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Commit c5b1ea44 authored by Alexander Schoch's avatar Alexander Schoch
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......@@ -11,6 +11,7 @@
}
\setchemfig{cram width=0.5ex}
%change title
\title{Chemie II PVK Skript \\
......@@ -81,13 +82,25 @@ In vielen alten Pr\"ufungen und in den \"ubungen 3,4,5 kommen Fragen zu verschie
\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} und die \textbf{Basizit\"at des Oxids} verhalten sich entgegen der Elektronegatvit\"at.
\paragraph{Erste Isonisationsenergie} 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. $\ce{A ->[I_V] A+ + e-}$. \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
\includegraphics[width=5cm,scale=0.5]{Diagrams/Orbital_Boxes_Trends.pdf}
\end{figure}
\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.}
\end{minipage}
\begin{minipage}{0.66\linewidth}
\includegraphics[width=\linewidth]{python/ionization.pdf}
\end{minipage}
\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 und zus\"atzlicher Elektronenzug). Der zweite Faktor ist wie elektronegativ das Zentralatom ist (Grund: zus\"atzlicher Elektronenzug).
\paragraph{Atomradius} Helium ist das kleinste Atom, da es am wenigsten belegte Orbitale hat und die Orbitale sind m\"oglichst voll belegt.
......@@ -115,7 +128,7 @@ Beschreibt wie sehr ein Atom Elektronen zu sich zieht. Sauerstoff und Fluor sind
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 Ionisationsenergie nimmt wie folgt ab: $\ce{Rn} > \ce{Kr} > \ce{Ne}$ & \\
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 & \\
......@@ -181,7 +194,7 @@ 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 Ionisationsenergie" erkl\"art.
\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 Nein: weiter
\end{enumerate}
\item Ist das Atom positiv geladen und hat ein ungef\"ulltes d-Orbital als h\"ochstes Orbital?
......@@ -583,6 +596,8 @@ Mittels MO-Diagrammen kann für eine Bindung dann auch die so genannte \textit{B
\end{equation}
}
Generell gilt, dass eine höhere BO zu einer stärkeren Bindung und somit zu einer kürzeren Bindung führt.
\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.
......@@ -742,7 +757,42 @@ Zeichnen Sie die r\"aumliche Struktur der folgenden Molek\"ule:
\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).
\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
\begin{subfigure}{0.33\linewidth}
\centering
\chemleft[
\chemfig{
Cu(-[2]OH_2)(-[6]OH_2)(>:[:15]OH_2)(<[:-15]OH_2)(>:[:165]H_2O)(<[:-165]H_2O)
}
\chemright]
\chemmove{\node[] at (0pt,35pt) {\footnotesize $2+$};}
\caption{\ce{[Cu(OH2)6]^{2+}}}
\end{subfigure}
\begin{subfigure}{0.33\linewidth}
\centering
\chemleft[
\chemfig{
Fe(-[2]CO)(-[6]CO)(>:[:15]CO)(<[:-15]CO)(-[4]OC)
}
\chemright]
\caption{\ce{[Fe(CO)5]}}
\end{subfigure}
\begin{subfigure}{0.33\linewidth}
\centering
\chemleft[
\chemfig{
Mn(-[2,,,,rddbond]O)(-[:-150,,,,rddbond]O)(-[:-15,,,,rddbond]O)(-[:-60,,,,rddbond]O)
}
\chemright]
\chemmove{\node[] at (0pt,35pt) {\footnotesize $-$};}
\caption{\ce{[MnO4]^-}}
\end{subfigure}
\caption{Beispiele für Komplexe.}
\end{mdframed}
\end{figure}
\subsection{Licht}
......
