CHEMIE

Chemie für Bauingenieure Block 1 ETHZ – BAUG – HS2011
ATOMBAU UND PERIODENSYSTEM V2
ATOME /EL EM E NT E
→ trivial, Grössen siehe unter Grundlagen/Periodensystem
PER IODENSY ST EM
Ordnungszahl: Anzahl Protonen
Massenzahl: Masse Protonen und Neutronen
Nukleonen: Neutronen und Protonen
Nuklid: Einzelatom eines Isotops
Valenzelektr: Elektronen auf ässerster Schale (max 8)
Periode: Anzahl Schalen (ingesamt 7)
Gruppe: Anzahl Valenzelektornen
Schalen: In -ter Schale haben Elektronen platz
ISOT OP E
→ Unterschiedlich viele Neutronen, Eigenschaften bleiben
ION E N 2. 2 - 2. 6 , 4. 4
→ Unterschiedlich viele Elektronen (Geladene Teilchen)
Kationen: Elektronen abgegeben, (+)
Anionen: Elektronen aufgenommen, (-)
IONISIER U NGS E NERGI E → PS E IE
→ Energie um 1 Elektron zu entfernen [ ]
Stark von Coloumbkraft Abhängig (Also Abstand)
IE prop. Zu Protonenzahl in Perioden
IE nimmt in höheren Schalen ab
Je grösser Kernladung umso grösser IE, (2. IE ist höher)
E LE KTR ONENNE GATI VITÄ T EN
→ Fähigkeit Bindungselektronen anzuziehen ( [ ])
Hohe EN wenn: kleiner Atomrumpf, hohe Rumpfladung
EN zunehmend: unten-oben (weniger Schalen/Abstand)
links-rechts (grössere Kernladung)
→ Ionenbindung (anstatt Kovalenter)
E LE KTR ONENAFFI NITÄ T (IN eV) 2. 7 , 4 .1 0 EA
→ Tendenz eines Atoms Elektronen Aufzunehmen (→ Anion)
→ : Energie die Frei wird wenn 1 El → Atom
→ Siehe Tabelle am Ende. [ ] [ ]
Das umgekehrte der IE
BINDUNGEN 4. 6 ,4. 8 V2
→ Drang nach Edelgaskonfiguration (Oktett-Regel)
KOVAL E NTE B IND UN G E N NM- NM
→ Auch Elektronenpaar/Atombindung
→ Molekülbildung, Edelgaskonfiguration durch teilen der El
Einfachbindungen sind frei drehbar
Bindungslänge nimmt von 1- zu 3-fach Bindung ab
Bindungsenergie nimmt von 1- zu 3-fach Bindung zu
Bei Atomen mit grosser EN ( ) wird Bindung polar
→ Partialladungen → Dipole
ION E NBINDU NG EN NM-M
→ Edelgaskonfiguration durch Elektronentransfer
→ Es entstehen Salze: Anionen (-) und Kationen (+)
Meist stark exotherm
Haben hohe Schmelz/Siedetemperatur
E NERGI E UMSA TZ
GITT ER E NERGI E (COU LOMB E NERGIE) 2. 8 - 2 .9
→ Freiwerdende Energie wenn Ionen ein Ionengitter bilden
Umso grösser: je stärker geladen und kleiner die Ionen sind
Schmelz und Siedepunkte sind proportional zur Gitterenergie
Besteht aus: + SublimationsE (Metallatome lösen)
+ IE (Matallatome ionisieren)
+ BindungsE (Moleküle NM spalten)
- EA (NM-Atome ionisieren)
- Gitterenergie
Summe , wenn negativ exotherm, stabil
IONE NGI T TER 5. 8
Struktur durch Grössenverhältnisse bestimmt:
0.24-0.41/KZ 4 0.41-0.73/KZ 6 0.73-1/KZ 12
Form Tetraeder, ZnS Oktaeder, NaCl Würfel, CsCl
→ oder mit Koordinationszahl KZ (2-12 Nachbarn) angeben
MET ALLBINDU NG E N M-M
→ Elektronengas (VE) halten Atomrümpfe zusammen
Bindungsenergie von Anzahl VE und Atomgrösse abhängig
EA sehr klein
MOL EKÜL E 2. 1 0
L EWIS-F ORMELN
→ Darstellung Atome und El-Bindungspaare
→ Auch Skelettformel Möglich ( ) der KW nur Striche
1) Valenzelektronen zusammenzählen ⁄ El-Paare
2) Zeichne Einfach-Bindungen
3) Oktett-Regel für Aussenatome
4) Evt. Doppelbindungen
5) Überprüfen formalen Ladungen, möglichst Null
VSEPR M OD E LL / M OLEKÜLGEOM E TRIE 2. 11
→ Ausrichtung freier Elektronenpaarwolken
: trigonal bi-pyramidal, : T-förm., trig., bi-pyram.
