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Commit 9e16fd99 authored by Alexander Schoch's avatar Alexander Schoch
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......@@ -17,6 +17,7 @@
% left-aligned exercise title
\renewcommand{\ExerciseHeader}{\textbf{\large\ExerciseName\ \ExerciseHeaderNB\ExerciseHeaderTitle\ExerciseHeaderOrigin}\par\medskip}
\renewcommand{\AnswerHeader}{\medskip\textbf{Answer of \ExerciseName\ \ExerciseHeaderNB\ExerciseHeaderTitle}\par\smallskip}
% there is a bug in the exercise package which prints a 't' in the tableofexample. this fixes that.
\makeatletter
......@@ -30,7 +31,7 @@
\endgroup\AtBeginExercise}
\makeatother
%\setchemfig{cram width=0.5ex}
\setchemfig{cram width=0.5ex}
%change title
\title{Chemie II PVK Skript \\
......@@ -90,7 +91,7 @@ Z\"urich, 8 April 2020
\section{Trends im Periodensystem}
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.
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.
\begin{figure}[H]
......@@ -101,10 +102,10 @@ In vielen alten Pr\"ufungen und in den \"Ubungen 3,4,5 kommen Fragen zu verschie
\end{figure}
\paragraph{Electronegativit\"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} verhaltet sich entgegen der Elektronegatvit\"at.
\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.
\paragraph{Erste Ionisierungsenergie} Beschreibt die Energie, welche n\"otig ist um dem Atom im ungeladenen Grundzustand ein Elektron zu entreissen. $\ce{A ->[I_V] A+ + e-}$. \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.}
\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.}
\begin{figure}[H]
\centering
......@@ -116,6 +117,7 @@ Beschreibt wie sehr ein Atom Elektronen zu sich zieht. Sauerstoff und Fluor sind
\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.}
\label{fig:ionisierungsenergie}
\end{minipage}
\begin{minipage}{0.66\linewidth}
\includegraphics[width=\linewidth]{python/ionization.pdf}
......@@ -123,7 +125,7 @@ Beschreibt wie sehr ein Atom Elektronen zu sich zieht. Sauerstoff und Fluor sind
\end{mdframed}
\end{figure}
\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: Resonanz (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.
\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: Resonanz (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.
\paragraph{Atomradius} Helium ist das kleinste Atom.
......@@ -133,13 +135,13 @@ Beschreibt wie sehr ein Atom Elektronen zu sich zieht. Sauerstoff und Fluor sind
\includegraphics[width=5cm,scale=0.5]{Diagrams/Orbital_Boxes_Trends_Fluor.pdf}
\end{figure}
\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 (Pks$=3.1$), \ce{HCl} ist eine starke S\"aure (Pks$=-6.0$). Die S\"aurest\"arke nimmt in der gleichen Perioden zu mit steigender Elektronegativt\"at: Pks(\ce{H2O})$=14$, Pks(\ce{HF})$=3.1$.
\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: $\text{pKs}(\ce{H2O})=14$, $\text{pKs}(\ce{HF})=3.1$.
\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.
\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.
\paragraph{Ionenradien} Ionenradien nehmen stark zu bei steigender negativer Ladung, 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.
\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.
%\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.
......@@ -172,7 +174,7 @@ Beschreibt wie sehr ein Atom Elektronen zu sich zieht. Sauerstoff und Fluor sind
\begin{enumerate}
\item Natrium ist ein starkes Oxidationsmittel.
\item Die Atomradien nehmen in der Reihenfolge I $>$ Br $>$ Cl $>$ He ab.
\item Die Pks Werte nehmen in der Reihenfolge $\ce{CH4} < \ce{NH3} < \ce{H2O}$ zu
\item Die pKs Werte nehmen in der Reihenfolge $\ce{CH4} < \ce{NH3} < \ce{H2O}$ zu
\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
......@@ -205,23 +207,113 @@ Es gibt 4 wichtige Quantenzahlen, welche die Orbitale beschreiben:
\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, ...
\item Magnetische Drehimpulszahl $m$ beschreibt wie viele Orbitale es gibt.\\
$m = -l, -l + 1, ..., l-1, l$. Es gibt also ein s-Orbital, drei p-Orbitale (p$_\mathrm{x}$, p$_\mathrm{y}$, p$_\mathrm{z}$), f\"unf d-Orbitals, sieben f-Orbitale, etc.
