Flashcards
VO Chemie I (Stoff)
Cards in this deck (69)
- 1Unterschied zwischen physkalischen und chemischen EigenschaftenPhysikalisch: Identität des Stoffes ändert sich nicht
Chemisch: Identität des Stoffes ändert sich - 2Unterschied extensive und intensive EigenschaftenExtensiv: abhängig von der Menge (z. B. Masse, Stoffmenge, Volumen, ...)
Intensiv: unabhängig von der Menge - 31. Postulat der Dalton'schen AtomtheorieElemente bestehen aus extrem kleinen Teilchen.
Atome eines Elements bestehen aus unterschiedlichen Atomsorten (Isotope), die sich in ihren Massen unterscheiden, aber fast idente chemische Eigenschaften haben. - 42. Postulat der Dalton'schen AtomtheorieBei chemischen Reaktionen werden Atome verbunden oder getrennt. Atome werden nie zerstört oder getrennt, Kein Atom kann in ein anderes Element umgewandelt werden (Ausnahme: Kernreaktionen).
- 53. Postulat der Dalton'schen AtomtheorieEine chemische Verbindung resultiert aus der Verknüpfung der Atome zweier oder mehrerer Elemente.
Eine Verbindung enthält immer die gleichen Atomsorten.
Diese Atomsorten sind in einem bestimmten Mengenverhältnis miteinander verknüpft. - 6drei Gesetze über die Zusammensetzung von Verbindungen (nach der Dalton'schen Atomtheorie)1. Gesetz der Erhaltung der Masse
2. Gesetz der konstanten Proportionen
3. Gesetz der multiplen Proportionen - 7OrdnungszahlZahl der Protonen im Kern
im neutralen Zustand auch Zahl der Elektronen - 8MassenzahlGesamtzahl der Nukleonen (Protonen und Neutronen), näherungsweise die Atommasse in u
- 9Isotopegleiche Ordnungszahl
unterschiedliche Massenzahl - 10Ionenelektrisch geladene Atome oder Atomgruppen
entstehen durch Aufnahme oder Abgabe eines Elektrons - 11AtommassenAtommasseneinheit u = 1/12 des C-12-Atoms
- 12Bohr'sches Modell IElektronen bewegen sich auf bestimmten Kreisbahnen/Energieniveaus. Sie liegen konzentrisch um den Atomkern.
- 13Bohr'sches Modell IIJeder Bahn kann eine bestimmte Energie zugeordnet werden. Auf der innersten Bahn befinden sich Elektronen im Grundzustand, mit der geringsten Energie.
- 14Bohr'sches Modell IIIEine Elektron kann durch Energiezufuhr auf größere Bahnen springen und damit einen höheren Energiezustand annehmen (=angeregter Zustand).
- 15Bohr'sches Modell IVAngeregte Zustände sind nicht stabil. Es kommt nach der Anregung wieder zu einem Übergang des Elektrons von einer energiereicheren auf eine energieärmere Bahn, wobei die Energiedifferenz als elektromagnetische Strahlung abgegeben wird.
- 16Grenzen des BohrmodellsBeschreibung der Spektren anderer Atome als H
Erklärung der Wellennatur der Elektronen - 17De-Broglie-Wellenlängeλ=h/mv
h ... Planck'sches Wirkungsquantum
m ... Masse des bewegten Objekts
v ... Geschwindigkeit des bewegten Objekts - 18Heisenberg’sche UnschärferelationΔx∙Δ(mv)≥h/4π
Δx ... Ortsunschärfe
Δ(mv) ... Impulsunschärfe - 19Particle-in-the-Box-ProblemEin Elektron befindet sich in einem eindimensionalen Kasten. Bedingung: Elektron ist eine stehende Welle (Kastenwände: Amplitude = 0).
Logische Konsequenz: nur ganzzahlige Vielfache von λ/2 sind möglich: n∙λ/2=d (d=Kastenlänge, n=ganze Zahl). - 20Wellenfunktion ψSie hat n-1 Knotenpunkte (ψ=0).