DIP OLE 2. 1 2 , 4. 3
→ Moleküle mit Ladungsschwerpunkten sind Dipole → polar
DIPOLM OM E NT
[ ] Stärke des Dipoles
WECHSELWIRKUNGEN V4
COULOMBSC HE G ESETZ
ZWISCH EN MOL EK ULAR E K RÄFT E 5. 2 - 5. 7
→ Beeinfluss Siede/Schmelzpunkt → +/+
ION-I ON 250 KJ /M OL
→ Salz
ION-DIP OL 15 KJ/M OL
| |
→ Auflösung von Salzen (Hydration)
WASSERS T OFFBRÜCK E N 20 KJ/M OL 5. 5 , 8 .3
Stark polarisierte Wasserstoffatome
Bildung: H mit N, O, F, Cl, Br, sehr stark
Am stärksten wenn die 3 Atome auf einer Linie
→ Bei Wasser führen H-Brücken zu lockererer Geometrie
deshalb Dichtemaximum bei 4°C
DIPOL-DI P OL 2KJ /M OL
Permanente Polarisation, schwächer
Vergleichsgrösse ist das Dipolmoment
IND UZI ER TER DIP OL 2KJ /M OL
In Flüssigkeit mit beweglichen Dipolen
Polare Moleküle können anderen ein induzieren
LOND ON / V AN-DER - WAALS 2KJ /M OL
Mom. Ladungsvert. (Polarisierbarkeit), bei allem Molekülen
Je stärker je grösser Oberfläche eines Moleküls (Anzahl )
, Polarisierbarkeit (Anzahl Elektornen)
→ London überwiegen (schwache) Dipol Kräfte
dh Sdpkt steigt mit London-Kräften und nicht mit !!!
V ISKOSIT ÄT V ON FLÜ SSIGK E ITEN
→ Zähigkeit, durch zwischenmolekulare Kräfte bestimmt
TE MPERATUR EINFLUSS
→ Mit steigender Temperatur nimmt Viskosität ab. Moleküle
haben höhere kinetische Energie und können sich leichter frei
bewegen (Brownsche Bewegung).
WASSER BENETZT E OB ER FLÄCH E N
Hydrophob: Wasserabstossend „unpolar“
Hydrophil: Wasseranziehend „polar“, wasserlöslich
08. Februar 2012 S e i t e | 2 Christoph Hager
MET ALLE
TE MPERATURD EH NUNG
→ Thermische Ausdehnungskoeff. Umgekehrt proportional zum
Schmelzpunkt (und zur Bindungsenergie)
E LASTI ZITÄ TSM OD U L
→ Metalle mit hohen Schmelzpunkten haben hohes E-Modul
COND ON-M ORS E K URVEN
Potenzielle Energie vs Abstand: Abgeleitet: Bindungskraft
Schwache Bindung: kleine Bindungsenergie
→ grosse Änderung der Atome (grosse Ausdehnung)
→ Flache Tangente (kleines E-Modul)
GITT ERS TRUKTUR E N 5. 1
Packungsdichte: (eine Atomsorte)
Kub. Flächenzentr, hexagonal
Kub Innenzentrierte Gitter
VERFR OMABARKEI T
→ Metalle sind plastisch verformbar, dank Gitterstörungen