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UFO-PVK-Skript_Chemie-AC.tex 79.6 KB
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\input{latex-include/preamble.tex}
\input{latex-include/chemicalMacros.tex}
\input{latex-include/lstsetup.tex}

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%\usepackage{l3kernel}
%\usepackage{l3packages}
\usepackage{tikzorbital}
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\usepackage{ulem}
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\usepackage{array}
\usepackage{tabularx}
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\cmt{
 TODO
  - Lewis
  - Komplexe
  - MO
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	- reaktionen, ausgedeutscht
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 }
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% left-aligned exercise title
\renewcommand{\ExerciseHeader}{\textbf{\large\ExerciseName\ \ExerciseHeaderNB\ExerciseHeaderTitle\ExerciseHeaderOrigin}\par\medskip}
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\renewcommand{\AnswerHeader}{\medskip\textbf{Answer of \ExerciseName\ \ExerciseHeaderNB\ExerciseHeaderTitle}\par\smallskip}
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% there is a bug in the exercise package which prints a 't' in the tableofexample. this fixes that.
\makeatletter
\renewcommand{\@@@ExeEnv}{%
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    \pagebreak[1]\vskip\ExerciseSkipBefore
    \@QuestionLevel1
    \refstepExecounter
    \begingroup\@getExerciseInfo\ExerciseHeader
    \addcontentsline{\ext@exercise}{\toc@exercise}{\ExerciseName\
        \theExercise:\ \expandafter{\ExerciseTitle}\hspace{.66em}}
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    \endgroup\AtBeginExercise}
\makeatother
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\setchemfig{cram width=0.5ex}
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%change title
\title{Chemie II PVK Skript \\
        \large Teil Anorganische Chemie, Atombau und Bindung}



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\date{Version: \today}
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\author{Alexander Schoch, \href{mailto:schochal@student.ethz.ch}{schochal@student.ethz.ch} \\  Asbjoern Rasmussen, \href{mailto:rasmussa@student.ethz.ch}{rasmussa@student.ethz.ch}}
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\begin{document}
\pagenumbering{gobble} 

\maketitle

\thispagestyle{fancy}
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%\vspace*{-1.3cm}\begin{center} \large \setstretch{1.1} 
%Asbjoern Rasmussen, Alexander Schoch\\
%\vspace*{0.3cm}
%\href{mailto:rasmussa@student.ethz.ch}{\textit{rasmussa@student.ethz.ch}}, \href{mailto:schochal@student.ethz.ch}{\textit{schochal@student.ethz.ch}}
%\end{center}
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\tableofcontents
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\listofexercises
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  \vspace*{1.2cm} \noindent \textbf{Disclaimer:} %really change this word m8
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 Dieses Skript und alle weiteren Unterlagen von diesem Pr\"ufungs Vorbereitungs Kurs sind keine offiziellen Unterlagen und haben keinen Anspruch auf Richtigkeit oder Vollst\"andigkeit.\par\bigskip

Dieses Dokument und alle zugehörigen Unterlagen sind auf \url{https://gitlab.ethz.ch/schochal/ufo-pvk-chemie-ac.git} verfügbar. Kritik ist jederzeit willkommen (mittels \enquote{Issues}).
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\vspace*{\fill} \begin{flushleft}

%%%%%%%%%%%   DATE   %%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%

Z\"urich, 8 April 2020
%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%
%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%

\end{flushleft}
\newpage

%%%%%%%%%%%%%%%%%%%  END OF TITLE PAGE   %%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%
%\thispagestyle{plain}
\pagenumbering{Roman}
\setcounter{page}{1}


%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%%

\newpage


\newpage
\pagenumbering{arabic}
\setcounter{page}{1}

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\section{Trends im Periodensystem}
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In vielen alten Pr\"ufungen und in den \"Ubungen 3,4,5 kommen Fragen zu verschiedenen Verhalten von Atomen oder spezifischen Molek\"ulen. Hier ist es besonders n\"utzlich, die Trends in im Periodensystem auswendig zu lernen oder herleiten zu k\"onnen.
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\begin{figure}[H]
    \centering
101
    \includegraphics[width=0.95\linewidth]{Diagrams/TrendPSE.pdf}
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    \caption{Trends in Periodensystem mit Merkhilfen. Ausnahme sind hier die Edelgase.}
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    \label{fig:Trends}
\end{figure}


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\paragraph{Elektronegativit\"at}
Beschreibt, wie sehr ein Atom Elektronen zu sich zieht. Sauerstoff und Fluor sind sehr elektronegativ, wobei Fluor das st\"arkste ist. Der \textbf{Metallcharakter} verhält sich entgegen der Elektronegatvit\"at.
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\paragraph{Erste Ionisierungsenergie} Beschreibt die Energie, welche n\"otig ist, um dem Atom im ungeladenen Grundzustand ein Elektron zu entreissen. $\ce{A ->[\textit{I}_V] A+ + e-}$. \cmt{\textbf{Falls dabei eine leere, volle oder halbvolle Besetztung der Schale erreicht wird, ist dies energetisch vorteilhaft} und die erste Ionisierungsenergie ist deutlich tiefer. Beispiel: Sauerstoff hat eine geringere erste Ionisierungsenergie als Stickstoff, da Sauerstoff nach der Ionisierung eine halbvolle 2p Schale hat.}
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\begin{figure}[H]
    \centering
114
    \includegraphics[width=5cm,scale=0.5]{Diagrams/Orbital_Boxes_Trends.pdf}
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\end{figure}

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\begin{figure}[H]
	\begin{mdframed}
		\centering
		\begin{minipage}{0.33\linewidth}
			\caption{Erste Ionisierungsenergie der ersten 40 Elemente. Es ist sichtbar, dass Edelgase eine besonders hohe Ionisierungsenergie besitzen. Ausserdem kann beobachtet werden, dass N, P und As ebenfalls etwas höher als die beiden Nachbarn liegen. Dass liegt daran, dass diese Elemente halb gefüllte p-Orbitale besitzten und bei der Abgabe eines Elektrons diesen thermodynamisch stabilen Status verlieren würden.}
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      \label{fig:ionisierungsenergie}
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		\end{minipage}
		\begin{minipage}{0.66\linewidth}
			\includegraphics[width=\linewidth]{python/ionization.pdf}
		\end{minipage}
	\end{mdframed}
\end{figure}

130
\paragraph{S\"aurest\"arke \ce{HXO_n}} Zwei Faktoren beeinflussen die S\"aurest\"arken der Oxos\"auren. Der erste Faktor ist die Anzahl Sauerstoffe, welche an das Zentralatom gebunden sind (Grund: Grenzstrukturen (siehe Abbildung \ref{Chlorsäure-BSP})und zus\"atzlicher Elektronenzug). Der zweite Faktor ist, wie elektronegativ das Zentralatom ist (Grund: zus\"atzlicher Elektronenzug). Die \textbf{Basizit\"at des Oxids} verhält sich entgegen diesem Trend.
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\paragraph{Atomradius} Helium ist das kleinste Atom.
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\paragraph{Elektronenaffinit\"at} Beschreibt die Energie, welche freigesetzt wird, wenn das Atom im neutralen Grundzustand ein Elektron aufnimmt $\ce{A + e- -> A- }$. \cmt{Hier gilt wie bei der ersten Ionisierungsenergie, dass halbvolle und volle Schalen energetisch vorteilhaft sind. Beispiel: Fluor ist sehr elekroaffin, da eine volle 2p Schale erreicht wird, wenn ein Elektron aufgenommen wird.} Elektronegative Elemente nehmen gerne Elektronen auf.
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\begin{figure}[H]
    \centering
137
    \includegraphics[width=5cm,scale=0.5]{Diagrams/Orbital_Boxes_Trends_Fluor.pdf}
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\end{figure}

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\paragraph{S\"aurest\"arke \ce{HX}} Die S\"aurest\"arke in der gleichen Gruppe nimmt zu mit steigender Zentralatomgr\"osse, da die \ce{H-X} Bindung durch den steigenden Abstand zwischen den beiden Atomen schw\"acher wird. \ce{HF} ist eine schwache S\"aure ($\text{pKs}=3.1$),  \ce{HCl} ist eine starke S\"aure ($\text{pKs}=-6.0$). Die S\"aurest\"arke nimmt in der gleichen Perioden mit steigender Elektronegativt\"at zu: $\text{pKs}(\ce{H2O})=14$, $\text{pKs}(\ce{HF})=3.1$.
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\paragraph{St\"arke des Oxidationsmittels} Lithium ist das st\"arkste Reduktionsmittel/das schw\"achste Oxidationsmittel. Fluor ist das st\"arkste Oxidationsmittel/das schw\"achste Reduktionsmittel. Der Trend ist weniger robust als z.B. die Elektonegativit\"at. Wichtig ist, dass man versteht, dass durch Aufnahme (zum Beispiel bei Fluor) oder Abgabe (zum Beispiel bei Lithium) von Elektronen eine Edelgaskonfiguration erreicht werden kann und dies sehr Vorteilhaft ist.
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\paragraph{Ionenradien} Ionenradien nehmen bei steigender negativer Ladung stark zu, w\"ahrend die Atomradien auch einen kleinen(!) Einfluss haben. Zum Beispiel ist \ce{Ca^{2+}} gleich gross wie \ce{Na+} (\SI{100e-12}{\meter} vs. \SI{102e-12}{\meter}), obwohl Calcium eine Periode tiefer liegt und fast doppelt so viele Protonen hat.
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%\begin{Exercise}[label={ex:trends}, title={Trends im Periodensystem}]
%	\"Uberpr\"ufen Sie mit Hilfe des Periodensystems die folgenden Aussagen. Klassifizieren Sie diese Aussagen als richtig oder falsch.
%	\begin{longtable}{rll}
%	    \textbf{Nr.} & \textbf{Aussage} & \textbf{Richtig / Falsch} \\ \endhead
%	    1& Natrium ist ein starkes Oxidationsmittel.  & \\
%	    2& Die Atomradien nehmen in der Reihenfolge I $>$ Br $>$ Cl $>$ He ab. & \\
%	    3& Die Pks Werte nehmen in der Reihenfolge $\ce{CH4} < \ce{NH3} < \ce{H2O}$ zu & \\
%	    4& Die Ionenradien nehmen in der Reihenfolge: $\ce{Li+} < \ce{B-} < \ce{O^{2-}}$ zu & \\
%	    5& Die erste Ionisierungsenergie nimmt wie folgt ab: $\ce{Rn} > \ce{Kr} > \ce{Ne}$ & \\
%	    6& Die St\"arke der S\"auren nehmen in der Reihenfolge $\ce{H2SO4} > \ce{H3PO4} > \ce{H4SiO4}$ zu & \\
%	    7& Die Elektronenaffinit\"aten nehmen folgerndermassen ab: $\ce{Cl} > \ce{Te} > \ce{Y}$ & \\
%	    8& In \ce{OF2} hat Sauerstoff die Oxidationszahl -II & \\
%	    9& \ce{He+} kann von jedem anderen neutralen Atom ein Elektron aufnehmen& \\
%	    10& \ce{F2} reagiert mit Chlorid zu Fluorid und Chlorgas (\ce{F2 + 2Cl- -> 2F- + Cl2})& \\
%	    11& Die St\"arke der S\"aure nimmt in folgender Reihe zu: $\ce{HF} < \ce{HBr} < \ce{HI}$& \\
%	    12& Die Elektronegativit\"at nimmt in folgender Reihe ab: $\ce{P} > \ce{Ge} > \ce{Rb}$& \\
%	    13& Der Atomradius sinkt in der Reihenfolge: $\ce{P} > \ce{Zn} > \ce{Rb}$& \\
%	    14& Die S\"aurest\"arken nehmen in der Reihenfolge $\ce{HClO4} > \ce{HClO3} > \ce{HClO}$ ab& \\
%	    15& Die erste Ionisierungsenergie sinkt in der Reihe $\ce{Li} > \ce{Na} > \ce{Ca}$& \\
%	    16& Der saure Charakter steigt in der Reihenfolge: $\ce{P4O6} > \ce{As4O6} > \ce{Sb4O6}$& \\
%	    17 & Sie haben sich eine Pause verdient & \\ %Should I leave this in?
%	
%	\end{longtable}
%	Lösung: \refAnswer{ex:trends}
%\end{Exercise}