ψ^2 ist proportional zur Intensität bzw Ladungsdichte. Falls das Elektron als fliegendes Teilchen im Raum betrachtet wird, ergibt dessen räumliche Verteilung eine Art „Ladungswolke“. - 21Hauptquantenzahl nSie entspricht den Schalen im Bohr’schen Atommodell. n=1,2,3,4,…
Je größer n ist, desto weiter ist das e- vom Atomkern entfernt und desto höher ist seine Energie. - 22Nebenquantenzahl lArt der Unterschale
l= 0, 1, 2, ..., n-1 bzw. s, p, d, f
gibt Auskunft über Gestalt des Orbitals:
• s ist kugelförmig
• p ist hantelförmig
• d ist rosettenförmig - 23Magnetquantenzahl mgibt Auskunft über räumliche Orientierung
-l ≤ m ≤ +l - 24Spinquantenzahl sElektronen besitzen eine Eigenrotation (=Spin). Da eine Rotation nur in zwei Richtungen erfolgt, kann die Spinquantenzahl s nur zwei Werte annehmen: s=±1/2
Eine sich drehende Ladung verursacht ein magnetisches Feld. Ist der Spin zweier Elektronen entgegengesetzt gerichtet, heben die beiden Magnetfelder einander auf. - 251s-Orbital 2s-Orbital 3s-Orbitalbeide kugelsymmetrisch
2s: zwei Bereiche mit höhere Elektronendichte
Aufenthaltswahrscheinlichkeit weiter nach außen verlagert (2. "Bohrschale")
zwischen den beiden Bereichen: kugelförmige Knotenfläche
3s: Ladung noch weiter außen
zwei Knotenflächen - 26p-Orbitalehantelförmig
drei entartete Orbitale, jeweils rotationssymmetrisch bzgl. einer Koordinatenachse
ebene Knotenfläche - 27d-Orbitalerosettenförmig
zwei Knotenebenen - 28PauliprinzipKeine zwei e- dürfen in allen Quantenzahlen übereinstimmen. Falls n, l und m von zwei Elektronen ident sind, müssen sie unterschiedlichen Spin besitzen.
- 29Hund-RegelDie Elektronen werden so auf entartete Orbitale verteilt, dass die maximale Zahl von ungepaarten Elektronen mit parallelem Spin vorliegt.
- 30OrbitalbesetzungDie Verteilung der Elektronen erfolgt nach steigender Hauptquantenzahl n und innerhalb einer Schale mit steigender Nebenquantenzahl l. Ab Ordnungszahl 18 (Kalium) treten Abweichungen von dieser Regelmäßigkeit auf.
- 31Atom-/Ionenradien innerhalb einer Periode nehmen von links nach rechts ...?... ab, da die Kernladung steigt und die Anzahl der Elektronen konstant bleibt.
- 32Atom-/Ionenradien innerhalb einer Gruppe nehmen ...?... wegen der wachsenden Zahl der Elektronen zu.
- 33relative MolekülmasseSumme der relativen Massen aller Atome, die ein Molekül beinhaltet
- 34Ion Kation - AnionIon: Atom/Molekül, das eine Ladung trägt
Kation: positiv geladen
Anion: negativ geladen - 35AtomaggregateKristalle, die nicht aus Ionen aufgebaut sind
- 36Diamantnur aus C-Atomen aufgebaut
tetraedisch durch kovalente Bindungen miteinander verknüpft
Anzahl der Atome hängt von Kristallgröße ab
Formel: C - 37GraphitAufbau in Schichten
nur C-Atome einer Schicht sind über kovalente Bindungen miteinander verknüpft
zwischen Schichten: Van-der-Waals-Kräfte
Formel: C - 38Definition: MolDie Stoffmenge, die aus so viele Teilchen besteht, wie in 12 g von C-12 enthalten sind.
- 39Stoffmenge n(x)n(x) = m(x)/M(x)
Masse durch molare Masse - 40Ausbeute bei chemischen Reaktionen 4 Ursachen für geringe Produktmengeparallel ablaufende Nebenreeaktionen
Reaktanden reagieren nur zum Teil
gewünschtes Produkt wird in Folgereaktionen wieder verbraucht
verunreinigte Edukte - 41Konzentration einer LösungMenge des gelösten Stoffes pro Menge Lösung
- 421. Hauptsatz der ThermodynamikEnergie kann von einer Form in eine andere umgewandelt, aber nie erzeugt oder vernichtet werden.
- 43ReaktionsenergieDifferenz der inneren Energien der Produkte und Edukte ΔU
- 44Die innere Energie setzt sich zusammen aus ...... einem thermischen Anteil (kinetische Energie): Translations-, Rotations- und Vibrationsenergie.
... einem chemischen/kernphysischen Anteil (potentielle Energie): Bindungsstärke, Energie der (nicht) angeregten Elektronen und Kernkräfte. - 45Q > 0 W > 0 ΔU > 0Q > 0 Das System nimmt Wärme auf.
W > 0 Das System nimmt Arbeit auf.
ΔU > 0 Die innere Energie des Systems nimmt zu. - 46Änderung der Enthalpie ΔHWärme, die das System bei konstantem Druck aufnimmt oder abgibt
- 47ΔH < 0Wärme wird abgegeben
(Exotherme Reaktion) - 48Bildungsenthalpiebesitzt gleichen Betrag wie Dissoziationsenthalpie
- 49Mit Dissoziationsenthalpien lassen sich die Reaktionsenthalpien berechnen.Es werden alle Bindungen der Edukte gelöst und die Dissoziationsenthalpien positiv eingesetzt, dann werden die Bindungen der Produkte zusammengefügt und die Dissoziationsenthalpien negativ eingesetzt.
