Chemie gA Klasse 11

Chemie gA Klasse 11
Nicolai Radke, Valentin Boettcher, 11/3
21. Juni 2015
Inhaltsverzeichnis
1 Hausaufgaben
1.1 Experiment zum nachweis einer Ionenbindung in N aCl
1.2 Jod . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.2.1 Löslichkeit . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.3 HA: 1.10/S.27.1/30.2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
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2 Chemische Bindung, Struktur und Eigenschaften von Stoffen
2.1 Zusammenhänge . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.2 Eigenschaften von Stoffen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.3 Ionensubstanzen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.3.1 Ionenbindung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.4 Molekülsubstanzen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.4.1 Zusammenhang elektrische Leitfähigkeit und Chemischer Bindung in Molekülen
2.4.2 Dipolmoleküle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.4.3 Zwischenmolekulare Wechselwirkungen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.4.4 Wasser . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.5 Abbau von Ionengittern - Lösungsvorgang . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.6 Metalle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.7 Anorganische Polymere . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.7.1 Aufbau . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.7.2 Kohlenstoffmodifikationen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8 Atombau PSE Nebengruppenelemente . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.1 Aufbau der Materie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.2 Elektronenhülle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.3 Elektron . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.4 Zusammenhang Atombau-PSE . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.5 Zusammenhang Atombau-PSE . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.6 Max Anzahl der Elektronen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.7 Energieniveau der Atomhülle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.8 Elektronenkonfig in Elektronen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.9 Zusammenhang Atombau PSE . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.10 Mögliche Elektronenkonfigurationen/Oxidationszahlen . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.11 OZ Nebengruppe . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.12 Redoxreaktionen der NGE . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.13 Reakt. von Zink im HCl . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.14 Mg + Schwefelsäure, Redoxreaktionen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.15 RM Metalle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.16 Mangan . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.17 NGE . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.18 Sauerstof . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.19 Metall . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.8.20 Redoxreihe der Metalle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
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16
3 Elektrochemie
3.1 Arten von Leitern . . . . . . . . . . . . . .
3.2 Elektrolyte . . . . . . . . . . . . . . . . . .
3.2.1 Starke/Schwache Elektrolyte . . .
3.2.2 Lösen von Pot el. . . . . . . . . . .
3.3 Elektrodenkpotential . . . . . . . . . . . .
3.3.1 Standartelektrodenpotential SEP .
3.3.2 Elektrochemische Spannungsreihe
3.3.3 Galvanische Elemente . . . . . . .
3.3.4 Elektrochemische Spannungsreihe
3.3.5 Elektrochemische Reaktionen . .
3.3.6 Technische Anwendung . . . . . .
3.3.7 Echem Korrosion . . . . . . . . . .
3.3.8 Korrosionsschutz . . . . . . . . . .
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3.3.9 Blei Akkumulator . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
3
22
1 Hausaufgaben
1.1 Experiment zum nachweis einer Ionenbindung in N aCl
• Aufgabe:
Weisen sie durch folgendes Experiment nach, das N aCl eine Ionensubstanz ist!
• Materialien/Geräte/Chemikalien:
– 0.25L destiliertes Wasser
– Becken
– 3 Kabel
– 1 Leuchtelement
– 2 Lektrodenplatten
– 1 Stromversorgungsgerät
– 20g N aCl
• Durchführung:
1. Bauen sie eine elektrische Schaltung nach folgendem Schaltplan:
2. Füllen sie destiliertes Wasser in das Becken.
3. Legen sie eine Spannung an und beobachten sie die Glühlampe.
4. Lösen sie nun N aCl im Becken und Beobachten sie diese erneut.
• Beobachtung/Ergebnisse/Schlussfolgerungen (Prognose):
Da die Lampe vor dem Lösen des N aCl nicht leuchtetete, ist anzunehmen, das im destilierten Wasser keine elektrischen Ladungsträger vorhanden sind. Sobald das dest. Wasser jedoch mit N aCl
versetzt wurde leuchtete die Lampe auf. Daraus ist zu schließen, dass nun el. Ladungsträger vorhanden sind. Diese Tatsache weist die Ionenbindung in N aCl nach, da Wasser Ionensubstanzen in
Ionen spaltet, welche dann als Ladungsträger dienen und somit die Lampe zum leuchten Bringen.
4
1.2 Jod
1.2.1 Löslichkeit
• Lösungsmittel:
– gut löslich in organischen Stoffen
– Lösungen in unpolaren Lösungsmitteln -> violett
– Lösungen in Benzol, Tuluol -> rot
– Lösungen in Ethet, Aminen, Alkoholen -> braun
• Reaktion mit Wasser:
– I2 + 2H2 O ←→ I− + HIO + H3 O+
– I2 + 2OH− ←→ I− + IO− + H2 O
−
– 3IO− −→ IO−
3 + 2I
1.3 HA: 1.10/S.27.1/30.2
• 27/1
– a)
* Siehe Anhang
5
2 Chemische Bindung, Struktur und Eigenschaften von Stoffen
2.1 Zusammenhänge
Atombau ⇒ Chemische Bindung ⇒ Struktur
z
}|
{
P hysische und Chemische Eigenschaf ten
2.2 Eigenschaften von Stoffen
• Physikalische Eigenschaften:
– Dichte
– Siede/Schmelztemperatur ⇒ Aggregatzustand
– molare Masse
– Farbe
– Verformbarkeit
– Magnetismus
– Viskosität
• Chemische Eigenschaften:
– Stoffe mit denen Bindungen eingegangen werden./Reaktionsfähigkeit
– Löslichkeit gegenüber anderen Stoffen / gegenüber Wasser
– Leitfähigkeit für elektrischen Strom
– Energieumwandlung bei chemischen Reaktionen
– Brennbarkeit
– Korrosionsbeständigkeit
• Physiologische Eigenschaften:
– Geruch
– Geschmack
– Toxizität
2.3 Ionensubstanzen
• Bsp:
– N aCl
– M gCl2
– N a2 SO4
– N a2 SO3
– M gSO3
– M gSO4
– N a3 P O 4
– M g3 (P O4 )2
– Al2 O3
– M gBr2
• Def:
Ionen sind elektrisch geladene Teilchen, die durch Abgabe bzw.. Aufnahme von Elektronen aus
Atomen entscheiden.