\begin{Exercise}[label={ex:trends}, title={Trends im Periodensystem}]
	\"Uberpr\"ufen Sie mit Hilfe des Periodensystems die folgenden Aussagen. Klassifizieren Sie diese Aussagen als richtig oder falsch.
	\begin{enumerate}
	    \item Natrium ist ein starkes Oxidationsmittel.
	    \item Die Atomradien nehmen in der Reihenfolge I $>$ Br $>$ Cl $>$ He ab.
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			\item Die pKs Werte nehmen in der Reihenfolge $\ce{CH4} < \ce{NH3} < \ce{H2O}$ zu 
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			\item Die Ionenradien nehmen in der Reihenfolge: $\ce{Li+} < \ce{B-} < \ce{O^{2-}}$ zu 
			\item Die erste Ionisierungsenergie nimmt wie folgt ab: $\ce{Rn} > \ce{Kr} > \ce{Ne}$ 
			\item Die St\"arke der S\"auren nehmen in der Reihenfolge $\ce{H2SO4} > \ce{H3PO4} > \ce{H4SiO4}$ zu 
			\item Die Elektronenaffinit\"aten nehmen folgerndermassen ab: $\ce{Cl} > \ce{Te} > \ce{Y}$ 
			\item In \ce{OF2} hat Sauerstoff die Oxidationszahl -II 
			\item \ce{He+} kann von jedem anderen neutralen Atom ein Elektron aufnehmen
			\item \ce{F2} reagiert mit Chlorid zu Fluorid und Chlorgas (\ce{F2 + 2Cl- -> 2F- + Cl2})
			\item Die St\"arke der S\"aure nimmt in folgender Reihe zu: $\ce{HF} < \ce{HBr} < \ce{HI}$
			\item Die Elektronegativit\"at nimmt in folgender Reihe ab: $\ce{P} > \ce{Ge} > \ce{Rb}$
			\item Der Atomradius sinkt in der Reihenfolge: $\ce{P} > \ce{Zn} > \ce{Rb}$
			\item Die S\"aurest\"arken nehmen in der Reihenfolge $\ce{HClO4} > \ce{HClO3} > \ce{HClO}$ ab
			\item Die erste Ionisierungsenergie sinkt in der Reihe $\ce{Li} > \ce{Na} > \ce{Ca}$
			\item Der saure Charakter steigt in der Reihenfolge: $\ce{P4O6} > \ce{As4O6} > \ce{Sb4O6}$
			\item Sie haben sich eine Pause verdient 
	\end{enumerate}
	Lösung: \ref{ex:trends-Answer}
\end{Exercise}


\begin{Answer}[ref={ex:trends}]
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	1n,2y,3y,4y,5n,6y,7y,8n,9y,10y,11y,12y,13n,14y, 15n, 16y %please correct/verify this 
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\end{Answer}
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\section{Atombau}
\subsection{Quantenzahlen}
Es gibt 4 wichtige Quantenzahlen, welche die Orbitale beschreiben:

\begin{itemize}
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    \item Die Hauptquantenzahl $n$ entspricht der Periode
    \item Die Nebenquantenzahl $l$ beschreibt die Form/Art der Orbitale \\
    $l = 0,1,2,..., n-1$, wobei $0=$ s, $1=$ p, $2=$ d, $3=$ f, ...
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    \item Magnetische Drehimpulszahl $m_l$ beschreibt wie viele Orbitale es gibt.\\
    $m_l = -l, -l + 1, ..., l-1, l$. Es gibt also ein s-Orbital, drei p-Orbitale (p$_x$, p$_y$, p$_z$), f\"unf  d-Orbitals, sieben f-Orbitale, etc.
    \item Spinquantenzahl $m_s$. F\"ur das Elektron ist $m_s = \pm0.5$
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\end{itemize}

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Dabei kann ein Set aus vier Quantenzahlen eineindeutig\footnote{exakt ein Set aus Quantenzahlen für exakt ein Elektron im Atom} einem Elektron zugewiesen werden. Wenn für ein Atom nun die Quantenzahlen angegeben werden, gilt das für das \enquote{letzte} Elektron, wenn nach Pauli Prinzip und Hund'scher Regel aufgefüllt wurde. \par\smallskip


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\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
	\centering
  \begin{subfigure}[b]{0.19\linewidth}
	\end{subfigure}
	\begin{subfigure}[b]{0.19\linewidth}
	\end{subfigure}
	\begin{subfigure}[b]{0.19\linewidth}
		\centering
		\begin{tikzpicture}	
			\orbital{s};
		\end{tikzpicture}	
		\caption{$\text{s}$}
	\end{subfigure}
	\begin{subfigure}[b]{0.19\linewidth}
	\end{subfigure}
	\begin{subfigure}[b]{0.19\linewidth}
	\end{subfigure}


  \begin{subfigure}[b]{0.19\linewidth}
	\end{subfigure}
	\begin{subfigure}[b]{0.19\linewidth}
		\centering
		\begin{tikzpicture}	
			\orbital{px};
		\end{tikzpicture}	
		\caption{$\text{p}_{x}$}
	\end{subfigure}
	\begin{subfigure}[b]{0.19\linewidth}
		\centering
		\begin{tikzpicture}	
			\orbital{py};
		\end{tikzpicture}	
		\caption{$\text{p}_{y}$}
	\end{subfigure}
	\begin{subfigure}[b]{0.19\linewidth}
		\centering
		\begin{tikzpicture}	
			\orbital{pz};
		\end{tikzpicture}	
		\caption{$\text{p}_{z}$}
	\end{subfigure}
	\begin{subfigure}[b]{0.19\linewidth}
	\end{subfigure}

	\begin{subfigure}[b]{0.19\linewidth}
		\centering
		\begin{tikzpicture}	
			\orbital{dxy};
		\end{tikzpicture}	
		\caption{$\text{d}_{xy}$}
	\end{subfigure}
	\begin{subfigure}[b]{0.19\linewidth}
		\centering
		\begin{tikzpicture}	
			\orbital{dxz};
		\end{tikzpicture}	
		\caption{$\text{d}_{xz}$}
	\end{subfigure}
	\begin{subfigure}[b]{0.19\linewidth}
		\centering
		\begin{tikzpicture}	
			\orbital{dyz};
		\end{tikzpicture}	
		\caption{$\text{d}_{yz}$}
	\end{subfigure}
	\begin{subfigure}[b]{0.19\linewidth}
		\centering
		\begin{tikzpicture}	
			\orbital{dx2y2};
		\end{tikzpicture}	
		\caption{$\text{d}_{x^2 - y^2}$}
	\end{subfigure}
	\begin{subfigure}[b]{0.19\linewidth}
		\centering
		\begin{tikzpicture}	
			\orbital{dz2};
		\end{tikzpicture}	
		\caption{$\text{d}_{z^2}$}
	\end{subfigure}
	\caption{Formen der s-, p- und d-Orbitale, von der $x$-Achse aus gesehen.}
\end{mdframed}
\end{figure}

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\paragraph{Analogie StudentVillage} Wir beschreiben als Hauptquantenzahl $n$ das Stockwerk und als Nebenquantenzahl $l$ die Wohnung, wobei ein Stockwerk mehrere Wohnungen haben kann. Jede Wohnung hat Platz für beispielsweise 2, 6 oder 10 Personen. Die Wohnung ist in Zimmer unterteilt (Magnetische Drehimpulszahl $m_l$), wobei jedes dieser Zimmer zwei Betten enthält (Spinquantenzahl $m_s$). Nun hat eine Studentin ihr Bett beispielsweise in Stockwerk 2, Wohnung 1, Zimmer 2 und Bett 2.

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Die energetische Reihenfolge der Orbitale ist wie folgt: \\
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, etc.\\
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Dabei kann man sich gut diese Reihenfolge anhand eines Schachbrettes (Abbildung \ref{Chess}) merken.
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\begin{figure}[H]
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  \begin{mdframed}
  \begin{minipage}{0.5\linewidth}
316
    \centering
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    \includegraphics[width=0.5\linewidth]{Diagrams/Screenshot from 2020-05-07 17-14-09.png}
  \end{minipage}
  \begin{minipage}{0.49\linewidth}
    \caption{ Aufbau on a Chessboard \cite{Chessboard}, die Elektronen werden von unten nach oben in die Orbitale eingef\"ullt. }
321
    \label{Chess}
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  \end{minipage}
  \end{mdframed}
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326
\end{figure}

\subsection{Pauli Prinzip und Hund'sche Regel}
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Elektronen werden immer zuerst in die energetisch tieferen Orbitale eingef\"ullt.\par\smallskip
Gibt es mehrere Orbitale mit gleicher Energie, werden die Elektronen zuerst \textbf{einzeln} in die Orbitale eingesetzt, falls Elektronen \"ubrig sind, f\"ullt man die Elektronen mit entgegengesetztem Spin in die halbvollen Orbitale.\par\smallskip
329
Dies wird wiederholt, bis keine Elektronen \"ubrig sind. Falls am Schluss ungepaarte Elektronen vorkommen, so ist diese Elektronenkonfiguration \textbf{paramagnetisch}. Falls nur gepaarte Elektronen vorkommen, so ist die Elektronenkonfiguration \textbf{diamagnatisch}.
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\begin{figure}[H]
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332
  \begin{mdframed}
333
    \centering
334
    \includegraphics[width=0.75\linewidth]{Diagrams/Elektronconfig_O.pdf}
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    \caption{Das Pauli Prinzip und die Hund'sche Regel auf neutralen Sauerstoff angewendet. Die Anzahl Elektronen unter den Orbitalen ist die Anzahl Elektronen, welche noch \"ubrig sind, nachdem die roten Elektronen eingef\"ugt wurden. Sauerstoff hat zwei ungepaarte Elektronen und ist deswegen paramagnetisch.}
336
    \label{fig:Hundsche_O}
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337
  \end{mdframed}
338
339
340
\end{figure}

