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......@@ -134,12 +134,12 @@ Lösungen: 1n,2y,3y,4n,5n,6y,7y,8n,9y,10y,11y,12y,13n,14n, 15n, 16y %please corr
Es gibt 4 wichtige Quantenzahlen, welche die Orbitale beschreiben:
\begin{itemize}
\item Die Hauptquantenzahl \textbf{n} entspricht der Periode
\item Die Nebenquantenzahl \textbf{l} beschreibt die Form/Art der Orbitale \\
$\textbf{l} = 0,1,2,..., \text{n}-1$ wobei $0=$ s, $1=$ p, $2=$ d, $3=$ f, ...
\item Magnetische Drehimpulszahl \textbf{m} beschreibt die Orientierung der Orbitale\\
$\textbf{m} = -\textbf{l}, -\textbf{l} + 1, ..., \textbf{l}-1, \textbf{l}$. Es gibt also eine s-Orbital Orientierung, drei p-Orbital Orientierungen (p$_x$, p$_y$, p$_z$), fünf d-Orbital Orientierungen, sieben f-Orbital Orientierungen, etc.
\item Spinquantenzahl \textbf{s}. Für das Elektron ist s $=\pm0.5$
\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 die Orientierung der Orbitale\\
$m = -l, -l + 1, ..., l-1, l$. Es gibt also eine s-Orbital Orientierung, drei p-Orbital Orientierungen (p$_\mathrm{x}$, p$_\mathrm{y}$, p$_\mathrm{z}$), fünf d-Orbital Orientierungen, sieben f-Orbital Orientierungen, etc.
\item Spinquantenzahl $s$. Für das Elektron ist $s = \pm0.5$
\end{itemize}
Die energetische Reihenfolge der Orbitale ist wie folgt: \\
......@@ -157,9 +157,9 @@ Aber man muss das nicht auswendig lernen, wenn man sein eigenes Periodensystem m
\end{figure}
\subsection{Pauli Prinzip und Hund'sche Regel}
Elektronen werden immer zuerst in die energetisch tieferen eingefüllt.\\
Gibt es mehrere Orbitale mit gleicher Energie, werden die Elektronen zuerst \textbf{einzeln} in die Orbitale eingesetzt, falls Elektronen übrig sind, füllt man die Elektronen mit entgegengesetztem Spin in die halbvollen Orbitale.\\
Dies wird wiederholt bis keine Elektronen übrig sind.\\
Elektronen werden immer zuerst in die energetisch tieferen Orbitale eingefüllt.\par\smallskip
Gibt es mehrere Orbitale mit gleicher Energie, werden die Elektronen zuerst \textbf{einzeln} in die Orbitale eingesetzt, falls Elektronen übrig sind, füllt man die Elektronen mit entgegengesetztem Spin in die halbvollen Orbitale.\par\smallskip
Dies wird wiederhol,t bis keine Elektronen übrig sind.
\begin{figure}[H]
\centering
......@@ -170,35 +170,47 @@ Dies wird wiederholt bis keine Elektronen übrig sind.\\
\subsection{Elektronenkonfiguration}
Das bestimmen der Elektronenkonfiguration verläuft immer nach gleichem Schema:
\begin{itemize}
\begin{enumerate}
\item Element im Periodensystem finden
\item Horizontal so viele Felder laufen wie die Ladungszahl, für negative Ladungen nach rechts, für 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?\\
Ja: Ein Elektron aus dem Valenz s-Orbital in das d-Orbital einfügen. Grund dafür ist im Paragraph "Erste Ionisationsenergie" erklärt. \\
Nein: weiter
\item Ist das Atom positiv geladen und hat ein ungefülltes d-Orbital als höchstes Orbital?\\
Ja: Alle Elektronen der s-Schale in die d-Orbitale setzten. \\
Nein: Die Konfiguration hinschreiben nach dem Chessboard/aus dem PSE ablesen. \\
\end{itemize}{}
Man kann sich sehr viel Zeit sparen, wenn man die Rumpfelektronen/ nicht Valenzelektronen als die Elektronenkonfiguration des Edelgases, welches eine Periode höher ist, in eckige Klammern schreibt.\\
Beispiele:\\
Fe = \textcolor{red}{1s$^2$2s$^2$2p$^6$3s$^2$3p$^6$}4s$^2$3d$^6$ = \textcolor{red}{[Ar]}4s$^2$3d$^6$\\
Ag = 1s$^2$2s$^2$2p$^6$3s$^2$3p$^6$4s$^2$3d$^{10}$4p$^6$\textcolor{red}{5s$^1$4d$^{10}$} = [Kr]\textcolor{red}{5s$^1$4d$^{10}$}\\
Mo = 1s$^2$2s$^2$2p$^6$3s$^2$3p$^6$4s$^2$3d$^{10}$4p$^6$\textcolor{red}{5s$^1$4d$^{5}$} = [Kr]\textcolor{red}{5s$^1$4d$^{5}$} \\
\ce{Ni^{2+}} = 1s$^2$2s$^2$2p$^6$3s$^2$3p$^6$\textcolor{red}{ (4s$^0$)3d$^8$} = [Ar]\textcolor{red}{3d$^8$}\\
\item Ist das Atom ungeladen und kann eine d$^5$ oder d$^{10}$ Konfiguration erreicht werden?
\begin{enumerate}
\item Ja: Ein Elektron aus dem Valenz s-Orbital in das d-Orbital einfügen. Grund dafür ist im Paragraph "Erste Ionisationsenergie" erklärt.