6
• Positiv elektrisch geladen (Kationen):
–
–
–
–
–
–
M g 2+
N a1+
Al3+
H 1+
H3 O1+
N H41+
• Negativ elektrisch geladen (Anionen):
–
–
–
–
Cl1−
O2−
HCOO1+
OH 1−
• Gleichungen für die Bildung von Ionen:
1. Na ⇒ Na+ + e− (; Ionisierungsenergie Energie, ∆E)
2. Cl + e− ⇒ Cl− (; Elektronanoaffinität, ∆E)
3. n ∗ N a + n ∗ Cl ⇒ n ∗ N aCl
• Bildung aus Metallatomen mit wenig Außenelektronen und Nichtmetallatomen mit relativ vielen
Außenelektronen.
,→ Chlor (En 3,0) entreißt Natrium (En 0,9) ein Elektron. ⇒ Bildung von Ionen.
• Elktronegativitätsdifferenz:
0 - Atombindung, 0-1,7 polare Atombindung
2.3.1 Ionenbindung
Die ionische Bindung (auch Ionenbindung, heteropolare Bindung oder elektrovalente Bindung) ist eine
chemische Bindung, die auf der elektrostatischen Anziehung positiv und negativ geladener Ionen basiert.
• Bildung von Ionenkristallen/Ionengittern:
1. hohe Anziehungskraft zwischen An- und Kationen
2. Da die Kräfte nicht gerichtet (wirken in alle Richtungen des Raumes) sind wirken sie gleich
um jedes Ion herum.
3. Somit ordnen sich die Ionen gleichmäßig in einem Gitter (Ionenkreistal) an.
• N aCl Koordinationszahl 6 - Oktaeder
Eigenschaft
fest, hart, nicht verformbar
Erklärung
hohe Anziehungskräfte zw. entgegengesetzt gel.
Ionen -> Ausbildung Gitter
starke kinetische Einwirkung -> verrutschen der
Gitterstruktur -> Ionen, gleichnamig geladene Ionen nebeneinander -> Abstoßung -> Bruch
keine freien Lad. Träger
starke Anziehungskraft -> viel Energie feste
(Gitter-)Struktur zu lösen
Wasser spaltet Ionensubstanz auf -> freie Ladungsträger in Form von Ionen / freie Ladungsträger
Wasser stark polar, Spaltet Ionen auf, Wechselwirkung Ionen mit Dipolmolekül Wasser, Wassermoleküle lagern sich entsprechend ihrer Ladungsschwerpunkte an Ionen (+-) an -> Hydration/Hydratitsierung
KCl + aq ⇒ K + (aq) + Cl− (aq)
spröde
nicht elektrisch Leitfähig (wenn fest)
hohe Schmelz/Siedetemp.
el leitfähig in wässr.. Lsg / Schmelzen
in Wasser sehr gut lösl.
7
2.4 Molekülsubstanzen
• Beispiele:
– H2 O
– H2 SO4
– K3 P O4
– O2
– N2
• Bausteine: Moleküle
• max. Konzentration Säure = Masse Säuremolekül
• Bildung:
– Nichtmetallatom + Nichtmetallatom = Molekül
– H. + .H ⇒ H − H
– N + N ⇒ N2 -> mit jew. 2 nicht bindende Elektronen, N - Reaktionsträge, geht aus jed.
Reaktion unverändert hervor
– H + Cl ⇒ HCl - 3 nicht bindende Elektronenpaare
• Chlor
– Gasförm
– Grün
– charakteristischer Geruch
• Brom
– Flüssig./leicht Flüchtig
– Toxisch
– Bromwasser: Nachweis von Mehrfachbindungen
• Iod
– Fest
– Nachweis: Stärke
– Antiseptisch
– Sublimiert!
– Lösbarkeit:
*
*
*
*
*
gut löslich in organischen Stoffen
Lösungen in unpolaren Lösungsmitteln -> violett
Lösungen in Benzol, Tuluol -> rot
Lösungen in Ethet, Aminen, Alkoholen -> braun
nicht löslich in Anorganischen Stoffen
2.4.1 Zusammenhang elektrische Leitfähigkeit und Chemischer Bindung in Molekülen
Chem. Bindung
Atombindung: gemeinsame Elentronenpaare
zwischen den Atombindungen, Anziehungskräfte
zwischen Elektronenpaaren und Atomkernen
=> Unpolare Moleküle BSP. siehe Anhang
Polare Atombindung: gemeinsames Elektronenpaar hält sich näher bei einem der Atome auf
=> Entstehung verschiedener Ladungsschwerpunkte, BSP Anhang
Elektrische Leitfäigeit
keine el. Leitfähigkeit => keine Dissoziation in
Wasser = Nichtelektrolyte
dissoziieren im Wasser (da Dipol), Ionenbildung
=> wässr. Lsg. el. Leitfähig = Elektrolyte
8
2.4.2 Dipolmoleküle
• BSP: siehe Anhang
• CO2 Unpolar, Ladungsschwerpunkte heben sich auf
• Ursachen für Dipolbildung:
– unterschiedliche Kernladungszahlen
– unterschiedliche Anziehungskraft zwischen Elektronen und Kern
– Mit zunehmender Anzahl der Eletronenschalen wird die Anziehungskraft zwischen Kern und
Aussenelektronen geringer.