\subsection{Elektronenkonfiguration}
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341
Die Bestimmung der Elektronenkonfiguration verl\"auft immer nach gleichem Schema:
342
\begin{enumerate}
343
    \item Element im Periodensystem finden
344
    \item Horizontal so viele Felder laufen wie die Ladungszahl, f\"ur negative Ladungen nach rechts, f\"ur positive Ladungen nach links, ohne Ladung keine Felder laufen.
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345
    \item Ist das Atom ungeladen und kann eine d$^5$ (halbvolle d-Schalde) oder d$^{10}$ (volle d-Schale) Konfiguration erreicht werden? (Diese Konfigurationen sind stabiler, siehe fig. \ref{fig:ionisierungsenergie})
346
		\begin{enumerate}
347
						\item Ja: Ein Elektron aus dem Valenz s-Orbital in das d-Orbital einf\"ugen. Grund daf\"ur ist, dass halb und ganz gefüllte Schalen energetisch sehr vorteilhaft sind.
348
349
						\item Nein: weiter
		\end{enumerate}
350
    \item Ist das Atom geladen (positiv oder negativ) und hat ein ungef\"ulltes d-Orbital als h\"ochstes Orbital?
351
352
		\begin{enumerate}
			\item Ja: Alle Elektronen der s-Schale in die d-Orbitale setzten.
353
    	\item Nein: Die Konfiguration hinschreiben nach dem Chessboard.
354
355
		\end{enumerate}
\end{enumerate}
356
Man kann sich sehr viel Zeit sparen, wenn man die Rumpfelektronen/ nicht Valenzelektronen als die Elektronenkonfiguration des Edelgases, welches eine Periode h\"oher ist, in eckige Klammern schreibt.\par\smallskip
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Beispiele:
\begin{equation}
	\begin{aligned}
		\ce{Fe} &= {\color{red}\ce{1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6}}\ \ce{4s^2 3d^6} &=& {\color{red} \ce{[Ar]}}\ \ce{4s^2 3d^6} \\ 
		\ce{Ag} &= {\color{red}\ce{1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^6}}\ \ce{5s^1 4d^10} &=& {\color{red}\ce{[Kr]}}\ \ce{5s^1 4d^10} \\
		\ce{Mo} &= {\color{red}\ce{1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^6}}\ \ce{5s^1 4d^5} &=& {\color{red}\ce{[Kr]}}\ \ce{5s^1 4d^5} \\
		\ce{Ni^2+} &= {\color{red}\ce{1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6}}\ \ce{4s^0 3d^8} &=& {\color{red} \ce{[Ar]}}\ \ce{4s^0 3d^8} 
				%\ce{Fe} &= \textcolor{red}{1s$^2$2s$^2$2p$^6$3s$^2$3p$^6$}4s$^2$3d$^6$ = \textcolor{red}{[Ar]}4s$^2$3d$^6$\\
				%Ag &= 1s$^2$2s$^2$2p$^6$3s$^2$3p$^6$4s$^2$3d$^{10}$4p$^6$\textcolor{red}{5s$^1$4d$^{10}$} = [Kr]\textcolor{red}{5s$^1$4d$^{10}$}\\
				%Mo &= 1s$^2$2s$^2$2p$^6$3s$^2$3p$^6$4s$^2$3d$^{10}$4p$^6$\textcolor{red}{5s$^1$4d$^{5}$} = [Kr]\textcolor{red}{5s$^1$4d$^{5}$} \\
				%\ce{Ni^{2+}} &= 1s$^2$2s$^2$2p$^6$3s$^2$3p$^6$\textcolor{red}{ (4s$^0$)3d$^8$} = [Ar]\textcolor{red}{3d$^8$}
	\end{aligned}
\end{equation}
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370
\textbf{Wichtig: } Das NIST Periodensystem \cite{Nist_PSE} hat die Elektronenkonfigurationen der ungeladenen Elementen angegeben. So muss man auch nicht Ausnahmen wie z.B. Platin (\ce{[Xe] 4f^14 5d^9 6s^1}) auswendig lernen und spart in der Regel viel Zeit.
371
372
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\subsection{Licht}
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374
F\"ur die Beschreibung von elektromagnetischer Strahlung sind einige Zahlen wichtig:
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381
\begin{itemize}
	\item Die Lichtgeschwindigkeit $c=\SI{299792458}{\meter\per\second}$
	\item Die Plank'sche Konstante $h=\SI{6.62607015e-34}{\joule\per\second}$
	\item Die Frequenz $\nu$ [\si{\per\second}] beschreibt, wie oft die Welle sich pro Sekunde wiederholt
	\item Die Wellenl\"ange $\lambda$ [\si{\meter}] beschreibt, welche Distanz zur\"uckgelegt wird, bis sich die Welle wiederholt
	\item Die Energie $E$ [\si{\joule}] beschreibt die Energie, welche die Welle tr\"agt
\end{itemize}
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382
Es gibt viele Arten, Wellenl\"ange, Frequenz und Energie in Abh\"angigkeit von einander darzustellen. Hier sind einige die M\"oglichkeiten:
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\begin{equation}
E = h \nu = {h c \over\lambda}
\end{equation}
\begin{equation}
\nu = {c\over\lambda} = {E \over h}
\end{equation}
\begin{equation}    
\lambda = {c\over\nu} = {hc\over E}
\end{equation}

\subsection{Atome}
Alles kann als Welle dargestellt werden, man verwendet dabei die de-Broglie-Wellenl\"ange:
\begin{equation}
\lambda = \frac{h}{mv}
\end{equation}
wobei $h$ die Plank'sche Konstante ist, $m$ ist die Masse des Objektes in [\si{\kilo\gram}] und $v$ ist die Geschwindigkeit in [\si{\meter\per\second}].
\\
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400
F\"ur das Wasserstoff Atom gibt es eine klar berechenbare Formel zur Berechnung der spektralen Linien, sprich der Wellenl\"ange, welche man braucht, um das Elektron in eine h\"ohere Schale $n_2$ anzuregen.
401
402
403
404

\begin{equation}
\frac{1}{\lambda} = R_h\left(\frac{1}{n_1^2}-\frac{1}{n_2^2}\right)
\end{equation}
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405
Wobei $R_h$ die Rydbergkonstante f\"ur das Wasserstoffatom ist (Zahlenwert m\"usst Ihr nicht kennen), $n_1 = 1,2,3...$ die tiefere Schale und  $n_2 = 2,3...$ die h\"ohere Schale ist.\\
406
407
\"ahnlich l\"asst sich die Energiedifferenz der Spekralen Linien f\"ur Wasserstoff im Bohren'schen Atomodell berechnen:
\begin{equation}
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408
\Delta E [\si{\joule}] = \SI{-2.18e-18}{\joule} \cdot  \left(\frac{1}{n_\text{e}^2}-\frac{1}{n_\text{a}^2}\right)
409
\end{equation}
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410
Wobei $n_\text{e}$ die Endschale und $n_\text{a}$ die Anfangsschale ist. Merken Sie sich hier das Konzept, dass die Energiedifferenz zwischen hohen Schalen z.B. $n_\text{e} = 10$ und $n_\text{a} = 11$ deutlich kleiner ist als die von tieferen Schalen $n_\text{e}=1$ und $n_\text{a}=2$.
411
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413

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414
\begin{Exercise}[label={ex:elektronenkonfigurationen}, title={Elektronenkonfigurationen}]
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415
Geben Sie die Elektronenkonfiguration der Folgenden Atome und Ionen an: (Zusatz: Welche sind paramagnetisch?)
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448
%\begin{longtable}{rlrl}
%	\toprule
%	\textbf{Nr.} & \textbf{Atom/Ion} & \textbf{Nr.} & \textbf{Atom/Ion}\\ \midrule\endhead
%	1& \ce{Be} & 9 & \ce{Fe^{3+}} \\
%	2& \ce{Ti} & 10  &\ce{Mo} \\
%	3& \ce{Sb} &  11 &\ce{Ru^{+}} \\
%	4& \ce{Br} &   12&\ce{Ti^{4+}} \\
%	5& \ce{Zn^{2+}} &   13&\ce{Si} \\
%	6& \ce{In+} &   14&\ce{Eu} \\
%	7& \ce{Sr^{2+}} &   15&\ce{O^{2-}} \\
%	8& \ce{Os} &   16&\ce{Cr} \\
%	\bottomrule
%\end{longtable}
\begin{enumerate}
	\item Be
	\item Ti
	\item Sb
	\item Br
	\item \ce{Zn^2+}
	\item \ce{In+}
	\item \ce{Sr^2+}
	\item Os
	\item \ce{Fe^3+}
	\item Mo
	\item \ce{Ru+}
	\item \ce{Ti^4+}
	\item Si
	\item Eu
	\item \ce{O^2-}
	\item Cr
\end{enumerate}
Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\end{Exercise}
449

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450
\begin{Answer}[ref={ex:elektronenkonfigurationen}]
451
1) \ce{[He] 2s^2}, 2) \ce{[Ar] 4s^2 3d^2},  3) \ce{[Kr] 5s^2 4d^10 5p^3}, 4) \ce{[Ar] 4s^2 3d^10 4p^5}, 5) \ce{[Ar] 3d^10}, 6) \ce{[Kr] 5s^2 4d^10}, 7) \ce{[Kr]}, 8) \ce{[Xe] 6s^2 4f^14 5d^6}, 9) \ce{[Ar] 3d^5}, 10) \ce{[Kr] 5s^1 4d^5}, 11) \ce{[Kr] 4d^7}, 12) \ce{[Ar]}, 13) \ce{[Ne] 3s^2 3p^2}, 14) \ce{[Xe] 6s^2 4f^7}, 15) \ce{[Ne]}, 16) \ce{[Ar] 4s^1 3d^5}\par\smallskip
452

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Paramagnetisch: Be, Ti, Sb, Br, \sout{\ce{Zn$^{2+}$}}, \sout{In$^+$}, \sout{\ce{Sr}$^{2+}$}, Os, \ce{Fe$^{3+}$}, Mo, \ce{Ru$^{+}$}, \sout{\ce{Ti$^{4+}$}}, \ce{Si}, \ce{Eu}, \sout{\ce{O$^{2-}$}}, \ce{Cr}
\end{Answer}
455

