Chemie Winkler

Chemie ZHAW Dozent: Winkler

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Annika Herzog

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Annika Herzog

Über diese Lernkartei

Diese Lernkarten bieten eine umfassende Übersicht über die Grundlagen der Atom- und Quantentheorie, insbesondere für Studierende der Chemie. Sie behandeln Themen wie Elektronenkonfigurationen, Orbitale, Quantenzahlen, und die Eigenschaften von Metallen, Nichtmetallen und Halbmetallen. Die Karteikarten erklären auch wichtige Prinzipien wie das Pauli-Prinzip, die Hundsche Regel und die Eigenschaften von stehenden Wellen. Ideal für Studierende, die ein tiefes Verständnis der chemischen Bindungen und elektronischen Strukturen erlangen möchten.

Karten

Lernende

Sprache

Deutsch

Kategorie

Chemie

Stufe

Universität

Erstellt / Aktualisiert

11.06.2015 / 14.01.2019

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Ca2+

Zinkion

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Eisen(III)?ion

Fe3+

Fluorid

F ?

Chlorid

Cl?

Bromid

Br?

Iodid

I-

Cyanid

CN?

Hydroxid

OH?

Nitrat

NO3 ?

Oxid

O 2?

Sulfid

S 2-

Carbonat

CO3 2-

Sulfat

SO4 2-

Phosphat

PO4 3-

konstruktive Interferenz

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Dann wird die resultierende Welle eine höhere Amplitude haben als die Ausgangswellen.

destruktive Interferenz

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die resultierende Welle wird eine geringere Amplitude haben als die Ausgangswellen, im Extremfall wird die resultierende Welle gelöscht.

Stehende Welle (Bäuche)

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Bei einer stehenden Welle gibt es Wellenbäuche und Wellenknoten, die immer an derselben Stelle auftreten. Z.B. Saite

Grundsatz Orbitaltheorie

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Das Elektron wird als stehende Welle betrachtet und nicht mehr als Teilchen. Das Atom selbst ist ein unendlich ausgedehnter Kasten, in dem das Elektron schwingt. Im Atom kann sich ein Elektron im Zustand der Grundschwingung befinden, oder im Zustand der Oberschwingung.

Hauptquantenzahl n

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n entspricht der Schale des Bohr’schen Atommodells und sagt aus, wie weit ein Elektron im Mittel vom Atomkern entfernt ist. n n= 1, 2,3…

Nebenquantenzahl I

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Die Anzahl der Unterschalen ist gleich n mit n = 1, 2, 3,…D.h. für den Zustand n = 2 (Zweite Bohr‘sche Schale) gibt es n=2 Unterschalen. Welcher Art diese Unterschalen sind, wird von der Quantenzahl l bestimmt. Mögliche erlaubte Werte für l sind: l = 0, …(n-1). Dabei bedeutet l = 0 die Grundschwingung, l = 1 die 1.Oberschwingung usw. Für die Schale n = 2 gibt es als mögliche Zustände der Elektronen die Grundschwingung (l = 0) und die 1. Oberschwingung (l =1)

Atomorbitale

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Atomorbitale sind Aufenthaltswahrscheinlichkeitsräume der Elektronen und werden mathematisch als Funktionen einer stehenden Welle beschrieben.

Orbitale

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Das energieärmste Niveau eines Elektrons des Wasserstoffatoms ist ein kugelsymmetrisches Orbital mit der Quantenzahl n = 1||Die Radiale Aufenthaltswahrscheinlichkeit 4?r 2 ?2 nimmt jedoch mit wachsender Entfernung vom Kern ab

Elektronenkonfiguration

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Die Verteilung der Elektronen auf die verschiedenen Orbitale eines Atoms

elektrokofig. Grundzustand

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Die Gesamtenergie aller besetzten Orbitale muss möglichst gering sein.

Pauli-Prinzip

Das Pauli Prinzip besagt, dass bei zwei Elektronen in einem Atom nicht alle vier Quantenzahlen n, l, ml und ms die gleichen Werte haben können. -->ms = +½ und ms = -½ zuweisen

Hundsche Regel

Bei entarteten (energiegleichen) Orbitalen wird die niedrigste Gesamtenergie dann erreicht, wenn die Anzahl der Elektronen mit gleichem Spin maximal ist. D. h. Energiegleiche Orbitale werden zunächst einfach besetzt. Mit diesen Regeln kann man nun Elektronen in das oben erwähnte Schema (Abbildung 40) einfüllen. Dies macht man meist graphisch. Jedes Elektron wird durch einen Halbpfeil mit der Spitze nach oben (spin = + ½) oder nach unten (spin = -½) symbolisiert und in das Kästchen geschrieben.

Ion

Teilchen mit elektrischer Ladung

Eigenschaften Metalle

Elektrische Leitfähigkeit (nimmt mit steigender Temperatur ab) ? Duktilität (Verformbarkeit) ? Hohe Wärmeleitfähigkeit ? Metallischer Glanz ? Niedrige Werte von Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität. ? Metallischer Charakter nimmt innerhalb der Gruppe von oben nach unten und innerhalb der Periode von rechts nach links zu. ? Metalle haben wenig Valenzelektronen Tendenz zur Elektronenabgabe. ? d-Metalle

Eigenschaften Nichtmetalle

Hohe Werte von Ionisierungsenergie und Elektronenaffinitäten. ? Relativ viele Valenzelektronen, die stark gebunden sind. ? Tendenz durch Elektronenaufnahme die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Am stärksten ausgeprägt bei Fluor.

Kennzeichen Halbmetalle

Elektrische Leitfähigkeit: Diese ist bei Raumtemperatur oft klein, nimmt mit steigender Temperatur aber zu (Halbleiter) ? Die äusserste Elektronenschale ist mit 3 - 6 Elektronen besetzt und kann sowohl Elektronen abgeben wie aufnehmen. ? Metametalle zeigen hauptsächlich metallischen Charakter, können aber auch halbmetallische Charakterzüge aufweisen.

Wasserstoffion

H+

Lithiumion

Li+

Natriumion

Na+

Kaliumion

K+

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Sulfat

SO4 2-

Phosphat

PO4 3-

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