Ziel: Edelgaskonfiguration

Metallbindung

• Art der chemischen Bindung
• zischen positiv geladenen Metall-Ionen und negativ geladenen Elektronen (Elektronengas) → sehr starke Anziehungskrkäfte
• es werden dreidimensionale Metalgitter ausgebildet

Ionenbindung

• Art der chemischen Bindung
• zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen → sehr starke elektrostatische Anziehungskräfte
• es werden dreidimensionale Gitter ausgebildet
• Bildung von Ionen:
  1. Abgabe von Elektronen: → Kation 
  2. Aufnhame von Elektronen: → Anion

Chemische Formeln, in denen bindende oder freie Elektronenpaare jeweils durch einen Strich (Valenzstrich) gekennzeichnet sind und um die Symbole der Elemente angeordnet sind, bezeichnet man als LEWIS-Formeln
Beispiele:

• Sauerstoff
• Chlor

Definitionen nach Brönstedt

Säure

• Lieferant für Protonen H+
• Protonendonator

Base

• Aufnahme von Protonen H+
• Protonenakzeptor

Merkmale der Protolyse

• Protonenübergang
• korrespondierendes Säure-Base-Paar
  1. Paar:
  2. Paar:
     

  1. Beispiel

  

  Särereaktion
  Basereaktion
  _____________________________________________________
  Säure-Base-R.

  2. Beispiel

  

  Särereaktion
  Basereaktion
  _____________________________________________________
  Säure-Base-R.

Grundlagen und Definitionen

Ioniesierungsenergie

Energie, die erforderlich ist, um aus Atomen eines Stoffes im gasförmigen Zustand Elektronen freizusetzen. Sie steigt mit zunehmender Kernladungszahl und abnehmenden Atomradius

Elektronenaffinität

Energie, die bei der Aufnahme von Elektronen durch Atome eines im gasförmigen Zustand befindlichen Stoffes abgegeben wird. Sie steigt mit zunehmender Kernladungszahl und abnehmenden Atomradius

Elektronegativiät

Eigenschaft eines Atoms, Elektronen aus einer Atombindung anzuziehen. Sie steigt mit zunehmender Kerlandungszahl und abnehmenden Atomradius.

Oxidationszahlen

Bezeichenung für eine Ladung, die einem Atom in einer Verbindung zugeordnet ist. Wenn man sich diese Verbindung aus einfachen Ionen aufgebaut denkt, dann ist die Oxidationszahl gleich der Ladung des Ions. Die Elektronenkonfiguration liefert Auskunft für die am häufigsten auftretenden Oxidationszahlen eines Elements.
Ziel der Elemente

1. Edelgaskonfiguration
2. vollbesetzte Orbitale
3. halb besetztes Orbital (relativ stabil)

  
1. Beispiel: Schwefel  
   • Oxidationszahl: -2 → Aufnahme von 2 Elektronen  
   • Oxidationszahl: +6 → Abgabe von 6 Elektronen
   • Oxidationszahl: +4 → Abgabe von 4 Elektronen
   • Oxidationszahl: +2 → Abgabe von 2 Elektronen

2. Beispiel: Mangan
   • Oxidationszahl: +7 → Abgabe von 7 Elektronen  
   • Oxidationszahl: +5 → Abgabe von 5 Elektronen
   • Oxidationszahl: +4 → Abgabe von 4 Elektronen
   • Oxidationszahl: +2 → Abgabe von 2 Elektronen

• ist die Darstellung der Elektronenverteilung
• gibt die Besetzung der Elektronen in der Atomhülle an
• ist eine Zuordnung der Elektronen zu den Orbitalen
• die Elektronenkonfiguration unterliegt bestimmten Regeln

die Schreibweise für die Elektronenkonfiguration ist a) Kästchenschreibeweise und b) Potenzschreibweise

Grundlagen für die Erstellung von Elektronenkonfigurationen

Definition Orbital:

• ist die Darstellung der Elektronenverteilung
• das Elektron ist nicht gleichmäßig über das Orbital verteilt, sondern das Orbital ist nur eine Vorhersage über den Ort der größten Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons

Prinzipien zur Erstellung von Elektronenkonfigurationen:

1. Pauli-Prinzip: die Elektronen in einem Atom müssen sich in einer Quantenzahl unterscheiden
2. Energetisches-Aufbau-Prinzip: Die Elektronenkonfiguration der Atome entspricht der energetischen Reihenfolge der Orbitale.
3. Hund’sche Regel: Orbitale gleicher Energie eines Atoms werden zunächst mit Elektronen gleichen Spins besetzt, bevor Doppelbesetzung unter Spinpaarung erfolgt

(To Do: Tabelle der Zuordnung der einzelnen Orbitale)

Atombau und Anordnung der Elemente im Periodensystem der Elemente (PSE)

• in den Perioden stehen Elemente, deren Atome die gleiche Anzahl an Energieniveaus haben
• in den Gruppen sind Elemente mit Atomen ähnlicher Anordnung der äußeren Elektronen (Valenzelektronen) zusammengefasst
• im Energieniveauschema sind die Orbitale nach dem Energieinhalt angeordnet:
  

  1. Periode:	1s-Orbital
  2. Periode:	2s-Orbital 2p-Orbital
  3. Periode:	3s-Orbital 3p-Orbital
  4. Periode:	4s-Orbital 3d-Orbital 4p-Orbital
  5. Periode:	5s-Orbital 4d-Orbital 5p-Orbital
  6. Periode:	6s-Orbital 4f-Orbital 5d-Orbital 6p-Orbital