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457
\begin{Exercise}[label={ex:elektronenkonfigurationen2}, title={Elektronenkonfigurationen 2}]
Welches Element hat die folgende Elektronenkonfiguration?
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%\begin{longtable}{rlrl}
%	\toprule
%	\textbf{Nr.} & \textbf{Element} & \textbf{Nr.} & \textbf{Element}\\ \midrule\endhead
%  1  & \ce{[Ne] 3s^2 3p^6} & 5  & \ce{[Ar] 4s^2} \\
%  2  & \ce{[Ar] 4s^2 3d^10 4p^3} & 6  & \ce{[Ne] 3s^2 3p^1} \\
%  3  & \ce{[Ar] 4s^2 3d^10} & 7  & \ce{[Kr] 5s^2 4d^2} \\
%  4  & \ce{[Kr] 5s^2 4d^10} & 8  & \ce{1s^2} \\      
%	\bottomrule
%\end{longtable}
\begin{enumerate}
	\item \ce{[Ne] 3s^2 3p^6}
	\item \ce{[Ar] 4s^2 3d^10 4p^3}
	\item \ce{[Ar] 4s^2 3d^10}
	\item \ce{[Kr] 5s^2 4d^10}
	\item \ce{[Ar] 4s^2}
	\item \ce{[Ne] 3s^2 3p^1}
	\item \ce{[Kr] 5s^2 4d^2}
	\item \ce{1s^2}
\end{enumerate}
Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\end{Exercise}
480

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481
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483
\begin{Answer}[ref={ex:elektronenkonfigurationen2}]
1) Ar, 2) As, 3) Zn, 4) Cd, 5) Ca. 6) Al, 7) Zr, 8) He 
\end{Answer}
484

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489
\begin{Exercise}[label={ex:quantenzahlen}, title={Quantenzahlen}]
Geben Sie die Quantenzahlen der Valenzelektronen von Calcium im Grundzustand an.
\par\smallskip
Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\end{Exercise}
490

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493
\begin{Answer}[ref={ex:quantenzahlen}]
VE: $n=4 , l=0, m=0, s=\pm 1/2$ \\
\end{Answer}
494
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499
500
\begin{Exercise}[label={ex:maxelectrons}, title={Orbitalgrössen}]
Wie viele Elektronen können sich maximal in den: \ce{5f}, \ce{6s}, \ce{2p} und \ce{5d} Orbitalen aufhalten? 
\par\smallskip
Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\end{Exercise}
501

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502
\begin{Answer}[ref={ex:maxelectrons}]
503
5f$= 14$\ce{e-}, 6s$= 2$\ce{e-}, 2p$= 6$\ce{e-}, 5d$= 10$\ce{e-} \\
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504
\end{Answer}
505

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512
513

\begin{Exercise}[label={ex:hauptquantenzahl}, title={Hauptquantenzahl}]
Wie viele Elektronen können maximal die Hauptquantenzahl $n= 3$ haben? (Zusatz $n=4$)
\par\smallskip
Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\end{Exercise}

\begin{Answer}[ref={ex:hauptquantenzahl}]
514
n$=3$: 3s $= 2\ce{e-} +$ 3p $= 6\ce{e-} +$ 3d $=10\ce{e-} = 18\ce{e-}$, n$=4$: 32\ce{e-}
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515
\end{Answer}
516

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519
520
\begin{Exercise}[label={ex:licht}, title={Licht}]
	\Question Berechnen Sie die Wellenlänge und Energie von gelbem Licht (Frequenz $\nu = \SI{520e12}{\per\second}$).
	\Question Berechnen Sie die Frequenz und Wellenlänge von Röntgenstrahlung (Energie $E = \SI{1.99e-15}{\joule}$)
	\Question Ein Neutron, ein Elektron, ein Lastwagen und ein Mensch bewegen sich je mit $v = \SI{5}{\meter\per\second}$. Welches Objekt hat die kürzeste Wellenlänge nach Broglie? Welches Objekt hat die kleinste Frequenz? 
521
	\Question Sie rennen um einen Baum mit $v = \SI{5.56}{\meter\per\second}$. Was ist Ihre Wellenlänge? Zusatz: Interferieren Sie mit sich selbst?
522
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526
527
	\Question Welche Energie ist mindestens nötig um ein Elektron im Wasserstoffatom von $n=1$ zu $n=4$ anzuregen? \par \smallskip
	Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\end{Exercise}


\begin{Answer}[ref={ex:licht}]
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528
529
	\Question Gelbes Licht: $\lambda=\SI{5.77e-7}{\meter}$, $E = \SI{3.45e-19}{\joule}$
	\Question R\"ontgenstrahlung: $\lambda=\SI{9.98e-11}{\meter}$, $\nu = \SI{3.00e18}{\per\second}$ 
530
	\Question Wellenlänge: Elektron > Neutron > Mensch > Lastwagen\par\smallskip Frequenz: Elektron < Neutron < Mensch < Lastwagen
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531
	\Question Ich (\SI{72.2}{\kilo\gram}): \SI{1.84e-36}{\meter}, Zusatz: Machen Sie einen Selbstversuch. Es sollte nicht möglich sein in sich selbst zu rennen.
532
  \Question $E = \SI{-2.0438e-18}{\joule}$
533
534
\end{Answer}

535
536

\section{Bindungen}
537
538
\subsection{Bindungsarten}
Es gibt drei Arten von Bindungen: Ionische, Kovalente, Koordinierte.
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539
\paragraph{Ionische Bindungen} entstehen, wenn die zwei Bindungspartner eine \textbf{Elekrtonegativit\"atsdifferenz von mindestens 1.7} aufweisen. Dies ist genug, um Elektronen des einen Atoms/Molek\"uls auf das andere zu \"Ubertragen. Verbindungen, welche ionische Bindung enthalten, sind Salze. Das klassische Beispiel ist \ce{NaCl}, wobei Natrium das Kation (\ce{Na+}) ist und Chlorid das Anion (\ce{Cl-}) ist. Beide Ionen ordnen sich zusammen in einem Salzgitter an. Ionische Bindungen sind dem Kapitalismus am n\"achsten, da ein Atom/Molek\"ul viele Elektronen besitzt und sie nicht mit dem elektronenarmen Bindungspartner teilt.
540
541

\paragraph{Kovalente Bindungen}
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542
 entstehen, wenn zwei Bindungspartner mit weniger als 1.7 Elektronegativit\"atsunterschied binden. Dabei teilen sich die Bindungspartner ein Teil ihrer Elektronen in gemeinsamen Orbitalen. Verbindungen, welche kovalente Bindung enthalten, sind Molek\"ule. Diese Art von Bindung ist dem Kommunismus am n\"achsten.
543
544

\paragraph{Koordinierte Bindungen}
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545
 entstehen, wenn ein Nichtmetall/Molek\"ul mit einem freien Elektronenpaar dieses freie Elektronenpaar einem \"Ubergangsmetall \enquote{spendet}. Dabei entsteht ein Komplex, welcher in vielen F\"allen deutlich andere Eigenschaften hat als das Metall selbst. Diese Form der Bindung ist dem Sozialismus am n\"achsten. \par
546
547
\smallskip 
\textbf{Wichtig:} Es kam noch an keiner Prüfung von Dr. Uhlig oder Übung vor, dass man zwischen Salzen, Molekülen und Komplexen unterscheiden muss. Es wird immer nur zwischen Molekülen und Salzen unterschieden.
548
 
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581
\begin{Exercise}[label={ex:bindungstyp}, title={Bindungsarten}]
Sind die folgenden Verbindungen Moleküle oder Salze?
% \begin{longtable}{llrr}
% 	\toprule
% 	\textbf{Nr.} & \textbf{Stoff} & \textbf{Molekül} & \textbf{Salz} \\ \midrule \endhead
% 	1) &\ce{LiF} & & \\
% 	2) &\ce{OF2} & & \\
% 	3) &\ce{CaF2} & & \\
% 	4) &\ce{CF4} & & \\
% 	5) &\ce{SiF4} & & \\
% 	6) &\ce{MgO} & & \\
% 	7) &\ce{NaF} & & \\
% 	8) &\ce{O2} & & \\
% 	9) &\ce{Na2O} & & \\
% 	10) & \ce{BCl3} & & \\
% 	\bottomrule
% \end{longtable}


\begin{enumerate}
	\item \ce{LiF}
	\item \ce{OF2}
	\item \ce{CaF2}
	\item \ce{CF4}
	\item \ce{SiF4}
	\item \ce{MgO}
	\item \ce{NaF}
	\item \ce{O2}
	\item \ce{Na2O}
	\item \ce{BCl3}
\end{enumerate}
Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\end{Exercise}
582

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583
\begin{Answer}[ref={ex:bindungstyp}]
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rasmussa committed
584
Lösung: 1) Salz, 2)Molekül, 3) Salz, 4) Molekül, 5) Molekül, 6) Salz, 7) Salz, 8) Molekül, 9) Salz, 10) Molekül
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Alexander Schoch committed
585
586
587
\end{Answer}


588
\section{Darstellung von Molek\"ulen}
589
590
Wichtige Begriffe:
\begin{itemize}
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591
    \item \textbf{Valenz: } Gibt an, wie viele Bindungen ein Atom eingehen kann\\
592
    Valenz = Anzahl Valenzelektronen im Atom - Anzahl nicht-bindende Elektronen
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593
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600
    \item \textbf{Hypervalenz: } Gilt f\"ur Atome ab der dritten Periode (m\"oglich, weil sie sehr gross sind und dadurch genug Platz für mehr Bindungsparnter haben). \\
    Für hypervalente Atome zählen die nichtbindenden Elektronenpaare auch zu den Valenzelektronen.\\
    Hypervalente Atome können alle Valenzelektronen für Bindungen verwenden (Beispiel: Phosphor in Phosphorsäure (Abbildung \ref{Phosphorsäure})
    \item \textbf{Isoelektronisch: } Zwei oder mehr Molek\"ule sind isoelektronisch, wenn sie: 
  \begin{enumerate}
    \item die gleiche geometrische Struktur haben, 
    \item die gleiche Anzahl Valenzelektronen haben.\\
  \end{enumerate}
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601
602
    \ce{O=C=O} undu\ce{O=N^+=O} sind isoelektronisch.\\
    \ce{H3C-CO-CH3} und \ce{H3C-N=N-CH3} sind nicht isoelektronisch (gleiche Anzahl V\ce{e-}, aber andere Struktur).\\
603
    Molek\"ule mit ungleicher Zahl V\ce{e-} sind oftmals leicht zu erkennen, da auch ihre Struktur oft unterschiedlich ist.
604
605
606
607
\end{itemize}{}