– Elektronegativität = Wert für Stärke der Anziehung der Elektronen, Willkürlich festgelegt (max
4)
2.4.3 Zwischenmolekulare Wechselwirkungen
• Anziehungskräfte zwischen den Molekülen = Van-der-Waals-Kräfte
– zwischen Dipolmolekülen da Anziehung Ladungsschwerpunkte -> Größere Kräfte als bei flüchtigen Dipolen (Dipol-Dipol + Dispersions Kräfte)
– auch zwischen Unpolaren Molekülen da kurzzeitige Ladungsverschiebung (flüchtiger Dipol)
-> Induktion weiterer Dipole in Nachbarmolekülen -> Dispersionskräfte (Größe mit molarer
Masse proportional)
– feste Molekülsubstanzen -> Molekülkristalle
– schwache Kräfte -> niedrige Schmelztemperaturen (z.B. sublimiert Iod)
• Wasserstoffbrückenbindung:
– zwischen Molekülen aus Wasserstoff und Stark Elektronegativen Elementen (H2 O, Elemente
V VI Hauptgruppe, Ammoniak, Fluorwasserstoff) -> besonders stark Polare Bindung
– an Wasserstoff Partialladung δ + , an Bindungspartnern δ −
– Aufbau Bindung zwischen Positiver Wasserstoffpartialladung und negativer Partialladung der
Bindungspartner = Wasserstoffbrückenbindung
– ,→ hohe Schmelz-/Siedetemperaturen
– in chemischen Formeln gestrichelte Linie
– Molekülgitter Eis:
* jedes Sauerstoffatom 2 Wasserstoffbrückenbindungen (größtmögliche Anzahl) -> fest
* lockere Hohlraumstruktur, Oktaedrisch -> geringen Dichte (4°C größte Dichte -> Dichteanomalie)
• Kräfte: Ionenbindung > Molekülbindung > Wasserstoffbrückenbindung > Van-der-Waals-Kräfte
2.4.4 Wasser
• Eigenschaften:
– Flüssig, stark Viskos
– Durchsichtig
– Geruchlos
– Schmelz/Siede: 0, 100°C
– nicht elektrisch Leitfähig
– Nicht Brennbar
– Löst Ionensubstanzen/Säuren/Basen
• Struktur:
9
– Stark Polar
– Dipol
– Molekülsubstanz
– Bausteine: 2H, O -> Wasserstoffbrückenbindung
• Wasser (H2 O), 105° Bindungswinkel (Gewinkeltes Molekül) ist eine flüssige Molekülsubstanz (Polare Atombindung). Trotz trotz dieser Tatsache und aufgrund ihres Aufbaus herrschen relativ hohe
Anziehungskräfte zwischen den einzelnen Molekülen. Da das Wassermolekül stark Polar ist (ENDifferenz von 1,4 zwischen O und H, auch wegen untersch. Atomradien), bilden sich Ladungsschwerpunkte heraus. Zusätzlich gefestigt wird die Substanz Wasserstoffbrückenbindungen. Daraus Resultiert auch eine relativ hohe Schmelz und Siedetemperatur. Durch die Polarität ist es
Wasser möglich Ionensubstanzen und Säuren, aber auch mit Polaren Atombindungen zu lösen.
Begründet durch die elektrische Neutralität der Moleküle ist Wasser elektrisch nicht leitfähig.
2.5 Abbau von Ionengittern - Lösungsvorgang
Stoff mit Ionengitter
Polares LM
Beobachtungen
KOH
H2 O
Erhitzung um ca. 60°C
KCL
Abkühlung auf 10°C
• Chemischer Vorgang: Dipolmoleküle des Wassers lagern sich entsprechend der Ladungsschwerpunkte an Kristalloberfläche an.