\item Nein: weiter
\end{enumerate}
\item Ist das Atom positiv geladen und hat ein ungefülltes d-Orbital als höchstes Orbital?
\begin{enumerate}
\item Ja: Alle Elektronen der s-Schale in die d-Orbitale setzten.
\item Nein: Die Konfiguration hinschreiben nach dem Chessboard/aus dem PSE ablesen.
\end{enumerate}
\end{enumerate}
Man kann sich sehr viel Zeit sparen, wenn man die Rumpfelektronen/ nicht Valenzelektronen als die Elektronenkonfiguration des Edelgases, welches eine Periode höher ist, in eckige Klammern schreibt.\par\smallskip
Beispiele:
\begin{equation}
\begin{aligned}
\ce{Fe} &= {\color{red}\ce{1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6}}\ \ce{4s^2 3d^6} &=& {\color{red} \ce{[Ar]}}\ \ce{4s^2 3d^6} \\
\ce{Ag} &= {\color{red}\ce{1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^6}}\ \ce{5s^1 4d^10} &=& {\color{red}\ce{[Kr]}}\ \ce{5s^1 4d^10} \\
\ce{Mo} &= {\color{red}\ce{1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^6}}\ \ce{5s^1 4d^5} &=& {\color{red}\ce{[Kr]}}\ \ce{5s^1 4d^5} \\
\ce{Ni^2+} &= {\color{red}\ce{1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6}}\ \ce{4s^0 3d^8} &=& {\color{red} \ce{[Ar]}}\ \ce{4s^0 3d^8}
%\ce{Fe} &= \textcolor{red}{1s$^2$2s$^2$2p$^6$3s$^2$3p$^6$}4s$^2$3d$^6$ = \textcolor{red}{[Ar]}4s$^2$3d$^6$\\
%Ag &= 1s$^2$2s$^2$2p$^6$3s$^2$3p$^6$4s$^2$3d$^{10}$4p$^6$\textcolor{red}{5s$^1$4d$^{10}$} = [Kr]\textcolor{red}{5s$^1$4d$^{10}$}\\
%Mo &= 1s$^2$2s$^2$2p$^6$3s$^2$3p$^6$4s$^2$3d$^{10}$4p$^6$\textcolor{red}{5s$^1$4d$^{5}$} = [Kr]\textcolor{red}{5s$^1$4d$^{5}$} \\
%\ce{Ni^{2+}} &= 1s$^2$2s$^2$2p$^6$3s$^2$3p$^6$\textcolor{red}{ (4s$^0$)3d$^8$} = [Ar]\textcolor{red}{3d$^8$}
\end{aligned}
\end{equation}
\section{Bindungen}
\subsection{Bindungsarten}
Es gibt drei Arten von Bindungen: Ionische, Kovalente, Koordinierte.
\paragraph{Inonische Bindungen} entstehen wenn die zwei Bindungspartner eine \textbf{Elekrtonegativitätsdifferenz von mindestens 1.7} aufweisen. Dies ist genug um Elektronen des einen Atoms/Moleküls auf das andere zu übertragen. 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 nächsten, da ein Atom/Molekül viele Elektronen besitzt und sie nicht mit dem elektronenarmen Bindungspartner teilt.
\paragraph{Ionische Bindungen} entstehen wenn die zwei Bindungspartner eine \textbf{Elekrtonegativitätsdifferenz von mindestens 1.7} aufweisen. Dies ist genug um Elektronen des einen Atoms/Moleküls auf das andere zu übertragen. 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 nächsten, da ein Atom/Molekül viele Elektronen besitzt und sie nicht mit dem elektronenarmen Bindungspartner teilt.
\paragraph{Kovalente Bindungen}
entstehen wenn zwei Bindungspartner mit weniger als 1.7 Elektronegativitätsunterschied binden. Dabei teilen sich die Bindungspartner ein Teil ihrer Elektronen in gemeinsamen Orbitalen. Verbindungen, welche kovalente Bindung enthalten, sind Moleküle. Diese Art von Bindung ist dem Kommunismus am nächsten.