\subsection{Lewis-Strukturmodell}

608
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613
614
Das Lewis-Strukturmodell erlaubt uns, chemische Verbindung graphisch darzustellen. Dabei müssen folgende Regeln beachtet werden:

\begin{enumerate}
	\item Ein Atom werden mit seinem Elementsymbol dargestellt.
	\item Ein Strich zwischen zwei Atomen entspricht einer \textit{Einfachbindung} (also \textit{zwei} Elektronen).
	\item Zwei Striche entsprechen einer \textit{Doppelbindung} (also \textit{vier} Elektronen).
	\item Ein Strich bei einem Atom entspricht einem \textit{Nicht-Bindenden Elektronenpaar}.
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615
	\item Generell erfüllen Atome aus der zweiten Periode ($n = 2$) die Oktettregel: Bei den Atomen C, N, O und F müssen in der Regel \textit{vier} anliegende Striche (inkl. nichtbindende Elektronenpaare) gezeichnet sein, sonst ist etwas falsch.
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  \item Si bildet nur Einfachbindungen.
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\end{enumerate}

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\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
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	\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
		\centering
		\chemfig{H-C(-[2]H)(-[6]H)-H}
		\caption{Methan}
	\end{subfigure}
	\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
		\centering
		\chemfig{H-[:-60]\lewis{46,O}-[0]S(=[2]\lewis{13,O})(=[6]\lewis{57,O})-[0]\lewis{02,O}-[:-60]H}
		\caption{Schwefelsäure}
		\label{fig:h2so4}
	\end{subfigure}
	\begin{subfigure}[b]{0.32\linewidth}
		\centering
		\chemfig{*6(C?(-H)=C(-H)-C(-H)=C(-H)-C(-H)=C?(-H))}
		\caption{Benzol}
	\end{subfigure}
	\caption{Lewis-Formeln für einige Verbindungen}
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\end{mdframed}
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\end{figure}


\subsection{Oxidationszahlen}

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Um die Oxidationszahl (Beispiel: S in Schwefelsäure \ce{H2SO4}, Fig. \ref{fig:h2so4}, blau) zu ermitteln, wird nach folgendem Schema vorgegangen:
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650

\begin{enumerate}
	\item Valenzelektronenzahl im Grundzustand bestimmen. \textcolor{blue}{\ce{3s^2 + 3p^4 = 6e-}}
	\item Für jede Bindung: 
	\begin{enumerate}
		\item Heteronukleare Bindung (unterschiedliche Atome): Alle Bindungselektronen demjenigen Atom mit der höheren Elektronegativität zuschreiben.
651
		\item Homonukleare Bindung (gleiche Atome): Gleichmässig aufteilen
652
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655
	\end{enumerate}
	\textcolor{blue}{Alle Bindungs-\ce{e-} werden den Sauerstoffatomen zugeschrieben}
	\item Valenzelektronen nach der Zuteilung bestimmen. \textcolor{blue}{\ce{0e-}}
	\item Differenz = Oxidationszahl, wird mit römischen Zahlen notiert. \textcolor{blue}{\ce{6e- - 0e- = +VI}}
656
  \item Kontrolle: Die Summe der Oxidationszahl aller Atome in einer Verbindung muss der Gesamtladung entsprechen: \textcolor{blue}{$2\cdot \textrm{+I} + 4 \cdot \textrm{-II} + 1 \cdot \textrm{+VI} = 0$}
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660
661
\end{enumerate}

Tipps:

\begin{itemize}
662
  \item F ist immer -I (ausser in \ce{F2})
663
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665
	\item O ist meistens -II (ausser wenn mit O oder F gebunden)
	\item H ist meistens +I (ausser wenn mit H gebunden oder als Hydrid)
\end{itemize}
666

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\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
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  \centering
  \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
    \centering
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    %\chemfig{
    %  Cy(!{ox}{+}{I}{2})-[:-30]N(!{ox}{-}{III}{6})=[:30]C(!{ox}{+}{IV}{6})=[:30]N(!{ox}{-}{III}{2})-[:-30]Cy(!{ox}{+}{I}{6})
    %}
    %\caption{Dicyclohexylcarbodiimid. Cy ist ein Kohlenstoffrest.}
676
    \chemfig{
677
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680
      C(!{ox}{+}{IV}{30})
      (=[2]O(!{ox}{-}{II}{2}))
      (-[:-30]\chemabove{O}{\ominus}(!{ox}{-}{II}{6}))
      (-[:-150]\chemabove{O}{\ominus}(!{ox}{-}{II}{6}))
681
    }
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    \caption{Carbonat\newline}
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697
  \end{subfigure}
  \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
    \centering
    \chemfig{
      H(!{ox}{+}{I}{2})-[:-30]O(!{ox}{-}{I}{6})-[:30]O(!{ox}{-}{I}{2})-[:-30]H(!{ox}{+}{I}{6})
    }
    \caption{Wasserstoffperoxid\newline}
  \end{subfigure}
  \begin{subfigure}[b]{0.32\linewidth}
    \centering
    \chemfig{
      H(!{ox}{+}{I}{6})-[:30]C(!{ox}{+}{II}{6})(=[2]O(!{ox}{-}{II}{2}))-[:-30]O(!{ox}{-}{II}{6})-[:30]Mg(!{ox}{}{+II}{:-30})-[2]Br(!{ox}{-}{I}{2})
    }
    \caption{Grignard-Reagenz einer Formylgruppe}
  \end{subfigure}
698
  \caption{Oxidationszahlen aller Atome für einige ausgewählte Moleküle. Nichbindende Elektronenpaare sind nicht eingezeichnet, sollten an der Prüfung allerdings benutzt werden.}
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\end{mdframed}
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\end{figure}

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\begin{Exercise}[label={ex:oxidationszahlen}, title={Oxidationszahlen}]
	Bestimmen Sie die Oxidationszahl aller Atome in den folgenden Verbindungen.	Falls Formalladungen auftreten, zeichnen Sie diese ein!
	\begin{figure}[H]
		\begin{mdframed}
			\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
				\centering
				\chemfig{
					P
					(=[2]O)
					(-[:-150]HO)
					(-[:-15]OH)
					(-[:-60]OH)
				}
				\caption{Phosphorsäure}
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				\label{Phosphorsäure}
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			\end{subfigure}
			\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
				\centering
				\schemestart
					\chemleft[
					\chemfig{
						Mn
						(-[2,,,,rddbond]O)
						(-[:-150,,,,rddbond]O)
						(-[:-15,,,,rddbond]O)
						(-[:-60,,,,rddbond]O)
					}
					\chemright]
					\chemmove{\node[] at (0pt,35pt) {\footnotesize $-$};}
				\schemestop
				\caption{Permanganat}
			\end{subfigure}
			\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
				\centering
				\chemfig{
					N
					(-[:120]H)
					(-[:-165]H)
					(-[:-120]H)
					-B
					(-[:60]H)
					(-[:-15]H)
					(-[:-60]H)
				}
				\caption{Amminboran}
			\end{subfigure}
		\end{mdframed}
	\end{figure}
	Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\end{Exercise}

\begin{Answer}[ref={ex:oxidationszahlen}]
	\begin{figure}[H]
		\begin{mdframed}
			\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
				\centering
				\chemfig{
					P(!{ox}{+}{V}{6})
					(=[2]O(!{ox}{-}{II}{2}))
					(-[:-150]O(!{ox}{-}{II}{6})-[::-60,.7]H(!{ox}{+}{I}{6}))
					(-[:-15]O(!{ox}{-}{II}{2})-[::60,.7]H(!{ox}{+}{I}{2}))
					(-[:-60]O(!{ox}{-}{II}{6})-[::60,.7]H(!{ox}{+}{I}{6}))
				}
				\caption{Phosphorsäure}
			\end{subfigure}
			\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
				\centering
				\schemestart
					\chemleft[
					\chemfig{
						Mn(!{ox}{+}{VII}{3})
						(-[2,,,,rddbond]O(!{ox}{-}{II}{2}))
						(-[:-150,,,,rddbond]O(!{ox}{-}{II}{6}))
						(-[:-15,,,,rddbond]O(!{ox}{-}{II}{6}))
						(-[:-60,,,,rddbond]O(!{ox}{-}{II}{6}))
					}
					\chemright]
					\chemmove{\node[] at (0pt,40pt) {\footnotesize $-$};}
				\schemestop
				\caption{Permanganat}
			\end{subfigure}
			\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
				\centering
				\chemfig{
					N(-[:60,.4,,,draw=none]\oplus)(!{ox}{-}{III}{:-80})
					(-[:120]H(!{ox}{+}{I}{6}))
					(-[:-165]H(!{ox}{+}{I}{6}))
					(-[:-120]H(!{ox}{+}{I}{6}))
					-B(-[:120,.4,,,draw=none]\ominus)(!{ox}{+}{III}{:-100})
					(-[:60]H(!{ox}{-}{I}{6}))
					(-[:-15]H(!{ox}{-}{I}{6}))
					(-[:-60]H(!{ox}{-}{I}{6}))
				}
				\caption{Amminboran}
			\end{subfigure}
		\end{mdframed}
	\end{figure}
\end{Answer}
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\subsection{Formalladungen}

Während für die Bestimmung der Oxidationszahlen beide Bindungselektronen dem \textit{elektronegativeren Atom} zugeordnet werden, werden für Formalladungen alle Bindungen \textit{homolytisch} (\enquote{in der Mitte}) gespalten. Falls sich die Valenzelektronenzahl im Grundzustand und nach der homolytischen Spaltung unterscheiden, tritt eine Formalladung auf.

\begin{itemize}
  \item Die Summe aller Formalladungen muss der tatsächlichen Ladung des Teilchens entpsrechen.
806
  \item Oftmals können Formalladungen durch verschiebung von $\pi$-Bindungen auf andere Atome verschoben oder eliminiert werden.
807
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\end{itemize}


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\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
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  \begin{minipage}{0.5\linewidth}
    \centering
    \chemfig{
      \lewis{46,O}=[:30]\lewis{2,O}(-[1,0.4,,,,draw=none]\oplus)-[:-30]\lewis{026,O}(-[1,0.4,,,,draw=none]\ominus)
    }
  \end{minipage}
  \begin{minipage}{0.49\linewidth}
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    \caption{Lewis-Formel von Ozon. Wenn alle Bindungen homolytisch gespalten werden, besitzt das linke Sauerstoffatom \ce{6e-} und ist somit formal neutral, das Mittlere erhält \ce{5e-} und ist somit formal positiv geladen und das Rechte erhält \ce{7e-} und besitzt somit eine negative Formalladung.}
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  \end{minipage}
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\end{mdframed}
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\end{figure}