• Vorgänge:
1. Hydratisierung: Bindung der Wassermoleküle durch Dipolkräfte an Ionen
2. Gitterzerfall: Überwindung der Gitterenergie => Endotherm
3. Erwärmung: Hydratisierungsenergie > Zerfallsenergie
2.6 Metalle
• Bausteine:
– positive Metallionen
– negative Elektronen
• Chemische Bindung: Metallische Bindung
Die Metallbindung ist ein Typ der chemischen Bindung, die bei Metallen und Legierungen vorkommt. Charakterisiert ist sie durch das Auftreten von frei beweglichen (delokalisierten) Elektronen
in einem Metallgitter. (Da kleinere Ionisierungsenergie + weniger Valenzelektronen)
– Entstehung:
*
*
*
*
*
Valenzelektronen nur schwach gebunden - können leicht Abgetrennt werden
Metallatome geben Außenelektronen ab
anordnen der Atome in einer regelmäßigen Struktur -> Gitter
Elektronen sind nicht mehr einzelnen Atomen zugeordnet -> können sich frei bewegen
Elektronen halten Metallionen im Gitter
– Metallatome geben Valenzelektronen ab
– Metallgitter aus positive Metallionen und negative Elektronen
– Elektronen im Gitter frei beweglich
10
• Eigenschaften:
Eigenschaft
Fest, hohe Schmelz- und Siedetemperatur (niedriger als bei Ionensubstanzen), Verformbar
elektrisch Leitfähig
Kaltleiter
Wärmeleitfäig
Glänzend/Reflektierend
Begründung
Zusammenhalt durch Elektronenwolke (Metallionen können bewegt werden, da gleich geladen
durch Elektronenwolke zusammengehalten, immer gleiche Anziehungs-/Abstoßungskraft; DA
ungerichtet)
Elektroeinwolke als freie Ladungsträger
mit steigender Temperatur stärkere Schwingung
der Metallionen -> Behinderung der Elektronen
gute Übertragung von Schwingungen im Metallgitter
schnelle Bewegung der Elektronen -> Reflexion
Photonen aller Wellenlängen -> Elektronen nehmen Energie der Photonen auf und geben sie bei
Zusammenstoß mit andren Elektronen wieder ab
• Metalldämpfe aus Metallatomen und Molekülen
2.7 Anorganische Polymere
2.7.1 Aufbau
• Polymere Stoffe -> aufgebaut aus großen Atomverbänden -> Makromoleküle
• Bindung: Atombindung (meist in 1/2 Raumrichtungen)
• Ketten, Schicht, Raumnetzstruktur -> unterschiedliche Eigenschaften
2.7.2 Kohlenstoffmodifikationen
• Diamant:
– Atomgitter
– jedes Kohlenstoffatom mit 4 Kohlenstoffatomen umgeben (Tetraeder)
– C-C Bindung hohe Bindungsenergie -> Fest, Phasenumwandlung zu Graphit bei 1500°C
– elektrischer Nichtleiter
– farblos
• Graphit:
– übereinandergelagerte Ebenen/Schichten
– sechsgliedrige Kohlestoffringe
– Bindungsabstände zwischen Schichten > in Schichten, jeweils Bindung mit 3 Nachbaratomen
– ungebundene freie Elektronen -> el. Leitfähig, Glanz, Farbe Schwarz
– Schichten den Schichten -> geringere Van-der-Waals-Kräfte -> 104 mal höhere elektrische
Leitfähigkeit, Verformbarkeit
– thermische Zersetzung von synthetischen Fasern unter Luftausschluss (Pyrolyse) -> Graphitschichten parallel zu Faser -> hohe Zugfestigkeit, Elastizität
• Fullerene:
– Moleküle aus begrenzter Anzahl von Atomen -> Molekülsubstanzen
– Stoffe aus Fullerenen -> Fullerite
– bekannt: C6 0 Fullerit -> Hohlkugel aus 12 ebenen 5-Ecken und 20 6-Ecken -> Stabile Kugelstruktur
– in unpolaren Stoffen gut löslich
– Anwendung Schmiermittel, Halbleiter, Supraleiter (Nanoröhren), Medizin
11
2.8 Atombau PSE Nebengruppenelemente
2.8.1 Aufbau der Materie
• Veranschaulichung komplexer Zusammenhänge, Erklärung komplizierter Sachverhalte, vorhersagen von Vorgängen und Phänomenen
• Historische Entwicklung:
– Dalton Anfang 19Jh. - Atome kleine harte undurchdringliche unteilbare Teilchen
– Rutherford 1911 - Kern Hülle Elektronen um den Atomkern
– 1913 Bohr - Atomorbitale
* Korpuscharakter der Elektronen
* Elektrohnenbahenn Kreise Ellipsen
– Sommerfeld 1616 - Eletronenbahnen Ellipse
– Heisenberg, Schrödinger 1927 - Wellenmechanisches Atommodell: Elektronen Wellencharakter 3d Stehende Materie:
* Wellencharakter
* Orbitale = Ladungswolken = Aufenthaltsräume für El. 90+-prozentiger Wahrscheinlichkeit
• Atommodelle:
– Schalenmodell
– Energieniveau
– Elektronenschreibweise
•
Atomkern
• Elementarteilchen:
•
Hülle
Elementarteilchen
Proton
Neutron
Elektron
Symbol
p+
n0
e−
Ladung
Positiv
Neutral
Negativ
Masse g
1.673 ∗ 10− 24
1.675 ∗ 10− 24
0.9109 ∗ 102 7
Masse in
1.007
1.009
0.0005
2.8.2 Elektronenhülle
• Zusammenhang wischen Stofflicher Veränderungen und Änderung der Atomhülle
– Flammenfarbe:
*
*
*
*
*
Natrium
Kalium
Calcium
Barium
Kupfer
– Entstehen von Atomspektren:
* bestehen aus Serien von Spektrallinien
* jede SL entspricht einen Elektronenübergangs zwischen 2 Energieniveaus der Atomhülle
* Erweiterung der Atomodelle
– Rutherford 1911 - Kern Hülle Elektronen um den Atomkern
– 1913 Bohr - Atomorbitale
– Sommerfeld 1616 - Elektronenbahnen Ellipse
2.8.3 Elektron
• neg. Elementarladung
• sehr geringe relative Atommasse
• untersch Energieinhalte
• e− gleicher Energieinhalt = 1 Elektronenschale
12
2.8.4 Zusammenhang Atombau-PSE
OZ: 12
HG: II
Periode: 3
12 Protonen im Kern; 12 Elektronen in Hülle
2 Valenzelektronen
3 besetze Elektronenschaken
• Anzahl Elektronenschalen = Hauptquantenzahl -n
• Besetzung der Schalen: Berechnung nach Pauli: 2n2
2.8.5 Zusammenhang Atombau-PSE
• Anordnung der Energieniveaus nach steigender Energie
• Alle Energieniveaus weisen Unterniveaus auf
• Anzahl Unterniveaus = Ziffer Energierginiveaus
• Unterniveaus = Nebenquantenzahl
• Ziffer Energieneiveas + Buchstaben s,p,d,f
2.8.6 Max Anzahl der Elektronen
• s-2
• p-6
• d - 10
• f - 14
2.8.7 Energieniveau der Atomhülle
Energieniveau 1
Unterniveau
1s2
2
2s2
2p6
3
2s2
3p6
3d1 0
4
4s2
4p6
4d1 0
4f 1 4
Gesamt
10
18
32
2
5
5s2 ...
