3) Aufbau der Materie

Mary Wonderland
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-Metalle -Grundaufbau Atome (Quantenzahlen, ...) -Welle-Teilchen-Dualismus -PSE (Übergangsmetalle, ...) -Atomare Bindungen

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Question Answer
Aus was besteht Materie (Werkstoff)? Atomen
Metalle (Eigenschaften; 3 Stk.) -Hohe elektr. Leitfähigkeit, nimmt bei steigender Temperatur ab -Gute Wärmeleitfähigkeit -Plastizität und Festigkeit
Halbmetalle (Eigenschaften 2 Stk.) -Kein eindeutiger Metall- oder Nichtmetallcharakter -Elektrische Leitfähigkeit nimmt mit steig. Temp. ZU
Nichtmetalle (Eigenschaften 2 Stk.) -Elektrische Isolatoren -Bei RT oft gasförmig oder flüssig
Grundaufbau Atome: -Woraus besteht der Atomkern? Protonen + Neutronen = Nukleonen
Wie ist das Verhältnis von Anzahl Elektronen zu Anzahl Protonen? Die Anzahl ist gleich>Sorgt für elektrische Neutralität
Orbitalmodell (Def. 2 Stk) -Diffuse Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons -Atom als Wellenfunktion (Bezug auf Heisenbergsche Unschärferelation)
Welle-Teilchen-Dualismus (Def.) Objekt-Eigenschaften von klassischen Wellen und klassische-Teilchen gleichzeitig!
Klassische Wellen (Eigenschaften) -räumliche Verschiebung durch Influenz -Überlagerung von Wellen -Können gleichzeitig an verschiedenen Stellen mit verschiedener Stärke wirken
Klassisches Teilchen (Eigenschaften) -Kann nur AN EINEM ORT anwesend sein -Wirkt nur dort mit seiner gesamten Energie, Ladung, ...
Quantenzahlen/Orbitale (4 Stk) -Hauptquantenzahl n -Nebenquantenzahl l -Magnetquantenzahl m -Spintquantenzahl s
Hauptquantenzahl n n= 1, 2, 3 beschreibt die Schale zu der das Orbital gehört -max. Anzahl Elektronen pro Schale = 2n²
Nebenquantenzahl l l = 0, 1, 2, 3, ...<n (n-1) Kennzeichnet Form des Orbitals
Magnetquantenzahl m m= -l-(l+1), 0, ..., +(l+1)+l Beschreibt die räuml. Ausrichtung des Orbitals zu einem äußeren Magnetfeld
Spintquantenzahl s s= -1/2; +1/2 Berücksichtigt den Einfluss der Eigenrotation der Elektronen
Schalen Atom -K:max. 2 Elektronen nächste Reihe im PSE -L: max. 8 Elektronen nächste Reihe im PSE M: max. 8 Elektronen... N,..., Q
Formel Bahnumfang und Wellenlänge 2πr= n*λ
Besetzungsreihenfolge Schalen 275px-Klechkovski_rule.svg.png (image/png)
Orbitale (Namen) „sharp“ (s), „principal“ (p), „diffuse“ (d) und „fundamental“ (f).
Äußere Schale Namen Valenzschale
Pauli-Prinzip In einem Atom dürfen keine 2 Elektronen hinsichtlich ihrer vier Quantenzahlen übereinstimmen
PSE: Odrnungszahl/Kernladungszahl Z? Anzahl der Elektronen= Anzahl Protonen
Perioden (PSE) waagerechte Spalten= Anzahl der Schalen
Gruppen (PSE) senktrechte Spalten= Anzahl Valenzelektronen
Valenzelektronen (5 Stk.+2 Eigenschaften allgemein) -Alkalimetalle(1/8) -Erdalkalimetalle (2/8) -Chalkogene (6/8) -Halogene (7/8) -Edelgase (8/8) >Streben nach Edelgaskonfiguration >Atome mit selben Valenzelektronen = ähnliche Eigenschaften
Was passiert in höheren Perioden? Systematik des Aufbaus wird unterbrochen; niedrigere Schale wird bis auf 10 Elektronen aufgestockt
Wenn nun jedes Hauptenergieniveau 2n² Elektronenzustände erlaubt, wieso sind dann auch in den höheren Perioden nur max. 8 Valenzelektronen möglich? Streben nach niedrigesten Energieniveau (Edelgaskonfig.); Streben nach höheren Schale!
