converted all .eps files to .pdf files, changed the .eps files to .pdf files in main.tex

UFO-PVK-Skript_Chemie-AC.tex

@@ -12,7 +12,7 @@
 
 
 \date{Version: \today}
-
+\author{Alexander Schoch, Asbjoern Rasmussen}
 
 \begin{document}
 \pagenumbering{gobble} 
@@ -66,7 +66,7 @@ In vielen alten Prüfungen und in den Übungen 3,4,5 kommen Fragen zu verschiede
 
 \begin{figure}[H]
     \centering
-    \includegraphics[width=0.95\linewidth]{Diagrams/TrendPSE.eps}
+    \includegraphics[width=0.95\linewidth]{Diagrams/TrendPSE.pdf}
     \caption{Trends in Periodensystem mit Merkhilfen}
     \label{fig:Trends}
 \end{figure}
@@ -79,7 +79,7 @@ Beschreibt wie sehr ein Atom Elektronen zu sich zieht. Sauerstoff und Fluor sind
 
 \begin{figure}[H]
     \centering
-    \includegraphics[width=5cm,scale=0.5]{Diagrams/Orbital_Boxes_Trends.eps}
+    \includegraphics[width=5cm,scale=0.5]{Diagrams/Orbital_Boxes_Trends.pdf}
 \end{figure}
 
 \paragraph{Säurestärke \ce{HXO_n}} Zwei Faktoren beeinflussen die Säurestärken der Oxosäuren. Der erste Faktor ist die Anzahl Sauerstoffe, welche an das Zentralatom gebunden sind (Grund: Resonanz und zusätzlicher Elektronenzug). Der zweite Faktor ist wie elektronegativ das Zentralatom ist (Grund: zusätzlicher Elektronenzug).
@@ -89,7 +89,7 @@ Beschreibt wie sehr ein Atom Elektronen zu sich zieht. Sauerstoff und Fluor sind
 \paragraph{Elektronenaffinität} 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.}
 \begin{figure}[H]
     \centering
-    \includegraphics[width=5cm,scale=0.5]{Diagrams/Orbital_Boxes_Trends_Fluor.eps}
+    \includegraphics[width=5cm,scale=0.5]{Diagrams/Orbital_Boxes_Trends_Fluor.pdf}
 \end{figure}
 
 \paragraph{Säurestärke \ce{HX}} Die Säurestärke in der gleichen Gruppe nimmt zu mit steigender Zentralatomgrösse, da die \ce{H-X} Bindung durch den steigenden Abstand zwischen den beiden Atomen schwächer wird. \ce{HF} ist eine schwache Säure (Pks$=3.1$),  \ce{HCl} ist eine starke Säure (Pks$=-6.0$). Die Säurestärke nimmt in der gleichen Perioden zu mit steigender Elektronegativtät: Pks(\ce{H2O})$=14$, Pks(\ce{HF})$=3.1$.
@@ -163,7 +163,7 @@ Dies wird wiederhol,t bis keine Elektronen übrig sind.
 
 \begin{figure}[H]
     \centering
-    \includegraphics[width=0.75\linewidth]{Diagrams/Elektronconfig_O.eps}
+    \includegraphics[width=0.75\linewidth]{Diagrams/Elektronconfig_O.pdf}
     \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 übrig sind, nachdem die roten Elektronen eingefügt wurden.}
     \label{fig:Hundsche_O}
 \end{figure}
@@ -259,15 +259,15 @@ Während die Lewis-Struktur aufzeigen kann, welche Atome wie miteinander binden,
      Koordinationszahl und Grundstruktur (Figure: \ref{Fig:VSEPR}) bestimmen: 
     jeder Bindungspartner = 1, 
     jedes Lonepair = 1, 
-    jedes Radikalorbital = 1 & \includegraphics[width=0.45\linewidth]{Diagrams/IF4_1.eps}
+    jedes Radikalorbital = 1 & \includegraphics[width=0.45\linewidth]{Diagrams/IF4_1.pdf}
     \\ \midrule
     Grosse Domänen in grosse Domänen Spots einzeichnen.
     Doppelbindungen = gross, 
     Lonepairs = gross & 
-    \includegraphics[width=0.5\linewidth]{Diagrams/IF4_2.eps}\\ \midrule
+    \includegraphics[width=0.5\linewidth]{Diagrams/IF4_2.pdf}\\ \midrule
     Restliche Domänen einzeichnen und Ladung am Zentralatom einzeichnen & 
     
-    \includegraphics[width=0.5\linewidth]{Diagrams/IF4_3.eps}\\ \midrule
+    \includegraphics[width=0.5\linewidth]{Diagrams/IF4_3.pdf}\\ \midrule
     
 \end{longtable}{}