  Edelgaskonfiguration

  • bezeichnet einen energetischen Zustand in dem die vorhandenen Energieniveaus und Unterniveaus besetzt sindHe 1s^1
    Ne 1s^2 2s^2 2p^6
    Ar 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1 3p^6
  • die Konfiguration der Edelgase werden genutzt um vereinfachte Elektronenkonfigurationen zu erstellen
  • hierbei wird der Edelgasrumpf als Basis benutzt und nur die zusätzlichen Elektronen ergänzt

  Beispiel: Elektronenkonfiguration des Kaliums

  Elektronenkonfiguration vollständig: K 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1
  Elektronenkonfiguration vereinfacht: K ||Ar|| 4s^1

  Hinweise zur Bestimmung der Elektronenkonfiguration mit Hilfe des PSE:

  • DIe Nummer der Gruppe gibt die Anzhal der Valenzelektronen an. Valenzelektronen sind Elektronen, die auf unvollständig besetzten Energieniveaus angeordnet sind.
  • Valenzelektronen der Hauptgruppenelemente: s- und p-Orbitale
  • Valenzelektronen der Nebengruppenelemente: s- und d-Orbitale

1. Demokrit (~400 vor Christus)

• Alle Stoffe bestehen aus kleinsten, unteilbaren Teilchen, den Atomen. (griechisch “atomos”=unteilbar)
• jedoch keine Aussagen über Aufbau, Teilchenart, Struktur und chemische Bindung

2.Dalton (1766-1844)

• Atome sind die kleinsten, nicht teilbaren Bestandteile chemischer Elemente
• alle Atome der gleichen Elemente haben die gleiche Größe und Masse
• es gibt so viele Atomsorten wie chemische Elemente
• bei chemischen Reaktionen verbinden sich die Atome eines Elements mit denene eines anderen Elements oder sie werden getrennt

Vorteil des Modells:

• Gesetz von der Erhaltung der Masse
• Deutung der Gaseigenschaften
• Änderungen des Aggregatzustandes lassen sich erklären

Nachteil des Modells:

• keine Aussagen über den Aufbau der Atome
• Veränderungen der Atome bei chemischen Reaktionen kann nicht erklärt werden (nur Umgruppierungen der Atome)
• keine Isotope bekannt

3. Rutherford

Streuversuch:

• beim Bestrahlen einer dünnen Goldfolie mit α-Teilchen (positive Heliumkerne) durchdrangen fast alle α-Teilchen die Goldfolie, nur ein geringer Teil wurde abgelenkt

Auswertung des Streuversuchs:

• fast die gesamte Masse eines Atoms befindet sich im Kern, der positiv geladen sein muss
• der übrige Bereich (Elektronenhülle) ist fast massefrei muss aber zur Neutralisation der Kernladung negativ geladene Elektronen enthalten

Vorteil des Modells:

• Planetenmodell der Atome
• Aussagen über die Feinstruktur eines Atoms (Kern und Hülle)
• Masse ist im Kern konzentriert (positive Ladungen)
• Hülle mit Elektronen hat einen großen Abstand zum Kern

Nachteil des Modells:

• Elektronen müssen sich in ständiger Bewegung um den Kern befinden, sonst würden die abstürzen
• die Elektrodynamik lehrt, dass sich bewegende elektrische Ladungen elektromagnetische Wellen (Licht) aussenden
• dadurch würde Atom ausgestrahlte Energiemenge verlieren und der Radius der Elektronenbahnen würde sich verringern
• Konsequenz des energetischen Verlustes wäre, dass sich die Elektronen dem Kern immer weiter nähern und letztlich in den Kern stürzen

4. Niels Bohr

→ Plank’sche Quantenhypothese als Ausgangspunkt

Postulate:

• Elektronenhülle besteht aus stabilen vorgegebenen Bahnen
• Elektronen umlaufen den Kern auf diesen Bahnen ohne Energieverlust
• Elektronen können von einer Bahn in die andere springen

Einführung der Quantenzahlen:

1. Hauptquantenzahl n –> Schalenbesetzung 2n^2

1. Schale: k-Schale: 2e-
2. Schale: l-Schale: 8e-
3. Schale: M-Schale: 18e-

→ in jeder Schale kann nur eine bestimmte Anzahl von Elektronen vorhanden sein

Erklärung der charakteristischen Spektren eines Stoffes:

• Elektronen können mit diskret zugeführter Energie in eine energiereichere Bahn springen (höheres Energieniveau)
• Die Elektronen bewegen sich auf dem höheren Energieniveau schneller und sind somit energiereicher
• Elektronen streben jedoch ihren Grundzustand an und geben die zugeführte Energie wieder ab, in Form eines Lichtblitzes
• Die unterschiedlichen Lichtblitze charakterisieren im Spektrum das entsprechende Atom

Erweiterung des Bohr’schen Atommodells:

• Nebenquantenzahl l (Form der elliptischen Bahn der Elektronen)
• Spinquantenzahl s (Eigenrotation des Elektrons)
• Magnetquantenzahl m (Aufspaltung der Spektrallinien in magnetischen und elektrischen Feldern)

Folgerung aus den 4 Quantenzahlen: Jedes Elektron muss sich mindestens in einer Quantenzahl unterscheiden