\item Spinquantenzahl $s$. F\"ur das Elektron ist $s = \pm0.5$
\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 $m_s = \pm0.5$
\end{itemize}
\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}
Die energetische Reihenfolge der Orbitale ist wie folgt: \\
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, etc.\\
Dabei kann man sich gut diese Reihenfolge anhand eines Schachbrettes (Abbildung \ref{Chess}) merken.
\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
\begin{minipage}{0.5\linewidth}
\centering
\includegraphics[width=0.25\linewidth]{Diagrams/Screenshot from 2020-05-07 17-14-09.png}
\caption{ Aufbau on a Chessboard \cite{Chessboard}, die Elektronen werden von unter nach oben in die Orbitale eingef\"ullt. }
\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. }
\label{Chess}
\end{minipage}
\end{mdframed}
\end{figure}
\subsection{Pauli Prinzip und Hund'sche Regel}
......@@ -230,18 +322,20 @@ Gibt es mehrere Orbitale mit gleicher Energie, werden die Elektronen zuerst \tex
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{mdframed}
\centering
\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. Sauerstoff hat zwei ungepaarte Elektronen und ist deswegen paramagnetisch.}
\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}
\end{mdframed}
\end{figure}
\subsection{Elektronenkonfiguration}
Das bestimmen der Elektronenkonfiguration verl\"auft immer nach gleichem Schema:
Die Bestimmung der Elektronenkonfiguration verl\"auft immer nach gleichem Schema:
\begin{enumerate}
\item Element im Periodensystem finden
\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?
\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})
\begin{enumerate}
\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
......@@ -266,11 +360,11 @@ 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$}
\end{aligned}
\end{equation}
\textbf{Wichtig: } Das NIST Periodensystem \cite{Nist_PSE} hat die Elektronenkonfigurationen der ungeladenen Elementen angegeben. So muss man auch nicht Ausnahmen wie z.B. Platin ([Xe]4f$^{14}$5d$^9$6s$^1$) auswendig lernen und spart in der Regel viel Zeit.
\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.
\subsection{Licht}
F\"ur die Beschreibung von elektro-magnetischer Strahlung sind einige Zahlen wichtig:
F\"ur die Beschreibung von elektromagnetischer Strahlung sind einige Zahlen wichtig:
\begin{itemize}
\item Die Lichtgeschwindigkeit $c=\SI{299792458}{\meter\per\second}$
\item Die Plank'sche Konstante $h=\SI{6.62607015e-34}{\joule\per\second}$
......@@ -278,7 +372,7 @@ F\"ur die Beschreibung von elektro-magnetischer Strahlung sind einige Zahlen wic
\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}
Es gibt viele Arten Wellenl\"ange, Frequenz und Energie in Abh\"angigkeit von einander darzustellen. Hier sind einige die M\"oglichkeiten:
Es gibt viele Arten, Wellenl\"ange, Frequenz und Energie in Abh\"angigkeit von einander darzustellen. Hier sind einige die M\"oglichkeiten:
\begin{equation}
E = h \nu = {h c \over\lambda}
\end{equation}
......@@ -296,22 +390,22 @@ Alles kann als Welle dargestellt werden, man verwendet dabei die de-Broglie-Well
\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}].
\\
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 $n$ anzuregen.
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.
\begin{equation}
\frac{1}{\lambda} = R_h\left(\frac{1}{n_1^2}-\frac{1}{n_2^2}\right)
\end{equation}
Wobei $R_h$ die Rydbergkonstante f\"ur das Wasserstoffatom ist (Zahlenwert m\"usst Ihr nicht kennen) und $n_1 = 1,2,3...$ die tiefere Schale und $n_2 = 1,2,3...$ die h\"ohere Schale ist.\\
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.\\
\"ahnlich l\"asst sich die Energiedifferenz der Spekralen Linien f\"ur Wasserstoff im Bohren'schen Atomodell berechnen:
\begin{equation}
\Delta E [\si{\joule}] = \SI{-2.18e-18}{\joule} \cdot \left(\frac{1}{n_e^2}-\frac{1}{n_a^2}\right)
\Delta E [\si{\joule}] = \SI{-2.18e-18}{\joule} \cdot \left(\frac{1}{n_\text{e}^2}-\frac{1}{n_\text{a}^2}\right)
\end{equation}
Wobei $n_e$ die Endschale und $n_a$ die Anfangsschale ist. Merken Sie sich hier das Konzept, dass die Energiedifferenz zwischen hohen Schalen z.B. $n_e = 10$ und $n_a = 11$ deutlich kleiner ist als die von tieferen Schalen $n_e=1$ und $n_a=2$.