Warum steht Helium in der 8. Hauptgruppe? Weil es ein Edelgas ist, zwar nicht 8/8 Valenzelektronen, dafür aber 2/2 (äußere Schale)
In welcher Hauptgruppe steht Wasserstoff und warum? 1. HG: Alkalimetall; (1/2) besetzt
ATOMARE BINDUNGEN: 1) chem. Bindung (primär Bindungen) 3 Stk. Ionenbindung Kovalente Bindung Metallische Bindung
2) Physikalische Bindungen (sekundär Bindungen)2 Stk. Wasserstoffbrückenbindung Van-der-Waals-Wechselwirkungen
Primärbindungen (Ursache) Streben nach dem energetisch günstigsten Zustand (Edelgaskonfiguration)
Sekundärbindung (Ursache) Die Bindung resultiert aus elektrostatischen Anziehungskräften zwischen Atomen bzw Molekülen mit sog. Dipolen (Ladungsschwerpunkten)
Wie entstehen Ionenbindungen+Gitterstruktur +Bsp.? Entsteht zwischen zwei Atomen mit stark unterschiedlichen Elektronegativitäten durch Elektronenübergang
Erklären Sie Elektronenübergang Atom mit geringeren Eleketronegativität gibt ein oder mehrere Elektronen an das elektronegativere Atom ab >Kationen/Anionen entstehen
Ionenbindung (Eigenschaften (4 Stk)+Bsp.) Hoher Schmelzpunkt; hart, spröde; Nichtleiter >HÖCHSTE BINDUNGSKRAFT von den Primärbindungen -Bsp: Salze
Ion (Def./2 Arten) Kationen: + (Elektronenmangel) Anionen: - (Elektronenüberschuss)
Kovalente Bindung/Elektronenpaarbindung (Entstehung) Entsteht durch die gemeinsame Nutzung von Elektronenpaaren, um die Edelgaskonfig. zu erreichen
Kovalente Bindungen (Eigenschaften (2 Stk.)+Bsp.) -Moleküle: permanente Dipole; elektr. Neutral -Nicht- oder Halbleiter -Kann zu Polaritäten führen Bsp.: Wasser
Metallische Bindungen (Entstehung) Entsteht zwischen Metallatomen im Festkörper: Valenzelektronen lösen sich; bilden als frei bewegliche Elektronen das Elektronengas -METALLGITTER entstehen>Streben nach dichtester Atomarer Packung -Grund für gute Duktilität von Metallen
Metallische Bindungen (Eigenschaften) -Grund für gute Duktilität von Metallen -Bildung ist UNGERICHTET und ohne Ladungsschwerpunkt
Wasserstoffbrückenbindung (Entstehung) Polare Wechselwirkung zwischen positivem H-Atom und einem freien Elektronenpaar
Wasserstoffbrückenbindung (Eigenschaften) 3 Stk.+ Bsp. -Hoher Siedepunkt -Zusammenhalt Moleküle -Bsp.: Kohlenhydrate
Van-der-Waals-Bindungen (Entstehung) Dipol-Dipol-Kräfte -Treten bei allen Arten von Atomen, Molekülen und Ionen auf
Van-der-Waals-Bindung (Eigenschaften) 3 Stk.+Bsp. -Schwache Kräfte entstehen -Ständige Änderung des Ladungsschwerpunktes -Ursache für Aggregatzustandsänderung Bsp.: Nur bei geringen Temp. vorkommende Edelgaskristalle
Was bestimmt die jeweilige Bindung? 2 Stk. Die Gitterstruktur und das Verformungsverhalten
Welche Atomare Bindung gehen Wasserstoff und Chlor ein? Kovalente Bindung: Chlorwasserstoffgas
Ab welvher Elektronegativitätsdifferenz spricht man von einer Ionenbindung? EN ca. 1,4
Welche Bindung gehen Magnesium und Sauerstoff ein? Ionenbindung
Edelgaskonfiguration von Eisen Unbenannt.png (image/png)
Zu beachten, bei der Edelgaskonfiguration...(3) 1.) Auf jedem Niveau haben nur 2 Elektronen Platz (angegeben mit normaler und umgedrehter 1) 2) 4s wird vor 3d besetzt, obwohl höhere Schale 3)l=0 bis n-1!
Warum gehen Atome interatomare Bindungen ein? Atome mächten Edelgaskonfiguration erreichen, dies gelingt meistens durch Abgabe von Valenzelektronen zusammen mit Bindungen