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 ... ... @@ -5,6 +5,7 @@ %\usepackage{l3kernel} %\usepackage{l3packages} \usepackage{tikzorbital} \usepackage{ulem} \cmt{ TODO ... ... @@ -198,7 +199,7 @@ Das bestimmen der Elektronenkonfiguration verl\"auft immer nach gleichem Schema: \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. \item Ist das Atom ungeladen und kann eine d$^5$ oder d$^{10}$ Konfiguration erreicht werden? \begin{enumerate} \item Ja: Ein Elektron aus dem Valenz s-Orbital in das d-Orbital einf\"ugen. Grund daf\"ur ist im Paragraph "Erste Ionisierungsenergie" erkl\"art. \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. \item Nein: weiter \end{enumerate} \item Ist das Atom positiv geladen und hat ein ungef\"ulltes d-Orbital als h\"ochstes Orbital? ... ... @@ -233,7 +234,7 @@ Geben Sie die Elektronenkonfiguration der Folgenden Atomen und Ionen an: (Zusatz 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$^{2-}$} \\ 7& \ce{Sr^{2+}} & 15&\ce{O^{2-}} \\ 8& \ce{Os} & 16&\ce{Cr} \\ \bottomrule \end{longtable} ... ... @@ -259,6 +260,7 @@ Wie viele Elektronen können maximal die Hauptquantenzahl $n= 3$ haben? (Zusatz Lösungen: 1) \ce{[He] 2s^2 2p^1}, 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} \\ 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} 1) Ar, 2) As, 3) Zn, 4) Cd, 5) Ca. 6) Al, 7) Zr, 8) He \\ ... ... @@ -279,6 +281,8 @@ Es gibt drei Arten von Bindungen: Ionische, Kovalente, Koordinierte. \paragraph{Koordinierte Bindungen} entstehen, wenn ein Nichtmetall/Molek\"ul mit einem freien Elektronenpaar dieses freie Elektronenpaar einem \"ubergangsmetall \enquote{spendet}. Die Elektronegativit\"atsdifferenz sollte auch unter 1.7 sein. 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. \\ \textbf{Wichtig:} Es kam noch an keiner Dr. Uhlig Prüfung oder Übung vor, dass man zwischen Salzen, Molekülen und Komplexen unterscheiden muss. Es wird immer nur zwischen Molekülen und Salzen unterschieden. \subsection{Aufgaben} \begin{longtable}{llrr} ... ... @@ -293,10 +297,11 @@ Es gibt drei Arten von Bindungen: Ionische, Kovalente, Koordinierte. 7) &\ce{NaF} & & \\ 8) &\ce{O2} & & \\ 9) &\ce{Na2O} & & \\ 10) & \ce{BCl3} & & \\ \bottomrule \end{longtable} Lösung: 1) Salz, 2)Molekül, 3) Salz, 4) Molekül, 5) Molekül, 6) Salz, 7) Salz, 8) Molekül, 9) Salz Lösung: 1) Salz, 2)Molekül, 3) Salz, 4) Molekül, 5) Molekül, 6) Salz, 7) Salz, 8) Molekül, 9) Salz, 10) Molekül \section{Darstellung von Molek\"ulen} Wichtige Begriffe: \begin{itemize} ... ... @@ -304,7 +309,7 @@ Wichtige Begriffe: Valenz = Anzahl Valenzelektronen im Atom - Anzahl nicht-bindende Elektronen\\ Atome der zweiten Periode folgen immer der Oktett-/Edelgasregel. \item \textbf{Hypervalenz: } Gilt f\"ur Atome ab der dritten Periode (m\"oglich weil sie sehr gross sind und d-Orbitale verwenden k\"onnen). \\ Hypervalente Atome haben mehr als acht Valenzelektronen.\\ Hypervalente Atome haben mehr als acht Valenzelektronen, wenn sie gebunden sind.