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 $n_\text{a}=2$.
\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 Atome und Ionen an: (Zusatz: Welche sind paramagnetisch?)
%\begin{longtable}{rlrl}
% \toprule
% \textbf{Nr.} & \textbf{Atom/Ion} & \textbf{Nr.} & \textbf{Atom/Ion}\\ \midrule\endhead
......@@ -424,25 +518,24 @@ n$=3$: 3s $= 2\ce{e-} +$ 3p $= 6\ce{e-} +$ 3d $=10\ce{e-} = 18\ce{e-}$, n$=4$: 3
\begin{Answer}[ref={ex:licht}]
\Question Gelbes Licht: $\lambda=\SI{5.77e-7}{\meter}$, $E = \SI{3.45e-19}{\joule}$\\
\Question R\"ontgenstrahlung: $\lambda=\SI{9.98e-11}{\meter}$, $\nu = \SI{3.00e18}{\per\second}$ \\
\Question Wellenlänge: Elektron > Neutron > Mensch > Lastwagen\\
\Question Frequenz: Elektron < Neutron < Mensch < Lastwagen\\
\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.\\
\Question
\Question Gelbes Licht: $\lambda=\SI{5.77e-7}{\meter}$, $E = \SI{3.45e-19}{\joule}$
\Question R\"ontgenstrahlung: $\lambda=\SI{9.98e-11}{\meter}$, $\nu = \SI{3.00e18}{\per\second}$
\Question Wellenlänge: Elektron > Neutron > Mensch > Lastwagen
\Question Frequenz: Elektron < Neutron < Mensch < Lastwagen
\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.
\end{Answer}
\section{Bindungen}
\subsection{Bindungsarten}
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}
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}
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
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
\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.
......@@ -488,13 +581,16 @@ Lösung: 1) Salz, 2)Molekül, 3) Salz, 4) Molekül, 5) Molekül, 6) Salz, 7) Sal
\section{Darstellung von Molek\"ulen}
Wichtige Begriffe:
\begin{itemize}
\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
\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 nicht-bindende Elektronenpaare z\"ahlen auch zu den Valenzelektronen.\\
Hypervalente Atome können alle ihre Valenzelektronen für Bindungen verwenden (Beispiel: Phosphor in Phosphorsäure (Abbildung \ref{Phosphorsäure})
\item \textbf{Isoelektronisch: } Zwei oder mehr Molek\"ule sind isoelektronisch, wenn sie: \\
1) die gleiche Struktur haben, 2) die gleiche Anzahl Valenzelektronen haben.\\
\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}
\chemfig{O=C=O} und \chemfig{O=N^+=O} sind isoelektronisch.\\
\chemfig{H_3C-CO-CH_3} und \chemfig{H_3C-N=N-CH_3} sind nicht isoelektronisch (gleiche Anzahl V\ce{e-}, aber andere Struktur).\\
Molek\"ule mit ungleicher Zahl V\ce{e-} sind oftmals leicht zu erkennen, da auch ihre Struktur oft unterschiedlich ist.
......@@ -509,7 +605,7 @@ Das Lewis-Strukturmodell erlaubt uns, chemische Verbindung graphisch darzustelle
\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}.
\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 gezeichnet sein, sonst ist etwas falsch.
\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.
\item Si bildet nur Einfachbindungen.
\end{enumerate}
......@@ -538,7 +634,7 @@ Das Lewis-Strukturmodell erlaubt uns, chemische Verbindung graphisch darzustelle
\subsection{Oxidationszahlen}
Um die Oxidationszahl (Beispiel: S in Schwefelsäure \ce{H2SO4}, Fig. \ref{fig:h2so4}) zu ermitteln, wird nach folgendem Schema vorgegangen:
Um die Oxidationszahl (Beispiel: S in Schwefelsäure \ce{H2SO4}, Fig. \ref{fig:h2so4}, blau) zu ermitteln, wird nach folgendem Schema vorgegangen:
\begin{enumerate}
\item Valenzelektronenzahl im Grundzustand bestimmen. \textcolor{blue}{\ce{3s^2 + 3p^4 = 6e-}}
......@@ -742,7 +838,7 @@ Während für die Bestimmung der Oxidationszahlen beide Bindungselektronen dem \
\subsection{Resonanz}
Resonanz beschreibt das Konzept, dass sich $\pi$-Bindungen 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 Grenzstrukturen}.\par\smallskip
Resonanz beschreibt das Konzept, 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
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.