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\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
826
  \begin{minipage}{0.5\linewidth}
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827
    \caption{Lewis-Formel von Kohlenmonoxid. Nach der homolytischen Spaltung der Dreifachbindung besitzen beide Atome \ce{5e-}, was zu den eingezeichneten Formalladungen führt.}
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  \end{minipage}
  \begin{minipage}{0.49\linewidth}
    \centering
    \chemfig{
      \lewis{4,O}(-[2,0.4,,,,draw=none]\oplus)~\lewis{0,C}(-[2,0.4,,,,draw=none]\ominus)
    }
  \end{minipage}
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\end{mdframed}
\end{figure}

\begin{figure}[h]
\begin{mdframed}
  \begin{minipage}{0.5\linewidth}
    \centering
    \chemfig{
			\chembelow{N}{\oplus}(=[2]\lewis{13,O})(-[:-30]\lewis{26,O}H)(-[:-150]\lewis{246,O}-[6,0.3,,,,draw=none]\ominus)
    }
  \end{minipage}
  \begin{minipage}{0.49\linewidth}
    \caption{Lewis-Formel von Salpetersäure. Nach einer homolytischen Spaltung aller Bindungen besitzt das Stickstoff-Atom \ce{4e-} und ist somit positiv geladen, das linke Sauerstoffatom besitzt dann \ce{7e-} und ist somit formal negativ geladen.}
  \end{minipage}
\end{mdframed}
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\end{figure}

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853
\subsection{Grenzstrukturen}
854

855
Das Konzept der Grenzstrukturen beschreibt, dass sich $\pi$-Bindungen (\enquote{die zweite Bindung einer Doppelbindung}) nicht dort befinden \textit{müssen}, wo sie in der Lewis-Formel eingezeichnet werden. Benachbarte, parallel zueinander stehende p-Orbitale bilden nämmlich $\pi$-Systeme und somit kommen die Elektronen \textit{delokalisiert} (\enquote{nicht einem besteimmten Ort zugehörig}) vor. Verschiedene Grenzformen eines Teilchens mit $\pi$-Systemen nennt man \textit{Resonanz-} oder \textit{Grenzstrukturen}.\par\smallskip
856
857
858

Eine Molekülstruktur kann nicht einer bestimmten Grenzstruktur zugeordnet werden. Vielmehr ist sie alle Grenstrukturen gemeinsam, und das Molekül und seine Eigenschaften wird durch all seine Grenzstrukturen beschrieben.

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\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
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  \centering
  \begin{subfigure}[b]{0.47\linewidth}
    \centering
    \schemestart
      \chemfig{\lewis{46,O}=[:30]\lewis{2,O}(-[1,0.4,,,,draw=none]\oplus)-[:-30]\lewis{026,O}(-[1,0.4,,,,draw=none]\ominus)}
      \quad\arrow{<->}\quad
      \chemfig{\lewis{06,O}=[:150]\lewis{2,O}(-[3,0.4,,,,draw=none]\oplus)-[:-150]\lewis{426,O}(-[3,0.4,,,,draw=none]\ominus)}
    \schemestop
869
    \caption{Grenzstrukturen von Ozon: Durch die Verschiebung der $\pi$-Bindung auf das linke Sauerstoffatom und des nichtbindenden Elektronenpars des formal negativ geladenen Sauerstoffatoms zu einer Doppelbindung kann die andere Grenzstruktur erreicht werden.}
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877
  \end{subfigure}\hfill
  \begin{subfigure}[b]{0.47\linewidth}
    \centering
    \schemestart
      \chemfig{\chemabove{\lewis{4,O}}{\oplus}~\chemabove{\lewis{0,C}}{\ominus}}
      \quad\arrow{<->}\quad
      \chemfig{\lewis{35,O}=\lewis{0,C}}
    \schemestop
878
    \caption{Grenzstrukturen von Kohlenmonoxid: Durch die Verschiebung einer $\pi$-Bindung auf das Sauerstoffatom wird eine weitere Grenzstruktur erreicht werden. Beachte, dass bei C dann die Oktettregel nicht erfüllt wird und diese Resonanozstruktur also eine tiefe Gewichtung besitzt.}
879
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  \end{subfigure}
  \caption{Durch das Verschieben von Elektronenpaaren können verschiedene Grenzstrukturen desselben Moleküls formuliert werden.}
Alexander Schoch's avatar
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881
\end{mdframed}
882
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\end{figure}

884
Am folgenden Beispiel soll anhand von Chlorsäure (\ce{HClO3}) und Chloriger Säure (\ce{HClO2}) erläutert werden, wie chemische Eigenschaften durch Grenzstrukturen erklärt werden können.
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\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
	\begin{subfigure}[b]{0.5\linewidth}
		\centering
		\schemestart
			\chemfig{\lewis{2,Cl}(=[@{7}:-150]@{8}O)(=[@{5}:-70]@{6}O)(-[@{4}:-30]@{3}\chemabove{O}{\ominus})}
		\schemestop
		\chemmove{\draw[shorten <=8pt,shorten >=2pt]
      (3).. controls +(90:5mm) and +(60:4mm).. (4);}
		\chemmove{\draw[shorten <=2pt,shorten >=2pt]
      (5).. controls +(30:5mm) and +(30:4mm).. (6);}
		\chemmove{\draw[shorten <=2pt,shorten >=2pt]
      (6).. controls +(-150:4mm) and +(-150:5mm).. (5);}
		\chemmove{\draw[shorten <=2pt,shorten >=2pt]
      (7).. controls +(-60:5mm) and +(-60:4mm).. (8);}
		\chemmove{\draw[shorten <=2pt,shorten >=2pt]
      (8).. controls +(120:4mm) and +(120:5mm).. (7);}
903
		\caption{Stabilisierung des Säurerestanions von Chlorsäure durch Grenzstrukturen}
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	\end{subfigure}
	\begin{subfigure}[b]{0.49\linewidth}
		\centering
		\schemestart
			\chemfig{\lewis{13,Cl}(=[@{7}:-150]@{8}O)(-[@{4}:-30]@{3}\chemabove{O}{\ominus})}
		\schemestop
		\chemmove{\draw[shorten <=8pt,shorten >=2pt]
      (3).. controls +(90:5mm) and +(60:4mm).. (4);}
		\chemmove{\draw[shorten <=2pt,shorten >=2pt]
      (7).. controls +(-60:5mm) and +(-60:4mm).. (8);}
		\chemmove{\draw[shorten <=2pt,shorten >=2pt]
      (8).. controls +(120:4mm) and +(120:5mm).. (7);}
916
		\caption{Stabilisierung des Säurerestanions von Chloriger Säure durch Grenzstrukturen}
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	\end{subfigure}
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	\caption{Es ist sichtbar, dass das Säurerestanion der Chlorsäure, Chlorat, die negative Ladung über mehrere Sauerstoffatome verteilen kann und ist deshalb thermodynamisch stabiler als das Säurerestanion der Chlorigen Säure, Chlorit, wobei Pfeile die Verschiebung von \textit{Elektronenpaaren} beschreiben. Eine erhöhte Stabilität des Säurerestanions bedeutet gleichzeitig, dass die zugehörige Säure stärker wird: $\text{pKs}_{\ce{HClO3}} < \text{pKs}_{\ce{HClO2}}$}
919
	\label{Chlorsäure-BSP}
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\end{mdframed}
\end{figure}

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924
\begin{Exercise}[label={ex:formalladungen},title={Oxidationszahlen, Formalladungen \& Grenzstrukturen}]
Zeichnen Sie die folgenden Moleküle in Lewis-Struktur, zeichen sie Formalladungen ein und geben sie die Oxidationszahlen für die fett geschriebenen Atomen an. Falls Grenzstrukturen existieren, geben sie die mesomeren Grenzstrukturen an. Welche Moleküle sind isoelektronisch?
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\begin{enumerate}
  \item \ce{\textbf{N}O2+}
  \item \ce{O3}
  \item \ce{C\textbf{O}2}
  \item \ce{B(OH)3}
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  \item \ce{(\textbf{Si}O2)_n}
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  \item \ce{(C\textbf{N}2)^2-}
  \item \ce{\textbf{Cl}O2}
  \item \ce{\textbf{N}2H4}
  \item \ce{P(OH)3}
\end{enumerate}
Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\end{Exercise}

\begin{Answer}[ref={ex:formalladungen}]
  \begin{figure}[H]
    \begin{mdframed}
      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
        \centering
        \chemfig{\lewis{35,O}=[0]\chemabove{N}{\oplus}(!{ox}{+}{V}{6})=[0]\lewis{17,O}}
        \caption{1: \ce{NO2+}}
      \end{subfigure}
      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
        \centering
        \schemestart
          \chemfig{\lewis{46,O}=[:30]\lewis{2,O}(-[1,0.4,,,,draw=none]\oplus)-[:-30]\lewis{026,O}(-[1,0.4,,,,draw=none]\ominus)}
          \arrow{<->}[90,.5]
          \chemfig{\lewis{06,O}=[:150]\lewis{2,O}(-[3,0.4,,,,draw=none]\oplus)-[:-150]\lewis{426,O}(-[3,0.4,,,,draw=none]\ominus)}
        \schemestop
        \caption{2: \ce{O3}}
      \end{subfigure}
      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
        \centering
        \chemfig{\lewis{35,O}(!{ox}{-}{II}{6})=[0]C=[0]\lewis{17,O}(!{ox}{-}{II}{6})}
        \caption{3: \ce{CO2}}
      \end{subfigure}
    \end{mdframed}
  \end{figure}
  \begin{figure}[H]
    \begin{mdframed}
      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
        \centering
        \chemfig{B(-[:150]H\lewis{26,O})(-[:30]\lewis{26,O}H)(-[6]\lewis{46,O}H)}
Alexander Schoch's avatar
Alexander Schoch committed
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        \caption{4: \ce{B(OH)3}}
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      \end{subfigure}
      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
        \centering
        \schemestart
          \chemfig{Si
            (-[::0]\lewis{60,O}-[::60]Si(-[::90,.5,,,dashed])(-[::0,.5,,,dashed])(-[::-90,.5,,,dashed]))
            (-[::90]\lewis{20,O}-[::60]Si(-[::90,.5,,,dashed])(-[::0,.5,,,dashed])(-[::-90,.5,,,dashed]))
            (-[::180]\lewis{24,O}-[::60]Si(-[::90,.5,,,dashed])(-[::0,.5,,,dashed])(-[::-90,.5,,,dashed]))
            (-[::270]\lewis{46,O}-[::60]Si(-[::90,.5,,,dashed])(-[::0,.5,,,dashed])(-[::-90,.5,,,dashed]))
            (!{ox}{+}{IV}{3})
          }
          \arrow{->}[-90,.5,,,draw=none]
          \chemfig{
            \vphantom{X}-[@{left,.5}0,.7,,,draw=none]
            Si
            (-[2]\lewis{42,O}-[:30,.5,,,dashed])
            (-[:-30]\lewis{57,O}-[:30,.5,,,dashed])
            (>:[:-165])
            (<[:-120])
            -[@{right,.5}0,2.5,,,draw=none]\vphantom{X}
          }
          \polymerdelim[height = 35pt, delimiters={[]}]{left}{right}
        \schemestop
        \caption{5: \ce{(SiO2)_n}}
      \end{subfigure}
      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
        \centering
        \chemfig{\chemabove{\lewis{35,N}}{\ominus}(!{ox}{-}{II}{6})=[0]C=[0]\chemabove{\lewis{17,N}}{\ominus}(!{ox}{-}{II}{6})}
        \caption{6: \ce{CN2^2-}}
      \end{subfigure}
    \end{mdframed}
  \end{figure}
  \begin{figure}[H]
    \begin{mdframed}
      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
        \centering
        \chemfig{\lewis{46,O}=[:30]\lewis{26.,Cl}(!{ox}{+}{IV}{2})=[:-30]\lewis{60,O}}
Alexander Schoch's avatar
Alexander Schoch committed
1006
        \caption{7: \ce{ClO2}. Radikale sind sehr reaktiv $\rightarrow$ MMS ist Gift!}
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      \end{subfigure}
      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
        \centering
        \chemfig{\lewis{2,N}(!{ox}{-}{II}{2})(-[:-165]H)(-[:-120]H)-\lewis{2,N}(!{ox}{-}{II}{2})(-[:-15]H)(-[:-60]H)}
Alexander Schoch's avatar
Alexander Schoch committed
1011
        \caption{8: \ce{N2H4}\\}
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      \end{subfigure}
      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
        \centering
        \chemfig{
          \lewis{2,P}
          (-[:-15]\lewis{62,O}-[::60]H)
          (-[:-60]\lewis{46,O}-[::60]H)
          (-[:-150]\lewis{06,O}-[::-60]H)
        }
Alexander Schoch's avatar
Alexander Schoch committed
1021
        \caption{9: \ce{P(OH)3}\\}
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      \end{subfigure}
    \end{mdframed}
  \end{figure}
  \paragraph{Isoelektronisch} \ce{NO2+}, \ce{CO2}, \ce{CN2^{2-}}. 
\end{Answer}