- 50IonenbindungÜbertragung von Elektronen von einem Atom auf ein anderes
treibende Kraft: Edelgaskonfiguration
entgegengesetzt geladene Ionen werden durch elektrostatische Anziehungskraft zusammengehalten. - 51kovalente BindungAtome teilen sich gemeinsame Elektronen und bilden Moleküle
treibende Kraft: Edelgaskonfiguration - 52Koordinative- oder dative BindungVariante der kovalenten Bindung, bei der das bindende Elektronenpaar von einem Partner stammt.
- 53metallische BindungAtome sind zusammengefügt und geben ihre Außenelektronen ab, die ein Elektronengas bilden. Die positiven Metallionen werden durch das negative Elektronengas zusammengehalten.
- 54Innerhalb einer Hauptgruppe nimmt der Kovalenzradius mit zunehmender Elektronenzahl......zu.
- 55Innerhalb einer Periode nimmt der Kovalenzradius von links nach rechts......ab.
- 56(erste) InisierungsenergieEnergie, die aufgeewendet werden muss, um einem Atom im Grundzustand das am schwächsten gebundene Elektron zu entreißen
- 57ElektronenaffinitätEnthalpie, die umgesetzt wird, wenn ein Atom im Gaszustand ein Elektron aufnimmt
- 58ElektronegativitätMaß für die Fähigkeit eines Atoms, die bindenden Elektronen in einem Molekül an sich zu ziehen
- 59Überlappung von zwei s-Orbitalenσ-Bindung
Zwei H-Atome nähern sich. Ihre beiden 1s-Elektronen paaren sich und bilden dabei ein Orbital, das sich über beide Kerne erstreckt. - 60Überlappung von s- mit p-Orbital (zB Halogenwasserstoff HF)F: 1s² 2s² 2px² 2py² 2pz1, also steht ein p-Orbital mit einem e– für ein Molekülorbitals zu Verfügung
Überlappung des 1s- mit 2pz-Orbital resultiert in einer σ-Bindung, allerdings mit etwas komplexerer Form (Knotenebene des p-Orbitals bleibt erhalten). - 61Überlappung von zwei p-Orbitalen (Beispiel N_2)1s² 2s² 2px1 2py1 2pz1
Eine „Kopf-an-Kopf“-Überlappung ist nur zwischen den pz-Orbitalen der N-Atome möglich, es bildet sich ein σ-(2p)-Orbital.
Die anderen beiden p-Orbitale (px, py), stehen senkrecht zur Verbindungsachse, sie können nur seitlich überlappen und bilden dabei je eine π-Bindung. - 62Allgemein gilt für Doppel- bzw DreifachbindungenDoppelbindung: 1 σ- und 1 π-Bindung
Dreifachbindung: 1 σ- und 2 π-Bindungen - 63Hybridisierung bietet Erklärung für Molekülstrukturen, die der Elektronenkonfiguration nach nicht möglich sind zB Struktur von Methan (1)C: 1s² 2s² 2px1 2py1
Eigentlich sollten nur zwei kovalente Bindungen möglich sein
Lösung: Transfer eines Elektrons von 2s- in unbesetztes 2pz Orbital - 64Hybridisierung bietet Erklärung für Molekülstrukturen, die der Elektronenkonfiguration nach nicht möglich sind zB Struktur von Methan (2)2. Es sollten sich vier gleichwertige Bindungen bilden (jeweils im Winkel von 109,47°). Es liegen aber ein 2s1 und drei einfach besetzte 2p-Orbitale vor, und p-Orbitale bilden zueinander einen 90° Winkel.
Lösung durch mathematische Umformung des 2s- und der 2p-Orbitale, sodass sich vier gleichartige Orbitale ergeben, sog. sp3-Hybridorbitale - 65Molekülgeometrie zwei Elektronenpaarelinear
- 66Molekülgeometrie drei Elektronenpaaretrigonal (dreieckig) planar
- 67Molekülgeometrie vier Elektronenpaaretetraedische Anordnung, Bindungswinkel: 109,47°
drei bindende, ein nicht bindendes Paar: trigonal-pyramidal, 107,3°
zwei bindende, zwei nicht bindende Paare: V-förmig, 104,5° - 68Molekülgeometrie fünf Elektronenpaaretrigonale Bipyramide
nicht bindende Elektronenpaare nehmen äquatoriale Position ein
ein nicht bindendes Paar: tetraedisch verzerrt
zwei nicht bindende Paare: T-förmig
drei nicht bindende Paare: linear - 69Formel DruckKraft pro Fläche
p = F/A
1 Pa = 1 N / 1 m^2
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- Stoff zur Prüfung der VO Chemie I (Uni Salzburg)
- Created by
- Aaron Welther
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