......@@ -765,7 +861,7 @@ Eine Molekülstruktur kann nicht einer bestimmten Grenzstruktur zugeordnet werde
\quad\arrow{<->}\quad
\chemfig{\lewis{35,O}=\lewis{0,C}}
\schemestop
\caption{Resonanzstrukturen von Kohlenmonoxid: Durch die Verschiebung einer $\pi$-Bindung auf das Sauerstoffatom wird eine weitere Resonanzstruktur erreicht werden. Beacte, dass bei C dann die Oktettregel nicht erfüllt wird und diese Resonanozstruktur also eine tiefe Gewichtung besitzt.}
\caption{Resonanzstrukturen von Kohlenmonoxid: Durch die Verschiebung einer $\pi$-Bindung auf das Sauerstoffatom wird eine weitere Resonanzstruktur erreicht werden. Beachte, dass bei C dann die Oktettregel nicht erfüllt wird und diese Resonanozstruktur also eine tiefe Gewichtung besitzt.}
\end{subfigure}
\caption{Durch das Verschieben von Elektronenpaaren können verschiedene Grenzstrukturen desselben Moleküls formuliert werden.}
\end{mdframed}
......@@ -805,7 +901,7 @@ Am folgenden Beispiel soll anhand von Chlorsäure (\ce{HClO3}) und Chloriger Sä
(8).. controls +(120:4mm) and +(120:5mm).. (7);}
\caption{Resonanzstabilisierung von Chloriger Säure}
\end{subfigure}
\caption{Es ist sichtbar, dass das Säurerestanion der Chlorsäure, Chlorat, die negative Ladung über mehrere Sauerstoffatome verteilen kann und ist deshalt 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: $\text{pK}_{\text{s,}\ce{HClO3}} < \text{pK}_{\text{s,}\ce{HClO2}}$}
\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: $\text{pKs}_{\ce{HClO3}} < \text{pKs}_{\ce{HClO2}}$}
\label{Chlorsäure-BSP}
\end{mdframed}
\end{figure}
......@@ -817,7 +913,7 @@ Zeichnen Sie die folgenden Moleküle in Lewis-Struktur, zeichen sie Formalladung
\item \ce{O3}
\item \ce{C\textbf{O}2}
\item \ce{B(OH)3}
\item \ce{(\textbf{SI}O2)_n}
\item \ce{(\textbf{Si}O2)_n}
\item \ce{(C\textbf{N}2)^2-}
\item \ce{\textbf{Cl}O2}
\item \ce{\textbf{N}2H4}
......@@ -855,7 +951,7 @@ Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
\centering
\chemfig{B(-[:150]H\lewis{26,O})(-[:30]\lewis{26,O}H)(-[6]\lewis{46,O}H)}
\caption{3: \ce{B(OH)3}}
\caption{4: \ce{B(OH)3}}
\end{subfigure}
\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
\centering
......@@ -893,12 +989,12 @@ Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
\centering
\chemfig{\lewis{46,O}=[:30]\lewis{26.,Cl}(!{ox}{+}{IV}{2})=[:-30]\lewis{60,O}}
\caption{7: \ce{ClO2}}
\caption{7: \ce{ClO2}. Radikale sind sehr reaktiv $\rightarrow$ MMS ist Gift!}
\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)}
\caption{8: \ce{N2H4}}
\caption{8: \ce{N2H4}\\}
\end{subfigure}
\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
\centering
......@@ -908,7 +1004,7 @@ Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
(-[:-60]\lewis{46,O}-[::60]H)
(-[:-150]\lewis{06,O}-[::-60]H)
}
\caption{9: \ce{P(OH)3}}
\caption{9: \ce{P(OH)3}\\}
\end{subfigure}
\end{mdframed}
\end{figure}
......@@ -977,7 +1073,7 @@ Volle AO mit tieferen Energien bilden auch MOs, aber diese werden dann komplett
\end{modiagram}
\caption{Singlett-Sauerstoff \ce{^1O2}, diamagnetisch}
\end{subfigure}
\caption{MO-Diagramme von \ce{^3O2} und \ce{^1O2}. Aufgrund der Paarbildungsenergie (Energie, die benötigt wird, den Spin umzudrehen) ist ausschliesslich die Triplett-Form energetisch günstiger und deswegen in der Natur anzutreffen.}
\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.}
\end{mdframed}
\end{figure}
......@@ -1106,7 +1202,7 @@ Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\end{Answer}
\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.