1028
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\subsection{Molekülorbitale}

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Um mittels Orbitaltheorie nun auch Bindungen oder sogar ganze Moleküle beschreiben zu können, werden aus den Atomorbitalen \textit{Molekülorbitale} gebildet. Dazu werden Atomorbitale, welche derselben Symmetrie angehören, miteinander \textit{linear kombiniert}: Eine Lösung dieser Linearkombination ist die Summe der Wellenfunktionen, die Andere die Differenz. Dabei wichtig zu verstehen ist, dass die Anzahl der MO immer der Anzahl der AO entsprechen muss. \par\smallskip

Aus der Linearkombination ergeben sich erergetisch höher Gelegene Orbitale, welche als \textit{antibindend} beziechnet und mit einem $*$ markiert werden. Die energetisch tiefer liegenden MO werden als \textit{bindend} bezeichnet.\par\smallskip

Volle AO mit tieferen Energien bilden auch MOs, aber diese werden dann komplett gefüllt. Beispielsweise gibt es bei \ce{N2} auch $1\sigma_s$, $1\sigma_s^*$, $2\sigma_2$ und $2\sigma_s^*$, aber diese sind alle voll und tragen nichts zur Bindungsordnung bei (siehe unten).

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\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
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\begin{minipage}{0.5\linewidth}
\centering
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\begin{modiagram}[labels,names]
	\atom[H]{left}{
		1s = { 0; up}
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	}
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	\atom[H]{right}{
1045
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		1s = { 0; up},
	}
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	\molecule[\ce{H2}]{
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		1sMO = {.75; pair}
	}
\end{modiagram}
\end{minipage}
\begin{minipage}{0.49\linewidth}
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1053
	\caption{MO-Diagramm von \ce{H2}. Dabei beschreibt $1\sigma_s^*$ die Summe der AO, $1\sigma_s$ die Differenz. Da das $1\sigma_s$ in der Energie tiefer liegt, befinden sich beide Elektronen in diesem Orbital.}
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Alexander Schoch committed
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\end{minipage}
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\end{mdframed}
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\end{figure}

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\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
\begin{subfigure}[b]{0.5\linewidth}
\centering
\begin{modiagram}[labels,names]
	\atom[O]{left}{
		2p = { 0; pair, up, up},
	}
	\atom[O]{right}{
		2p = { 0; pair, up, up},
	}
	\molecule[\ce{O2}]{
		2pMO = {2; pair, pair, pair, up, up},
	}
\end{modiagram}
\caption{Triplett-Sauerstoff \ce{^3O2}, paramagnetisch}
\end{subfigure}
\begin{subfigure}[b]{0.49\linewidth}
\centering
\begin{modiagram}[labels,names]
	\atom[O]{left}{
		2p = { 0; pair, up, up},
	}
	\atom[O]{right}{
		2p = { 0; pair, up, up},
	}
	\molecule[\ce{O2}]{
		2pMO = {2; pair, pair, pair, pair},
	}
\end{modiagram}
\caption{Singlett-Sauerstoff \ce{^1O2}, diamagnetisch}
\end{subfigure}
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1090
\caption{MO-Diagramme von \ce{^3O2} und \ce{^1O2}. Aufgrund der Paarbildungsenergie (Energie, die benötigt wird, den Spin umzudrehen) ist die Triplett-Form energetisch günstiger und deswegen in der Natur anzutreffen.}
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Alexander Schoch committed
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\end{mdframed}
\end{figure}


\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
Alexander Schoch's avatar
Alexander Schoch committed
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\begin{minipage}{0.5\linewidth}
\caption{MO-Diagramm von \ce{NO}. Durch das ungepaarte Elektron im $2\pi_y^*$-Orbital ist NO ein Radikal.}
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\label{fig:mo_no}
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\end{minipage}
\begin{minipage}{0.49\linewidth}
\centering
\begin{modiagram}[labels, names]
 \atom[N]{left}{
   2p = {0;up,up,up}
 }
 \atom[O]{right}{
   2p = {2;pair,up,up}
 }
 \molecule[NO]{
   2pMO  = {1.8,.4;pair,pair,pair,up} ,
 }
\end{modiagram}
1114
\end{minipage}
Alexander Schoch's avatar
Alexander Schoch committed
1115
\end{mdframed}
1116
\end{figure}
1117

Alexander Schoch's avatar
Alexander Schoch committed
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\paragraph{Wichtig} An der Prüfung werdet ihr die Orbitale schon vorgezeichnet erhalten und müsst nur doch die Elektronen richtig eintragen. Daraus folgt auch, dass relative Energien (die hier dargestellten Höhenunterschiede) \textit{nicht} können müsst.

Alexander Schoch's avatar
Alexander Schoch committed
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\subsubsection{Bindungsordnung}

Mittels MO-Diagrammen kann für eine Bindung dann auch die so genannte \textit{Bindungsordnung} berechnet werden:

\begin{equation}
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1125
	\text{BO} = { n_\text{Bindend} - n_\text{Antibindend} \over 2},
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Alexander Schoch committed
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\end{equation}
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wobei $n$ die Anzahl Elektronen in den jeweiligen MO beschreibt.\par\smallskip

Die BO beschreibt in etwa, wie viele Bindunge zwischen zwei Atomen vorliegen. Bei Radikalen kann diese auch z.B. 2.5 sein (siehe NO, Fig. \ref{fig:mo_no}).\par\smallskip

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Generell gilt, dass eine höhere BO zu einer stärkeren Bindung und somit zu einer kürzeren Bindung führt.

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\cmt{Example: Zeichen sie MO-Schema von \ce{NO} und \ce{NO-} mit Hilfe des vorgegebenen Schemas: (Draw the Grundstruktur, leave out the electrons)\\
	
Sind die Moleküle diamagnetisch? Was ist die Bindungsordnung? Welches hat die längste Bindungslänge?
}
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1140
\begin{Exercise}[label={ex:mo}, title={Molekülorbitale}]
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1141
	Tragen Sie die Elektronen in das Molekülorbital-Template für Kohlenmonoxid und Cyanid ein und berechnen Sie die Bindungsordnung dieser Teilchen. Was fällt ihnen auf?
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	\begin{figure}[H]
		\begin{mdframed}
			\begin{subfigure}{0.5\linewidth}
				\centering
				\begin{modiagram}[labels, names, style=round]
				 \atom[C]{left}{
				   2p = {0}
				 }
				 \atom[O]{right}{
				   2p = {0}
				 }
				 \molecule[\ce{CO}]{
				   2pMO  = {}
				 }
				\end{modiagram}
				\caption{MO-Diagramm für CO}
			\end{subfigure}\hfill
			\begin{subfigure}{0.49\linewidth}
				\centering
				\begin{modiagram}[labels, names, style=round]
				 \atom[C]{left}{
				   2p = {0}
				 }
				 \atom[\ce{N-}]{right}{
				   2p = {0}
				 }
				 \molecule[\ce{CN-}]{
				   2pMO  = {}
				 }
			\end{modiagram}
			\caption{MO-Diagramm für \ce{CN-}}
		\end{subfigure}
	\end{mdframed}
\end{figure}
Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\end{Exercise}

\begin{Answer}[ref={ex:mo}]
	\begin{figure}[H]
		\begin{mdframed}
			\begin{subfigure}{0.5\linewidth}
				\centering
				\begin{modiagram}[labels, names, style=round]
				 \atom[C]{left}{
				   2p = {0; up, up}
				 }
				 \atom[O]{right}{
				   2p = {0; pair, up, up}
				 }
				 \molecule[\ce{CO}]{
				   2pMO  = {;pair, pair, pair}
				 }
				\end{modiagram}
				\caption{MO-Diagramm für CO}
			\end{subfigure}\hfill
			\begin{subfigure}{0.49\linewidth}
				\centering
				\begin{modiagram}[labels, names, style=round]
				 \atom[C]{left}{
				   2p = {0; up, up}
				 }
				 \atom[\ce{N-}]{right}{
				   2p = {0; pair, up, up}
				 }
				 \molecule[\ce{CN-}]{
				   2pMO  = {;pair, pair, pair}
				 }
			\end{modiagram}
			\caption{MO-Diagramm für \ce{CN-}}
		\end{subfigure}
		\caption{Es ist sichtbar, dass die MO-Diagramme genau gleich aussehen. Insofern sind CO und \ce{CN-} \textit{isoelektronisch}. Die Bindugnsordnung beträgt bei beiden Verbindungen 3.}
	\end{mdframed}
\end{figure}