2.8.8 Elektronenkonfig in Elektronen
Anordnung der El. in Atomhülle
Schreibweisen:
• Außen -> Höchstes Energieniveau
• Neben dem Symbol für die Bezeichnung der Elektronenorbitale (z.B. 1s) wird die Anzahl der el.
durch die Hochgestellte Zahl angegeben.
H(OZ : 1) : 1s1 ;He(OZ : 2) : 1s2 ; O(OZ : 1) : 1s2 2s2 2p4 ; P (OZ : 15) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 ; Ar(OZ :
18) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
• Paulinische Kästchenschreibweise:
– Unterniveaus durch Kästchen symbolisiert = Aufenthaltsräume Elektronen
– el Pfeile (Richtung Spin)
– jed Kästchen 2 el mit entgegengesetzten Spin
– Besetzung nach energetischen Gesichtspunkten (energiearm -> energiereich)
– jed Kästchen 1 el -> Ausfüllen
13
• IV. Periode, Höchst besetzt 4s oder 4p -> Hauptgruppe; 3d -> Nebengruppe, Ausnahme voll halb
besetzte Emergieniveaus -> Stabiler, ziehen el von 4s Cr, Cu
• Zu den in der Reihe der Elemente fortschreitenden Aufbau der Elektronenschalen steuern die HGE
s und p El., die NGE d El., die Lanthanoide und Actinoide f EL. bei.
2.8.9 Zusammenhang Atombau PSE
• Periode - Anzahl der Energieniveaus
• s, p Valenzelektronen -> HG
• s, d Valenzelektronen -> NG
• Kernladung -> Ordnungszahl
2.8.10 Mögliche Elektronenkonfigurationen/Oxidationszahlen
• 7 EN -> 7 Perioden
• s2 ; p6 -> 8HG; Gruppennummer = höchste OZ, s p Valenz El
• d1 0 -> 10NG, 3-8 anz s d Valenzelektronen, 1 2 Anzahl s val. e
• f 1 4 -> 14 Lanthanoide/Aktanode
• beim erreichen der maximalen und minimalen OZ, HG -> Energie Arm -> Stabil, häufigste OZ,
dazwischen weitere real. Stabile OZ zust Optimum: 8
• HG: Lehre Niveaus Stabil (siehe Hefte Chlor)
2.8.11 OZ Nebengruppe
• NUR d s Valenzel. für chemische eig. von Bedeutung -> am höchsten, dicht beieinander
• nur höchste OZ
• mehr OZ, unterschiedlichere, z.B Mn 1 .. 7
• Chemie Reckt. -> Wechsel OZ da d energieuntersch.
• Anstreben Stabile Edelgaskonfig
• BSP Hefte
2.8.12 Redoxreaktionen der NGE
• Hochofen
• Alominothermisches Schweißen
• Kupfergew.
• Herstellung von Wasserstoff im Labor
• Redoyreakt. = Reakt mit O2 überg.
2.8.13 Reakt. von Zink im HCl
• Redox = Änderung der OZ
• ox = OZ größer
• Red = OZ Fällt
• elektr... Übergang
• OM: Stoff, Elektronen aufnehmen kann, Edlektronenakzeptor, OZ kleiner, Reduziert
• RM: Stoff, Elektronen Abgabe, Elektronendonatoren, OZ größer, Oxidiert
14
2.8.14 Mg + Schwefelsäure, Redoxreaktionen
• Wärmeentwicklung Exotherm -> Exo, Gasentwicklung -> Nachweis H2 -> misslungen Knallgas
• Magnesium aufgelöst -> Magnesium Sulfat
• Oxidation: M g ⇀
↽ M g 2+ + 2e−
• Reduktion: 2H + + 2e− ⇀
↽ H2
• Redoxpaare: M g | M g 2+ ; 2H + | H2
,→ wie verändern sich RM/OM bei Redoxreaktionen
– OM nimmt Elektronen auf und wir zum RM
– RM gibt Elektronen auf und wird zum OM
– OM und RM Bilden eine Einheit in Form der Korrespondierenden Redoxpaare, da RM und
OM ineinander übergehen.