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.
% TODO: this is a huuuuuuge mess
......@@ -1206,6 +1302,7 @@ Grosse Dom\"anen nehmen mehr Platz ein und dr\"ucken kleinere Dom\"anen n\"aher
\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
\centering
\begin{subfigure}[b]{0.32\linewidth}
\centering
......@@ -1236,9 +1333,10 @@ Grosse Dom\"anen nehmen mehr Platz ein und dr\"ucken kleinere Dom\"anen n\"aher
\caption{Die verschiedenen Konfigurationen. Mit deren Strukturtypnamen und den möglichen Molekülstrukturen. Rote \textcolor{red}{L} zeigen, wo die grossen Dom\"anen eingef\"uhrt werden.}
\label{Fig:VSEPR}
\end{mdframed}
\end{figure}
Zur Benennung der Molekülstukturen muss man verstehen voher die Name kommen: \textbf{Planar} heisst, dass alle Bindungspartner in einer Ebene liegen. \textbf{Pyramidal} debeuted dass die Bindungspartner eine Pyramide mit den anderen Bindungspartner oder dem Zentralatom formen. \textbf{Bipyramidal} bedeuted dass aus der Grundfläche zwei Pyramiden ausgehen (eine nach oben, eine nach unten). Eine quadratisch bipyramidale Molekülstruktur ist als \textbf{oktaedrisch} bekannt. Eine trigonal pyramidale struktur mit Zentralatom in der mitte der Pyramide ist \textbf{tetraedrisch}. \textbf{Linear}, \textbf{gewinkelt} und \textbf{T-förmig} ist selbsterklärend. \textbf{Trigonal} entspricht drei Bindungspartner in der Hauptebene, \textbf{tetragonal} entspircht vier.
Zur Benennung der Molekülstukturen muss man verstehen, voher die Name kommen: \textbf{Planar} heisst, dass alle Bindungspartner in einer Ebene liegen. \textbf{Pyramidal} debeuted dass die Bindungspartner eine Pyramide mit den anderen Bindungspartner oder dem Zentralatom formen. \textbf{Bipyramidal} bedeuted dass aus der Grundfläche zwei Pyramiden ausgehen (eine nach oben, eine nach unten). Eine quadratisch bipyramidale Molekülstruktur ist als \textbf{oktaedrisch} bekannt. Eine trigonal pyramidale struktur mit Zentralatom in der mitte der Pyramide ist \textbf{tetraedrisch}. \textbf{Linear}, \textbf{gewinkelt} und \textbf{T-förmig} ist selbsterklärend. \textbf{Trigonal} entspricht drei Bindungspartnern in der Hauptebene, \textbf{tetragonal} entspircht vier.
\begin{Exercise}[label={ex:vsepr}, title={VSEPR}]
Zeichnen Sie die r\"aumliche Struktur der folgenden Molek\"ule:
......@@ -1292,7 +1390,7 @@ Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\section{Komplexe}
Komplexe sind neben z.B. Salzen, Metallen, flüchtigen Stoffen, etc. eine eigene Stoffklasse. Wir verstehen darunter, dass ein \textit{Zentralteilchen} (meistens ein Atom oder Kation) von \textit{Liganden} umgeben wird, deren nichtbindende Elektronenpaare mit die leeren Orbitalen des Zentralteilchens überlappen. Somit ist diese \textit{koordinative} Bindung nicht \textit{kovalent} (\enquote{gleichwertig}, beide Bindungspartner tragen Elektronen zur Bindung bei), sondern \textit{dativ} (beide Bindungselektronen kommen vom Liganden).