\end{Answer}

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1218
\begin{Exercise}[label={ex:mo2}, title={Molekülorbitale 2}]
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1219
  Tragen Sie die Elektronen in das Molekülorbital-Template für Oxygenyl (\ce{O2+}) und Superoxid (\ce{O2-}) ein und berechnen sie die Bindungsordnung der Teilchen. Welche Bindung ist stärker? Welche Bindung ist kürzer?
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  \begin{figure}[H]
    \begin{mdframed}
			\begin{subfigure}{0.5\linewidth}
				\centering
				\begin{modiagram}[labels, names, style=round]
				  \atom[O]{left}{
				   2p = {0}
				 }
          \atom[\ce{O+}]{right}{
				   2p = {0}
				 }
				  \molecule[\ce{O2+}]{
				    2pMO  = {}
				  }
				\end{modiagram}
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1235
				\caption{MO-Diagramm für \ce{O2+}}
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			\end{subfigure}\hfill
			\begin{subfigure}{0.49\linewidth}
				\centering
				\begin{modiagram}[labels, names, style=round]
				 \atom[O]{left}{
				   2p = {0}
				 }
				 \atom[\ce{O-}]{right}{
				   2p = {0}
				 }
				 \molecule[\ce{O2-}]{
				   2pMO  = {}
				 }
        \end{modiagram}
        \caption{MO-Diagramm für \ce{O2-}}
      \end{subfigure}
    \end{mdframed}
  \end{figure}
	Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\end{Exercise}

\begin{Answer}[ref={ex:mo2}]
  \begin{figure}[H]
    \begin{mdframed}
			\begin{subfigure}{0.5\linewidth}
				\centering
				\begin{modiagram}[labels, names, style=round]
				  \atom[O]{left}{
				   2p = {0; pair, up, up}
				 }
          \atom[\ce{O+}]{right}{
				   2p = {0; up, up, up}
				 }
				  \molecule[\ce{O2+}]{
				    2pMO  = {; pair, pair, pair, up}
				  }
				\end{modiagram}
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				\caption{MO-Diagramm für \ce{O2+}}
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			\end{subfigure}\hfill
			\begin{subfigure}{0.49\linewidth}
				\centering
				\begin{modiagram}[labels, names, style=round]
				 \atom[O]{left}{
				   2p = {0; pair, up, up}
				 }
				 \atom[\ce{O-}]{right}{
				   2p = {0; pair, pair, up}
				 }
				 \molecule[\ce{O2-}]{
				   2pMO  = {; pair, pair, pair, pair, up}
				 }
        \end{modiagram}
        \caption{MO-Diagramm für \ce{O2-}}
      \end{subfigure}
    \end{mdframed}
    \caption{Die Bindungsordnungen betragen 2.5 für Oxygenyl (\ce{O2+}) und 1.5 für Superoxid (\ce{O2-}). Infolgedessen ist die Oxygenylbindung \textit{kürzer} und somit \textit{stärker}.}
  \end{figure}
\end{Answer}


1296
\section{VSEPR/VSEPD}
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1297
W\"ahrend die Lewis-Struktur aufzeigen kann, welche Atome wie miteinander binden, ist das VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) Modell dazu da, um zu zeigen, wie die Atome r\"aumlich zueinander stehen. VSEPR wird immer nach dem gleichen Schema angewandt.
1298

1299
1300
% TODO: this is a huuuuuuge mess

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1301
\cmt{
1302
1303
1304
1305
\begin{longtable}{p{0.6\linewidth}p{0.24\linewidth}}
    \caption{VSEPR Vorgehensweise} \\
		\toprule
    \textbf{Rezept} & \textbf{Beispiel: \ce{IF4+}}\\ \midrule\endhead
1306
    Zentralatom bestimmen & \ce{I} \\
1307
    Valenzelektronen des ungeladen Zentralatoms aufschreiben & $\ce{I} = \ce{7e-}$ \\
1308
1309
    Ladungen dazurechnen,
    bei positiver Ladung subtrahiert man \ce{e-}, 
1310
    bei negativer Ladung addiert man \ce{e-}. Falls negative Ladung und Sauerstoff vorhanden: negative Ladung nicht addieren sondern \ce{O-} bilden.&  $\ce{7e-}-\ce{1e-} = \ce{6e-}$ \\
1311
1312
1313
1314
     Anzahl Bindungen bestimmen,
    falls H und O vorkommen: OH machen, 
    F = Einfachbindung, 
    OH oder \ce{O-} = Einfachbindung,
1315
    O = Doppelbindung &  $4\cdot\ce{F} = 4\cdot\text{EB}$ \\
1316
1317
    Anzahl Bindungen abziehen,
    Einfachbindung = \ce{1e-},
1318
    Doppelbindung = \ce{2e-} & $\ce{6e-} - \ce{4e-}= \ce{2e-}$ \\
1319
    \"ubrige \ce{e-} durch 2 teilen.
1320
1321
1322
1323
1324
    Dies ist die Anzahl Lonepairs, 
    falls X.5 Lonepairs: X Lonepairs + 1 Radikalorbital & $2\ce{e-}/2=1$Lonepair \\ \midrule
     Koordinationszahl und Grundstruktur (Figure: \ref{Fig:VSEPR}) bestimmen: 
    jeder Bindungspartner = 1, 
    jedes Lonepair = 1, 
1325
    jedes Radikalorbital = 1 & \includegraphics[width=0.45\linewidth]{Diagrams/IF4_1.pdf}
1326
    \\ \midrule
1327
    Grosse Dom\"anen in grosse Dom\"anen Spots einzeichnen.
1328
1329
    Doppelbindungen = gross, 
    Lonepairs = gross & 
1330
    \includegraphics[width=0.5\linewidth]{Diagrams/IF4_2.pdf}\\ \midrule
1331
    Restliche Dom\"anen einzeichnen und Ladung am Zentralatom einzeichnen & 
1332
    
1333
    \includegraphics[width=0.5\linewidth]{Diagrams/IF4_3.pdf}\\ \midrule
1334
1335
    
\end{longtable}{}
Alexander Schoch's avatar
Alexander Schoch committed
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}

Hier wird dies am Beispiel von \ce{IF4+} gezeigt.

\begin{enumerate}
  \item Zentralatom bestimmen: \textcolor{blue}{\ce{I}}
  \item Valenzelektronen des ungeladen Zentralatoms aufschreiben: \textcolor{blue}{$\ce{I} = \ce{7e-}$}
  \item Ladungen dazurechnen. 
    \begin{enumerate}
1345
      \item Falls negative Ladung und Sauerstoff vorhanden: negative Ladung nicht addieren sondern \ce{O-} bilden. 
Alexander Schoch's avatar
Alexander Schoch committed
1346
      \item Bei positiver Ladung subtrahiert man \ce{e-} 
1347
      \item Bei negativer Ladung addiert man \ce{e-}.  
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1390
1391
    \end{enumerate}
    \textcolor{blue}{$\ce{7e-}-\ce{1e-} = \ce{6e-}$}
  \item Anzahl Bindungen bestimmen.
    \begin{enumerate}
      \item Falls H und O vorkommen: OH machen
      \item F = Einfachbindung
      \item OH oder \ce{O-} = Einfachbindung
      \item O = Doppelbindung 
    \end{enumerate}
    \textcolor{blue}{$4\cdot\ce{F} = 4\cdot\text{EB}$}
  \item Anzahl Bindungen abziehen.
    \begin{enumerate}
      \item Einfachbindung = \ce{1e-}
      \item Doppelbindung = \ce{2e-} 
    \end{enumerate}
    \textcolor{blue}{$\ce{6e-} - \ce{4e-}= \ce{2e-}$}
  \item \"Ubrige \ce{e-} durch 2 teilen. Dies ist die Anzahl Lonepairs. 
    \begin{enumerate} 
      \item Falls $X.5$ Lonepairs: $X$ Lonepairs + 1 Radikalorbital 
    \end{enumerate}
    \textcolor{blue}{$\ce{2e-}/2=1$\,Lonepair}
  \item Koordinationszahl und Grundstruktur (Figure: \ref{Fig:VSEPR}) bestimmen: 
    \begin{enumerate}
      \item jeder Bindungspartner = 1
      \item jedes Lonepair = 1
      \item jedes Radikalorbital = 1 
    \end{enumerate}
    \begin{figure}[H]
      \includegraphics[width=0.1\linewidth]{Diagrams/IF4_1.pdf}
    \end{figure}
  \item Grosse Dom\"anen (Doppelbindungen, Lonepairs) in grosse Dom\"anen Spots einzeichnen. 
    \begin{enumerate}
      \item Pentagonal bipyramidal: equatorial ($\alpha_\mathrm{eq} = \SI{120}{\degree} > \alpha_\mathrm{ax} = \SI{90}{\degree}$)
      \item Heptagonal bipyramidal: axial ($\alpha_\mathrm{eq} = \SI{72}{\degree} < \alpha_\mathrm{ax} = \SI{90}{\degree}$)
      \item Mehrere grosse Domänen haben die grösstmögliche Distanz.
    \end{enumerate}
    \begin{figure}[H]
      \includegraphics[width=0.1\linewidth]{Diagrams/IF4_2.pdf}
    \end{figure}
  \item Restliche Dom\"anen einzeichnen und Ladung am Zentralatom einzeichnen.
    \begin{figure}[H]
      \includegraphics[width=0.1\linewidth]{Diagrams/IF4_3.pdf}
    \end{figure}
\end{enumerate}
1392

1393
Grosse Dom\"anen nehmen mehr Platz ein und dr\"ucken kleinere Dom\"anen n\"aher zusammen. Beispiel: Bindungswinkel im idealen Tetraeder = \SI{109.5}{\degree}. Winkel \ce{H-O-H} ist \SI{104.45}{\degree} 
1394

1395
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\begin{figure}[H]
Alexander Schoch's avatar
Alexander Schoch committed
1397
  \begin{mdframed}
1398
	\centering
1399
	\begin{subfigure}[b]{0.32\linewidth}
1400
1401
		\centering
		\chemfig{X(-[4]L)(-[0]L)}
1402
		\caption{\ce{XL2}\\ Strukturtyp: linear \\ Molekülstruktur: linear\\}
1403
	\end{subfigure}
1404
	\begin{subfigure}[b]{0.32\linewidth}
1405
1406
		\centering
		\chemfig{X(-[:60]L)(-[4]L)(-[:-60]L)}
1407
		\caption{\ce{XL3}\\ Strukturtyp: trigonal planar \\ Molekülstruktur: trigonal planar, gewinkelt}
1408
	\end{subfigure}
1409
	\begin{subfigure}[b]{0.32\linewidth}
1410
1411
		\centering
		\chemfig{X(-[2]L)(-[:-150]L)(>:[:-15]L)(<[:-65]L)} 
1412
		\caption{\ce{XL4}\\ Strukturtyp: tetraedrisch \\ Molekülstruktur: tetraedrisch, trigonal pyramidal, gewinkelt}
1413
1414
	\end{subfigure}
	
rasmussa's avatar