⇀ OM + n ∗ e−
– RM ↽
2.8.15 RM Metalle
• Experiment -> Eisen
– Kumpferrsulfat + Eisennadel
– CuSo4 ⇀
↽ Cu2+ + SO42− , F E
– Beobachtung
* Dunkle Färbung Nagel -> Kupfer
* Lösung
* Gasbildung
Korr. RP
Cu|Cu2+
– Reaktion
F e|F e2+
Gesamt
Teilreaktion
Cu2+ + 2e− ⇀
↽ Cu
2+
Fe ⇀
F
e
+
2e−
↽
2+
F e + Cu → F e2+ + Cu
• Experiment -> Zink
– Eisenchlorid + Zinkpulver
⇀ F e3+ + 3Cl− , Zn
– F eCl3 ↽
– Beobachtung
* gelb braun -> heller
Korr. RP
Zn|Zn2+
– Reaktion
F e3+ |F e2+
Gesamt
Teilreaktion
Zn ⇀
↽ Zn2+ + 2e−
2F e3+ + 2e− ⇀
↽ 2F e2+
Zn + 2F e3+ → 2F e2+ + Zn2+
• Experiment -> Kaliumjodid
– Eisenchlorid + Kaliumjodid
* Mischfarbe
* + Stärke Nachweis Jod
Korr. RP
J2 |2J −
– Reaktion
F e3+ |F e2+
Gesamt
Teilreaktion
2J − ⇀
↽ J2 + 2e−
3+
2F e + 2e− ⇀
↽ 2F e2+
−
3+
2J + 2F e → 2F e2+ + J2
• Experiment -> Eisensulfat H2 SO4 , H2 O2
– Eisenchlorid + Kaliumchlorid
15
* Mischfarbe
* + Stärke Nachweis Jod
Korr. RP
J2 |2J −
– Reaktion
F e3+ |F e2+
Gesamt
Teilreaktion
2J − ⇀
↽ J2 + 2e−
3+
2F e + 2e− ⇀
↽ 2F e2+
−
3+
2J + 2F e → 2F e2+ + J2
2.8.16 Mangan
• Mn: 25; Pauli in Hefter
• OZ +1->+7
– +7 Violett
– +2 Rosa Farblos
– +4 Grau Scharz
– +1 +5 Instabil
– Eisen III braun
• Thermische Zersetzung von Kaliumpermanganat
– 1g Festsubstanz erhitzen -> Gas mit Holzspan prüfen
– 2KM nO4 (+7) −→ KM nO4 (+6) + M nO2 (+4) + O2
– Verfärbung: Violet->Braun->Farblos
• Mangan im sauren Milieu, stark verdünnte Kaliumpermanganatlöung + frische F e2+
– KM nO− > M n2+
– violett -> rosa/farblos
– F e2+ − > F e3+ hellgrün -> gelbbraun
16
2.8.17 NGE
Element
Sc21
Vorkommen
kommt nicht Elementar vor, seltene Mineralien
T i22
in Erdkruste als Oxid, 0,565
Prozent an 9. Stelle der Elementhäufigkeit, Meteoriten
Co27
seltenes Element mit einer Häufigkeit in der Erdkruste von ca.
0,004 Prozent, 30. Stelle, Elementar nur Meteoriten/Erdkern
P b24
Blei kommt in der Erdkruste mit
einem Gehalt von etwa 0,0018
Prozent vor[15] und tritt nur selten gediegen auf; 67 Millionen
Tonnen; Mond
Cd48
Anteil an der Erdkruste beträgt
nur ca. 3∗10−5 Prozent, Gewinn
als Nebenprodukt der Zinkverhüttung
Natur nur sehr selten in gediegener Form, Größtenteils wird
Chrom daher nur in gebundener Form vor allem als Mineral
Chromit (Chromeisenstein) FeCr2O4 mit einem Chromanteil
von etwa 46 Prozent im Tagebau oder in geringer Tiefe abgebaut.
Cr24
Verwendung
Hochleistungshochdruck
quecksilberdampflampen, Legierungen sehr robust/beanspruchbar, in magnetischen Speichern -> Erhöhung
der
Ummagnetisierungsgeschwindigkeit
Mikroregierungsbestandteil
für Stahl, Korrosionsschutz,
Anwendungen in Seewasser
und chloridhaltigen Medien ->
Schiffshauben,
Meerwasser
Entsalzungsanlage, Fahrradrahmen, Schrauben, Implantate
Pigment,
Hitzefeste
Farben, blaues Glas, Erhöhung
der Verschleiß- und Warmfestigkeit,
Bindephase
in
Hartmetall-Sinterwerkstoffen
und
Diamantwerkzeugen,
Lithium-Cobalt-Dioxid (LiCoO2)
in Batterien
Strahlenschutz,
Metall/Legierung
(Korrosionsbeständig), Akkus, Gewicht,
Metallbauteile, Projektile, Gewichte, Bleiglas, Treibstoff,
Toxisch: -> aus Luft/Wasser
Krebserregend, Bleiablagerung
im Körper -> Vergiftung
in Haushaltsanwendungen Verboten, Korrosionsschutz, Akkumulatoren, Halbleiter, Glas Färben, hoch toxisch
Legierungen Korrosion hitzebeständig, Verchromt, leicht Toxisch, Chrom IV Verbindungen
-> Krebserregung
2.8.18 Sauerstof
•
2.8.19 Metall
• 3Cu + 2HN O3 3CuO + 2N O + H2 O + Gemisch Nitroser Gase
2.8.20 Redoxreihe der Metalle
• BEW EXP. REIHENFOLGER DER ANGEGEBENNEN METLLE IN DER REDOXREIHE
17
• Geräte:
– Reagenzgläser
– RGS
– Becherglas
– Spatel
• Geräte:
– Cu;Fe;Zn;Ag
– Eisen(II)sulfatlsg
– Kupfer II Sulfatlsg
– Zinksulfatls
– Silbernitratlsg
• Anordnung der Metalle in der Redoxreihe erfolgt, jeweils jeweils nachihrem Ox. vermögen (lsgbestreben), ELektronen Abgeben, reakt Metalle MEtallsalzlsg / Ionen
• Zn Fe Cu Ag
• Unedles Metall in Slazlsg -> Löst edles Metall aus Bindung
• F e + Cu2+ → F e2+ + Cu F e + 2Ag 2+ → F e2+ , Weiteres siehe Hefter
X|X|X|X|X
Fe
Cu
Zn
Ag
F eSO4
J
CuSO4
J, Rotbraun
J
ZnSO4
AgN O3
J, Silber
J
J
-
3 Elektrochemie
• Anwendung:
– Energiespeicherung
– Galvanisierung
– Elektrolyse
– Brennstoffzellen
18
3.1 Arten von Leitern
Art
Beispiel
Metallische Leiter
Kupfer, Magnesium, Legierungen
Halbleiter
Silizium, ZnO, Gallium Arsenid
Elektrolytische Leiter
Salze -> auch in festen Zustand wenn Baufehler
Leitende Teilchen
freie Elektronen, e−
Elektronen e−
An/Kat-Ionen
3.2 Elektrolyte
Elektrolyte sind Stoffe die Ladungen durch wandernde Ionen Transportieren.
