniger Teilchen aus, · Temperatur - System weicht in Richtung Energieverbrauch

aus (endotherme Reaktion).


In welche Richtung wird das Gleichgewicht bei Druckerhöhung, bei Temperaturerhöhung verschoben? N2 + O2 � 2 NO (endotherm) 2 CO2 � 2 CO + O2 (endotherm)

Ideales Gas / Gegenüberstellung der Aggregatzuständ e

Wirken in einer Gasphase zwischen den Teilchen keine zwischenmolekularen Kräfte, so nimmt 1 mol der Teilchen bei 0°C und 1 bar ein Volumen von 22,4 l ein.

Die meisten realen Gase haben ein ähnlich großes Gasvolumen. 1 mol H2O = 18 g ca. 18 ml Eis = 18 ml Wasser = ca. 22,4 l Wasserdampf

Date post:	26-Mar-2019
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2. Atombau und Periodensystem 2.1 Das Atom Im 4...

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