Komplexe sind neben z.B. Salzen, Metallen, flüchtigen Stoffen, etc. eine eigene Stoffklasse. Wir verstehen darunter, dass ein \textit{Zentralteilchen} (meistens ein Atom oder Kation) von \textit{Liganden} umgeben wird, deren nichtbindende Elektronenpaare mit den leeren Orbitalen des Zentralteilchens überlappen. Somit ist diese \textit{koordinative} Bindung nicht \textit{kovalent} (\enquote{gleichwertig}, beide Bindungspartner tragen Elektronen zur Bindung bei), sondern \textit{dativ} (beide Bindungselektronen kommen vom Liganden).
\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
......@@ -1452,15 +1550,15 @@ Dabei gilt zu beachten, dass aus energetischen Gründen bei Komplexen alle s-Ele
\subsection{High Spin / Low Spin}
Bei oktaedrischen Komplexen gibt es für d$^4$ bis d$^7$ ausserdem jeweils zwei Konfigurationen: \textit{high spin} und \textit{low spin}. High spin beschreibt diejenige Konfiguration mit dem maximalen spin. Das heisst, dass zuerst die energetisch höher liegenden Orbitale aufgefüllt werden und erst dann die energetisch Tieferen komplett aufgefüllt. Low spin-Komplexe befüllen zuerst die energetisch tieferen Orbitale komplett und erst dann die energetisch Höheren.\par\smallskip
Bei oktaedrischen Komplexen gibt es für d$^4$ bis d$^7$ ausserdem jeweils zwei Konfigurationen: \textit{high spin} und \textit{low spin}. High spin beschreibt diejenige Konfiguration mit dem maximalen Spin. Das heisst, dass zuerst die energetisch höher liegenden Orbitale aufgefüllt werden und erst dann die energetisch Tieferen gepaart werden. Low spin-Komplexe befüllen zuerst die energetisch tieferen Orbitale komplett und erst dann die energetisch Höheren.\par\smallskip
Für die Entscheidung zwischen diesen Konfigurationen gibt es zwei Energien, die in Betracht gezogen werden müssen:
\paragraph{Paarbildungsenergie} Beschreibt diejenige Energie, welche aufgebracht werden muss, um den Spin eines Elektrons umzudrehen und dieses in ein einfach befülltes Orbital zu legen.
\paragraph{Aufspaltungsenergie} Beschreibt den Energieunterschied zwischen den energetisch tieferen und den energetisch höheren Orbitalen.
\paragraph{Aufspaltungsenergie} Beschreibt den Energieunterschied zwischen den energetisch tieferen und den energetisch höheren Orbitalen. Diese wird auch als $\Delta$ bezeichnet.
Grosse Aufspaltungsenergien führen zu \textit{diamagnetischen} low spin-Komplexen und kleine Aufspaltungsenergien zu \textit{paramagnetischen} high spin-Komplexen.
Grosse Aufspaltungsenergien führen zu \textit{diamagnetischen} low spin-Komplexen (kann auch paramagnetisch sein) und kleine Aufspaltungsenergien zu \textit{paramagnetischen} high spin-Komplexen.
\subsection{Chiralität}
......@@ -1472,9 +1570,9 @@ Grosse Aufspaltungsenergien führen zu \textit{diamagnetischen} low spin-Komplex
\paragraph{chiral} Eine Verbindung, deren \enquote{Spiegelbild} nicht der Verbindung selbst entspricht, ist \textit{chrial} (\enquote{händig}, vgl. linke und rechte Hand)
\paragraph{Enantiomere} Verbindungen, welche von einander Bild und Spiegelbild sind, werden \textit{Enantiomere} genannt.
\paragraph{Enantiomere} Verbindungen, welche voneinander Bild und Spiegelbild sind, werden \textit{Enantiomere} genannt.
In Kopmlexen kommen Enantiomere bei Chelatliganden oder bei vielen verschiedenen Liganden vor.
In Komplexen kommen Enantiomere bei Chelatliganden oder bei vielen verschiedenen Liganden vor.
\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
......@@ -1527,7 +1625,7 @@ In Kopmlexen kommen Enantiomere bei Chelatliganden oder bei vielen verschiedenen
\end{figure}
\begin{Exercise}[label={ex:cft}, title={Kristallfeldtheorie}]
Wir vergleichen die Komplexe \ce{[Co(CN)6]^3-} und \ce{[Co(OH2)6]^3+}, wobei der Cyanido-Ligand das Kristallfeld stark aufspaltet und der Aqua-Ligand schwach. Beantworten Sie bitte zu beiden Komplexen folgende Fragen:
Wir vergleichen die Komplexe \ce{[Co(CN)6]^3-} und \ce{[Co(OH2)6]^3+}, wobei der Cyanido-Ligand das Kristallfeld stark aufspaltet (grosses $\Delta$) und der Aqua-Ligand schwach. Beantworten Sie bitte zu beiden Komplexen folgende Fragen:
\begin{enumerate}
\item Welche Oxidationszahl besitzt das Zentralteilchen?
