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added an explanation for the term 'Valenzelektron' and added a comment, that the students should use the NIST PSE
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 ... @@ -223,12 +223,12 @@ Aber man muss das nicht auswendig lernen, wenn man sein eigenes Periodensystem m ... @@ -223,12 +223,12 @@ Aber man muss das nicht auswendig lernen, wenn man sein eigenes Periodensystem m \subsection{Pauli Prinzip und Hund'sche Regel} \subsection{Pauli Prinzip und Hund'sche Regel} Elektronen werden immer zuerst in die energetisch tieferen Orbitale eingef\"ullt.\par\smallskip 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 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 Dies wird wiederholt, bis keine Elektronen \"ubrig sind. Falls ungepaarte Elektronen vorkommen, so ist diese Elektronenkonfiguration \textbf{paramagnetisch}. Falls nur gepaarte Elektronen vorkommen, so ist die Elektronenkonfiguration \textbf{diamagnatisch}. 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}. \begin{figure}[H] \begin{figure}[H] \centering \centering \includegraphics[width=0.75\linewidth]{Diagrams/Elektronconfig_O.pdf} \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 \"ubrig sind, nachdem die roten Elektronen eingef\"ugt wurden.} \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.} \label{fig:Hundsche_O} \label{fig:Hundsche_O} \end{figure} \end{figure} ... @@ -262,7 +262,7 @@ Beispiele: ... @@ -262,7 +262,7 @@ Beispiele: %\ce{Ni^{2+}} &= 1s$^2$2s$^2$2p$^6$3s$^2$3p$^6$\textcolor{red}{ (4s$^0$)3d$^8$} = [Ar]\textcolor{red}{3d$^8$} %\ce{Ni^{2+}} &= 1s$^2$2s$^2$2p$^6$3s$^2$3p$^6$\textcolor{red}{ (4s$^0$)3d$^8$} = [Ar]\textcolor{red}{3d$^8$} \end{aligned} \end{aligned} \end{equation} \end{equation} \textbf{Wichtig: } Das NIST Periodensystem \cite{Nist_PSE} hat die Elektronenkonfigurationen der ungeladenen Elementen angegeben. So muss man auch nicht Ausnahmen wie z.B. Platin ([Xe]4f$^14$5d$^9$6s$^1$) auswendig lernen und spart in der Regel viel Zeit. \begin{Exercise}[label={ex:elektronenkonfigurationen}, title={Elektronenkonfigurationen}] \begin{Exercise}[label={ex:elektronenkonfigurationen}, title={Elektronenkonfigurationen}] Geben Sie die Elektronenkonfiguration der Folgenden Atomen und Ionen an: (Zusatz: welche sind paramagnetisch?) Geben Sie die Elektronenkonfiguration der Folgenden Atomen und Ionen an: (Zusatz: welche sind paramagnetisch?) %\begin{longtable}{rlrl} %\begin{longtable}{rlrl} ... @@ -370,15 +370,15 @@ n$=3$: 3s $= 2\ce{e-} +$ 3p $= 6\ce{e-} +$ 3d $=10\ce{e-} = 18\ce{e-}$, n$=4$: 3 ... @@ -370,15 +370,15 @@ n$=3$: 3s $= 2\ce{e-} +$ 3p $= 6\ce{e-} +$ 3d $=10\ce{e-} = 18\ce{e-}$, n$=4$: 3 \section{Bindungen} \section{Bindungen} \subsection{Bindungsarten} \subsection{Bindungsarten} Es gibt drei Arten von Bindungen: Ionische, Kovalente, Koordinierte. Es gibt drei Arten von Bindungen: Ionische, Kovalente, Koordinierte. \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. \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. \paragraph{Kovalente Bindungen} \paragraph{Kovalente Bindungen} 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. 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. \paragraph{Koordinierte Bindungen} \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. 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. \par \\ \smallskip \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. \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. \begin{Exercise}[label={ex:bindungstyp}, title={Bindungsarten}] \begin{Exercise}[label={ex:bindungstyp}, title={Bindungsarten}] Sind die folgenden Verbindungen Moleküle oder Salze? Sind die folgenden Verbindungen Moleküle oder Salze? ... @@ -422,12 +422,13 @@ Lösung: 1) Salz, 2)Molekül, 3) Salz, 4) Molekül, 5) Molekül, 6) Salz, 7) Sal ... @@ -422,12 +422,13 @@ Lösung: 1) Salz, 2)Molekül, 3) Salz, 4) Molekül, 5) Molekül, 6) Salz, 7) Sal \section{Darstellung von Molek\"ulen} \section{Darstellung von Molek\"ulen} Wichtige Begriffe: Wichtige Begriffe: \begin{itemize} \begin{itemize} \item \textbf{Valenzelektronen (V\ce{e-}): } Dies sind die Elektronen welche in den äussersten Orbitalen aufhalten. Bei kovalenten Verbindungen zählen die Bindungselektronen mit zu den Valenzelektronen der jeweiligen Bindungspartner. Atome der zweiten Periode folgen immer der Oktett-/Edelgasregel. \item \textbf{Valenz: } Gibt an wie viele Bindungen ein Atom eingehen kann\\ \item \textbf{Valenz: } Gibt an wie viele Bindungen ein Atom eingehen kann\\ Valenz = Anzahl Valenzelektronen im Atom - Anzahl nicht-bindende Elektronen\\ 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). \\ \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, wenn sie gebunden sind.\\ Hypervalente Atome haben mehr als acht Valenzelektronen, wenn sie gebunden sind.\\ Nicht-bindende Elektronenpaare z\"ahlen auch zur Valenz. Nicht-bindende Elektronenpaare z\"ahlen auch zu den Valenzelektronen.\\ Ein Hypervalentes Atom kann maximal 16 V\ce{e-} haben. \item \textbf{Isoelektronisch: } Zwei oder mehr Molek\"ule sind isoelektronisch, wenn sie: \\ \item \textbf{Isoelektronisch: } Zwei oder mehr Molek\"ule sind isoelektronisch, wenn sie: \\ 1) die gleiche Struktur haben, 2) die gleiche Anzahl Valenzelektronen haben.\\ 1) die gleiche Struktur haben, 2) die gleiche Anzahl Valenzelektronen haben.\\ \chemfig{O=C=O} und \chemfig{O=N^+=O} sind isoelektronisch.\\ \chemfig{O=C=O} und \chemfig{O=N^+=O} sind isoelektronisch.\\ ... @@ -1232,7 +1233,7 @@ Bei Komplexen sieht man die Komplementärfarbe (Figure \ref{fig:komplementär}) ... @@ -1232,7 +1233,7 @@ Bei Komplexen sieht man die Komplementärfarbe (Figure \ref{fig:komplementär}) \begin{figure}[H] \begin{figure}[H] \centering \centering \includegraphics[width=0.5\linewidth]{Diagrams/Komplementär.png} \includegraphics[width=0.5\linewidth]{Diagrams/Komplementar.png} \caption{Das Farbrad\cite{Komplementarfarbe_Wiki} mit einem Beispiel für zwei Komplementärfarben.} \caption{Das Farbrad\cite{Komplementarfarbe_Wiki} mit einem Beispiel für zwei Komplementärfarben.} \label{fig:komplementär} \label{fig:komplementär} \end{figure} \end{figure} ... ...