• Echte Elektrolyte:
– Ionensubstanzen die in Wasser durch Hydratisierung zu Ionen zerfallen.
– Salze
– N aCl → N a+ (aq.) + Cl− (aq.)
• potentielle Elektrolyte:
– Molekülsubstanzen mit mindestens polarer Atombindung welche in Wasser zu hydratisierten
Ionen zerfallen
– Säuren/Basen
– N H3 + H2 O → N H4+ + OH −
HA
• Salze Lösen Endo-/Exotherm: -> unterschiedlich starke Bindung/Ladungsunterschied, Gitterenergie
• Gem: -> Bilden Ladungsträger, Hydratisierte Ionen
• Untersch: Echte: freihe Ionen nur bei LSG in Wasser, aus Ionenkristallen KCl, endo Exotherm
Potentielle: Molekülsubstanzen, bilden erst in Wasser Ionen -> Hydratisiert, Säuren -> Exotherm
3.2.1 Starke/Schwache Elektrolyte
• stare ELektrolyte:
– Stoffe die in Wasser vollständig dissoziieren
– N aOH N aCl Ba(OH)2 HCl HN O3
• schwache ELektrolyte:
– Stoffe die in Wasser nur teilweise dissoziieren
– Es liegen Weiterhin Moleküle vor
– N H3 H2 CO3 CH3 COOH
3.2.2 Lösen von Pot el.
• H3 P O4 + H2 O → H2 P O4− + H3 O+ n
• H2 P O4− + H2 O → HP O42− + H3 O+
• HP O42− + H2 O → P O43− + H3 O+
19
3.3 Elektrodenkpotential
• Ausbildung eines Elektrodenkpotentials an der grenze Zwischen metallischer und elektrolytischer
Phasengrenze
1. Metallionen werden aus Metallphase in Elektrolytphase gezogen und Hydratisiert, Elektronen
verbleiben in Metallphase
2. Anlagerung von Hydratisierten Ionen an Phasengrenze -> Elektrochemische Doppelschicht
3. evtl. Rückreaktion der Ionen an der Phasengrenze
• M eM e+ + e−
• M e|M e+ , | - Phasengrenze
• Hin- und Rückreaktion laufen gleichzeitig ab -> Elektrochemisches Gleichgewicht
• Osmotischer Druck: Bestreben der hydr. Ionen in die Metallphase überzugehen.
• Lösungsdruck: Bestreben des Metalls in hydr. Lösung zu gehen.
• EP abhängig von:
– Metall
– Konzentration Elektrolyt in Lösung: umso höher umso höher SEP
– Temperatur: höher -> Metall gibt mehr Ionen ab
3.3.1 Standartelektrodenpotential SEP
• Elektrodenpotential nicht direkt Messbar (kein Fühler in Elektrolytphase)
• EP relativ messbar
• Standarttwasserstoffeletkrode: genprmt, festgelgtes Elektrodenpotential -> 0V
• alle SEP relativ zu SWE gemessen
3.3.2 Elektrochemische Spannungsreihe
• Zunehmendes SEP, zunehmend edler
• zunehmend stärkere OM, schwächwere RM
• Undedle zu Edle Metalle
• dient zur Abschätzung von Replikationen
• Elemente mit niedrigen SEP kännen Metalle mit höhrerm SEP aus eine MEtallsalzlsg. herausfällen
3.3.3 Galvanische Elemente
• Daniel Element:
– 1836 entwickelt
– erstes Galvanisches Element
– elektrochemische Spannungsquelle
+
– kombination 2 verschiedene Metall-Metallionenelektroden M e1 |M e+
1 M e2 |M e2
– Cu|Cu2+ + ZnZn2+
⊖
– ECu|Cu
2+ = +0.35V EZn|Z 2+ = −0.76V
– ∆E = U = 1.11V
• Reaktionen an den Elektroden - Zellreaktionen:
20
– Zink:
* Unedler: Anode - Elektronenüberfluss
* ZnZn2+ + 2e− Oxidation/RM
– Kupfer:
* Edler: Kathode - Elektronenmangels
* Cu2+ + 2e− Cu Reduktion/OM
– Cu2+ + ZnZn2+ + Cu
– nach Langen Betrieb: Zn dünner, Zink niedrig
– Bedeutung: Umwandlung Chem -> el. Energie -> Nutzung
– ein Zinkblech taucht in ein Zinksulfatlösung ein, Kupfer in Kupfersulfatls, Halbzellen durch
poröse Halbwand (Diaphragma) getrennt -> Verbindung -> Strom
3.3.4 Elektrochemische Spannungsreihe
• Ordnung der Metall|Metallionen in Reihenfolge ihrer Standartelektrodenkpotentiale
• Li K Ca Na MG Al Zn Cr Fe cd Ni Zn Pb Cu Ag Au
• Sep/Oxidierende Wirkung Steigt ->
• <- Reduzierende Wirkung fällt
• unedel -> Niedriges EP -> starke Fäigkeit Elektronen Abgeben -> RM
• edel -> hohes EP -> Elektronen aufnehmen -> OM
• dient zum Abschätzen von Redoxreaktionen -> gewinnung Energie
• durch Metalle mit niedrigen SEP (unedel) können Metalle mit hohen SEP (edel) aus ihren Metallzlösungen gefällt werden.