\\ Nicht-bindende Elektronenpaare z\"ahlen auch zur Valenz. \item \textbf{Isoelektronisch: } Zwei oder mehr Molek\"ule sind isoelektronisch, wenn sie: \\ 1) die gleiche Struktur haben, 2) die gleiche Anzahl Valenzelektronen haben.\\ ... ... @@ -523,8 +528,11 @@ Am folgenden Beispiel soll anhand von Chlorsäure (\ce{HClO3}) und Chloriger Sä \end{mdframed} \end{figure} %TODO: Add some exercises for this section such as: \cmt{Zeichnen Sie die folgenden Moleküle in Lewis-Struktur, zeichen sie Formalladungen ein und geben sie die Oxidationszahlen für die fett geschriebenen Atomen an. Falls Resonanz vorhanden ist, geben sie die mesomeren Grenzstrukturen an. Welche Moleküle sind isoelektronisch?\\ 1) \ce{\textbf{N}O2+}, 2) \ce{O3}, 3) \ce{C\textbf{O}2}, 4) \ce{H3\textbf{P}O4}, 5) \ce{[\textbf{Si}O2]_n}, 6) \ce{[C\textbf{N}2]^2-}, 7) \ce{\textbf{Cl}O2}, 8) \ce{\textbf{N}2H4} } %TODO: Make the solutions to this \subsection{Molekülorbitale} 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 ... ... @@ -632,6 +640,11 @@ Die BO beschreibt in etwa, wie viele Bindunge zwischen zwei Atomen vorliegen. Be Generell gilt, dass eine höhere BO zu einer stärkeren Bindung und somit zu einer kürzeren Bindung führt. %TODO: Make an excersie here and add the solution: \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? } \section{VSEPR/VSEPD} 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 mit einander stehen. VSEPR wird immer nach dem gleichen Schema angewandt. ... ... @@ -778,11 +791,7 @@ Zeichnen Sie die r\"aumliche Struktur der folgenden Molek\"ule: \chemfig{X(<[:-15]L)(<[:-165]L)(>:[:15]L)(>:[:165]L)(-L)(-L)} \caption{\ce{XL6}} \end{subfigure} \begin{subfigure}[b]{0.245\linewidth} \centering \chemfig{X(-L)(<[:-135]L)(>:[:35]L)(>:[:135]L)(-\textcolor{red}{L})(-\textcolor{red}{L})(<[:-35]L)} \caption{\ce{XL7}} \end{subfigure} \caption{Die verschiedenen Konfigurationen. Rote \textcolor{red}{L} zeigen, wo die grossen Dom\"anen eingef\"uhrt werden. Punktsymmetrische Geometrien (Linear, Trigonal, Tetraedrisch, Oktaedrisch, Quadratisch Planar) besitzen keine Präferenz.} \label{Fig:VSEPR} \end{figure} ... ... @@ -999,6 +1008,8 @@ Für die Entscheidung zwischen diesen Konfigurationen gibt es zwei Energien, die Grosse Aufspaltungsenergien führen zu \textit{diamagnetischen} low spin-Komplexen und kleine Aufspaltungsenergien zu \textit{paramagnetischen} high spin-Komplexen. \subsection{Komplexe} Bei Komplexen ist die Aufspaltung der Orbitale entscheidend daf\"ur, welche Wellenlängen aufgenommen werden. Die Energie, welche aufgenommen wird entspricht dabei der Aufspaltung. Für grosse Aufspaltungen, wird hoch energetisches Licht bzw. Licht mit kurzer Wellenlänge absorbiert. Für kleine Aufspaltungen wird Licht mit langer Wellenlänge bzw. kleiner Energie aufgenommen. Wichtig bei Komplexen ist, dass es einen Angeregten Zustand gibt, so sind d$^0$ farblos (z.B. \ce{[Ti(Cl)4]}), da es keine Elektronen gibt, welche angeregt werden können. d$^{10}$ Komplexe (z.B. \ce{[Zn(OH2)6]^{2+}}) sind auch farblos, da es keine Möglichkeit gibt Elektronen in eine höhers nicht vollbesetztes Orbital zu bewegen. ... ...