\item Wie viele d-Elektronen besitzt das Zentralteilchen?
......@@ -1568,37 +1666,39 @@ Nun betrachten wir \ce{[PtBrCl(en)(PPh3)]}. Der Triphenylphosphin-Ligand befinde
Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\end{Exercise}
\begin{Answer}[ref={ex:cft}]
\begin{Answer}[ref={ex:chiralität}]
\begin{enumerate}
\item cis, weil die beiden koordinierenden N-Atome des en-Liganden nicht genügend weit auseinanderliegen, um trans zu koordinieren.
\item nein, weil wir das Spiegelbild durch eine äquatoriale Achse \enquote{flippen} können und so wieder den Ausgangskopmlex erhalten.
\item ja, weil durch das \enquote{flippen} der Triphenylphosphinligand auf der anderen Seite der Pyramidengrundseite zu liegen kommt. Ausserdem sind die Bindungswinkel zum N-Liganden mehr als \SI{90}{\degree}.
\item ja, weil durch das \enquote{flippen} der Triphenylphosphinligand auf der anderen Seite der Pyramidengrundseite zu liegen kommt. Ausserdem sind die Bindungswinkel zum \ce{PPh3}-Liganden mehr als \SI{90}{\degree}.
\end{enumerate}
\end{Answer}
\subsection{Farben}
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.
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 ein höhers, nicht vollbesetztes Orbital zu bewegen.
\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
\centering
\includegraphics[width=0.95\linewidth]{Diagrams/Color_Complex.pdf}
\caption{Aufnahme von Licht von zwei verschieden stark aufgespaltenen Oktaedrischen Komplexen.}
\caption{Aufnahme von Licht von zwei verschieden stark aufgespaltenen oktaedrischen Komplexen.}
\label{fig:Color_Complex}
\end{mdframed}
\end{figure}
Bei Komplexen sieht man die Komplementärfarbe (Figure \ref{fig:komplementär}) von der Farbe des Lichts, welches für die Anregung absorbiert wurde. Man kann daraus ablesen, welche Komplexe eine grosse Aufspaltung und welche eine kleine Aufspaltung haben. So sind zum Beispiel gelbgrüne, gelbe und orange Komplexe stark aufgespalted, da sie vilottes, blaues und grünblaues Licht absorbieren.
Bei Komplexen sieht man die Komplementärfarbe (Figure \ref{fig:komplementär}) von der Farbe des Lichts, welches für die Anregung absorbiert wurde. Man kann daraus ablesen, welche Komplexe eine grosse Aufspaltung und welche eine kleine Aufspaltung haben. So sind zum Beispiel gelbgrüne, gelbe und orange Komplexe stark aufgespalted, da sie violettes, blaues und grünblaues Licht absorbieren.
\begin{figure}[H]
\centering
\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}
\end{figure}
%TODO: NEUE Komplementärfarben Graphik finden?
\begin{Exercise}[label={ex:farbkomplexe}, title={Farbkomplexe}]
\Question Zeigen Sie, anhand eines Energiediagrams, graphisch, wieso ein d$^{10}$ Komplex farblos ist.
\Question Zeigen Sie anhand eines Energiediagrams graphisch, wieso ein d$^{10}$ Komplex farblos ist.
\Question Komplex A ist gelb, Komplex B ist blau. Welcher Komplex hat die höhere Aufspaltung? \par \smallskip
Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
\end{Exercise}
......
......@@ -101,5 +101,5 @@
\setlist[itemize]{noitemsep, nolistsep}
\setlist[enumerate]{noitemsep, nolistsep}
%\definesubmol{ox}3{-[#3,0.4,,,,draw=none]#2-[4,0.2,,,,draw=none]{#1}}
\definesubmol{ox}3{-[#3,0.4,,,,draw=none]#2-[4,0.2,,,,draw=none]{#1}}
\setenumerate{label=\arabic*\,)}
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