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import numpy as np
import matplotlib.pyplot as plt
UNTIL = 40
with open('ionization_data.csv', 'r') as file:
data = file.readlines()
energies = np.array([int(data[x].rstrip().split(',')[0]) for x in range(len(data))])
Z = np.array([int(data[x].rstrip().split(',')[3]) for x in range(len(data))])
element = np.array([data[x].rstrip().split(',')[2] for x in range(len(data))])
idx = np.argsort(Z)
Z = np.array(Z)[idx]
energies = np.array(energies)[idx] * 1e-5
element = np.array(element)[idx]
plt.xlabel(r'Ordnungszahl $A$', fontsize=16)
plt.ylabel(r'1. Ionisierungsenergie $E$ / \si{\mega\joule\per\mol}', fontsize=16)
plt.plot(Z[:UNTIL], energies[:UNTIL], '-o', linewidth=1, color='black', markersize=3)
for i in range(1, len(energies[:UNTIL]), 2):
plt.text(Z[i], energies[i] + 0.05, element[i], horizontalalignment='center', bbox=dict(facecolor='white', alpha=0.5))
plt.tight_layout()
plt.savefig("ionization.pdf")
38939,Cesium,Cs,55
40727,Francium,Fr,87
41771,Rubidium,Rb,37
43407,Potassium,K,19
49,Lawrencium,Lr,103
51391,Sodium,Na,11
517,Actinium,Ac,89
52117,Barium,Ba,56
52784,Radium,Ra,88
53917,Lithium,Li,3
54259,Lutetium,Lu,71
5473,Praseodymium,Pr,59
5525,Neodymium,Nd,60
55387,Cerium,Ce,58
55769,Lanthanum,La,57
5582,Promethium,Pm,61
56437,Samarium,Sm,62
56704,Europium,Eu,63
56949,Sontium,Sr,38
57864,Indium,In,49
58638,Terbium,Tb,65
589,Protactinium,Pa,91
59389,Dysprosium,Dy,66
59738,Americium,Am,95
59858,Aluminum,Al,13
59915,Curium,Cm,96
59993,Gallium,Ga,31
60215,Holmium,Ho,67
60262,Plutonium,Pu,94
61077,Erbium,Er,68
61082,Thallium,Tl,81
61132,Calcium,Ca,20
61501,Gadolinium,Gd,64
61843,Thulium,Tm,69
61941,Uranium,U,92
61979,Berkelium,Bk,97
62173,Ytium,Y,39
62542,Ytterbium,Yb,70
62657,Neptunium,Np,93
62817,Californium,Cf,98
63067,Thorium,Th,90
642,Einsteinium,Es,99
65,Fermium,Fm,100
65615,Scandium,Sc,21
658,Mendelevium,Md,101
66339,Zirconium,Zr,40
665,Nobelium,No,102
67462,Vanadium,V,23
67589,Niobium,Nb,41
67665,Chromium,Cr,24
68251,Hafnium,Hf,72
68281,Titanium,Ti,22
70924,Molybdenum,Mo,42
72800,Technetium,Tc,43
72856,Bismuth,Bi,83
73439,Tin,Sn,50
73605,Ruthenium,Ru,44
74167,Lead,Pb,82
74340,Manganese,Mn,25
74589,Rhodium,Rh,45
75496,Tantalum,Ta,73
75762,Silver,Ag,47
76398,Nickel,Ni,28
76462,Magnesium,Mg,12
77264,Copper,Cu,29
78335,Rhenium,Re,75
7864,Tungsten,W,74
78810,Cobalt,Co,27
78994,Germanium,Ge,32
79024,Iron,Fe,26
81517,Silicon,Si,14
82980,Boron,B,5
83369,Palladium,Pd,46
8417,Polonium,Po,84
84382,Osmium,Os,76
86084,Antimony,Sb,51
89587,Platinum,Pt,78
8967,Iridium,Ir,77
89938,Cadmium,Cd,48
90096,Tellurium,Te,52
92255,Gold,Au,79
93,Astatine,At,85
93227,Beryllium,Be,4
93942,Zinc,Zn,30
97524,Selenium,Se,34
97886,Arsenic,As,33
103600,Sulfur,S,16
104375,Mercury,Hg,80
104513,Iodine,I,53
104867,Phosphorus,P,15
107485,Radon,Rn,86
112603,Carbon,C,6
118138,Bromine,Br,35
121298,Xenon,Xe,54
129676,Chlorine,Cl,17
135984,Hydrogen,H,1
136181,Oxygen,O,8
139996,Krypton,Kr,36
145341,Niogen,N,7
157596,Argon,Ar,18
174228,Fluorine,F,9
215645,Neon,Ne,10
245874,Helium,He,2
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