• Redoxreaktion an einer Phasengrenze zwischen Metall und Elektrolötlösung, bei der eine Ladungstrennung erfolgt.
21
3.3.5 Elektrochemische Reaktionen
Zn
CuSo4
Dunkelrot,
(hell)
Farblos
Zn
CuSo4
Dunkelrot,
(hell)
Farblos
Cu
ZnSo4
--
Fe
CuSo4
rötl. Belag, hellgrün
Cu
F eSo4
--
silberne Ablagerung,
Farblos (hell)
Ag
CuSO4
-Zn
H2 So4
Löst sich auf, Heftige
Gasentwicklung
Cz
H2 So4
Löst sich auf, Heftige
Gasentwicklung
Gewinnung Rückwewinnung Metall -> Zementation, Galvanisierung
Cu
AgN O3
3.3.6 Technische Anwendung
• Hist:
– 1836 Daniell Element
– 1850 Bleiakku (Startbatterie)
– 1866 Dynamo
– 1867 1. Batterie Zn C
• Galvanische Zellen:
• Primärelemente: Chem zu El. Enrgie, nicht wiederaufladbar
• Sekundärlemente: Akkumulatoren Sammler, wiederaufladbar
22
◦
EZn|Zn
= −0.76V
2+
◦
ECu|Cu
= +0.35V
2+
Zn ↔ Zn2+ + 2e− ->
Ox, Cu + 2e− ↔ Cu > Red, Zn + Cu2+ ↔
Zn2+ + Cu -> Zn fällt
Cu aus Lsg.
◦
EZn|Zn
= −0.76V
2+
◦
ECu|Cu
= +0.35V
2+
Zn ↔ Zn2+ + 2e− ->
Ox, Cu + 2e− ↔ Cu > Red, Zn + Cu2+ ↔
Zn2+ + Cu -> Zn fällt
Cu aus Lsg.
◦
= −0.76V
EZn|Zn
2+
◦
ECu|Cu
= +0.35V
2+
Cu ist edler, hat höheres SEP kann keine
Elektronen abgehen ->
Fällt Zn nicht aus
EF◦ e|F e2 + = −0.41V
◦
ECu|Cu
= +0.35V
2+
2+
F e ↔ F e + 2e− ->
Ox, Cu + 2e− ↔ Cu > Red, F e + Cu2+ ↔
F e2+ +Cu -> Fe fällt Cu
aus Lsg.
EF◦ e|F e2 + = −0.41V
◦
ECu|Cu
= +0.35V
2+
Cu ist edler, hat höheres SEP kann keine
Elektronen abgehen ->
Fällt Fe nicht aus
Cu fällt Ag aus Lsg.
3.3.7 Echem Korrosion
Zerstörende Einwirkung chemischer bzw. elektrochemischer Reaktion eines Metalls mit Stoffen der
Nachbarphase.
• Ausbildung von Lokalelementen: zwi kurzgeschl. Metalle Elektrolytlsg
3.3.8 Korrosionsschutz
• Passiv:
– Überzug und Beschichtung mit Zinkstaub Phosphat -> Metall, Platieren
– Kunstharze
– Kunstsoff
– Öle
– Lack
– Chrom
– anorg. Verb. Chromatieren Phostphatieren eloxieren
– ENtzug REaktionspartner
• Aktiv:
– Katyhodischer Korrosionsschutz
– Frematmom Anoden (Opferanode)
Erzwungene Reaktion welcher durch Spannung ausgelöst wir. Wirkung auf Schmelzern Elektrolytlsg.
Verwendet um best. Stoffe herzustellen. VErwendung zur Feinreinigung von Metallen. Elektrolytlsg Bestandteile Quantitativ bestimmt.
3.3.9 Blei Akkumulator
– lange Lebensdauer <-> geringe Energiedichte
– Temperaturabhängog, große
– Energiedichte
– Große Leistung
– Zuverlässigkeit
– Verfügbarkeit
– Wirtschaftlichkeit durch günstige Kosten
– Zellspannung 2V
• Verwendung:
– Starterbatterie
– Elektrofarzeuge (Gabelstapler)
• Aufbau:
– 2 Bleichelektroden in Schwefelsäure
• Zellreaktion (Entladen, Laden Invertiert!! ):
– Anode P b + SO42− −→ P bSO4 + 2e−
– Kathode: P bO2 + SO42− + 4H + + 2e− −→ P bSO4 + 2H2 O
– Gesammt: P b + P bO2 + 2H2 SO4 −→ P bSO4 + 2H2 O
23