\paragraph{Koordinierte Bindungen}
entstehen, wenn ein Nichtmetall/Molekül mit einem freien Elektronenpaar dieses freie Elektronenpaar einem Übergangsmetall "spendet". Die Elektronegativitätsdifferenz sollte auch unter 1.7 sein. Dabei entsteht ein Komplex, welcher in vielen Fällen deutlich andere Eigenschaften hat als das Metall selbst. Diese Form der Bindung ist dem Sozialismus am nächsten.
entstehen, wenn ein Nichtmetall/Molekül mit einem freien Elektronenpaar dieses freie Elektronenpaar einem Übergangsmetall \enquote{spendet}. Die Elektronegativitätsdifferenz sollte auch unter 1.7 sein. Dabei entsteht ein Komplex, welcher in vielen Fällen deutlich andere Eigenschaften hat als das Metall selbst. Diese Form der Bindung ist dem Sozialismus am nächsten.
\section{Darstellung von Molekülen}
Wichtige Begriffe:
......@@ -211,8 +223,8 @@ Wichtige Begriffe:
Nicht-bindende Elektronenpaare zählen auch zur Valenz.
\item \textbf{Isoelektronisch: } Zwei oder mehr Moleküle sind isoelektronisch, wenn sie: \\
1) die gleiche Struktur haben, 2) die gleiche Anzahl Valenzelektronen haben.\\
\ce{O=C=O} und \ce{O=N+=O} sind isoelektronisch.\\
\ce{H3C-CO-CH3} und \ce{H3C-N=N-CH3} sind nicht isoelektronisch (gleiche Anzahl V\ce{e-}, aber andere Struktur).\\
\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).\\
Moleküle mit ungleicher Zahl V\ce{e-} sind oftmals leicht zu erkennen, da auch ihre Struktur oft unterschiedlich ist.
\end{itemize}{}
......@@ -222,30 +234,32 @@ Wichtige Begriffe:
\section{VSEPR/VSEPD}
Während 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 räumlich mit einander Binden. VSEPR wird immer auf der gleichen Art angewendet.
\begin{longtable}{p{0.6\linewidth}|p{0.24\linewidth}}
\caption{VSEPR Vorgehensweise}
\endhead
\textbf{Rezept} & \textbf{Beispiel: \ce{IF4+}}\\ \midrule
% TODO: this is a huuuuuuge mess
\begin{longtable}{p{0.6\linewidth}p{0.24\linewidth}}
\caption{VSEPR Vorgehensweise} \\
\toprule
\textbf{Rezept} & \textbf{Beispiel: \ce{IF4+}}\\ \midrule\endhead
Zentralatom bestimmen & \ce{I} \\
Valenzelektronen des ungeladen Zentralatoms aufschreiben & $\ce{I} = 7\ce{e-}$ \\
Valenzelektronen des ungeladen Zentralatoms aufschreiben & $\ce{I} = \ce{7e-}$ \\
Ladungen dazurechnen,
bei positiver Ladung subtrahiert man \ce{e-},
bei negativer Ladung addiert man \ce{e-}. Falls negative Ladung und Sauerstoff vorhanden: negative Ladung nicht addieren sondern \ce{O-} bilden.& $7-1\ce{e-} = 6\ce{e-}$ \\
bei negativer Ladung addiert man \ce{e-}. Falls negative Ladung und Sauerstoff vorhanden: negative Ladung nicht addieren sondern \ce{O-} bilden.& $\ce{7e-}-\ce{1e-} = \ce{6e-}$ \\
Anzahl Bindungen bestimmen,
falls H und O vorkommen: OH machen,
F = Einfachbindung,
OH oder \ce{O-} = Einfachbindung,
O = Doppelbindung & $4*\ce{F} = 4*\text{EB}$ \\
O = Doppelbindung & $4\cdot\ce{F} = 4\cdot\text{EB}$ \\
Anzahl Bindungen abziehen,
Einfachbindung = \ce{1e-},
Doppelbindung = \ce{2e-} & $6\ce{e-} - 4\ce{e-}= 2\ce{e-}$ \\
Doppelbindung = \ce{2e-} & $\ce{6e-} - \ce{4e-}= \ce{2e-}$ \\
Übrige \ce{e-} durch 2 teilen.
Dies ist die Anzahl Lonepairs,
falls X.5 Lonepairs: X Lonepairs + 1 Radikalorbital & $2\ce{e-}/2=1$Lonepair \\ \midrule
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.eps}
\\ \midrule
Grosse Domänen in grosse Domänen Spots einzeichnen.
Doppelbindungen = gross,
......@@ -257,13 +271,14 @@ Während die Lewis-Struktur aufzeigen kann, welche Atome wie miteinander binden,
\end{longtable}{}
Grosse Domänen nehmen mehr Platz ein und drücken kleinere Domänen näher zusammen. Beispiel: Bindungswinkel im idealen Tetraeder = \SI{109.5}{\degree}. Winkel \ce{H-O-H} ist \SI{104,45}{\degree}
Grosse Domänen nehmen mehr Platz ein und drücken kleinere Domänen näher zusammen. Beispiel: Bindungswinkel im idealen Tetraeder = \SI{109.5}{\degree}. Winkel \ce{H-O-H} ist \SI{104.45}{\degree}
\subsection{Aufgaben}
Zeichnen Sie die räumliche Struktur der folgenden Moleküle:
\begin{longtable}{rlrl}
\textbf{Nr.} & \textbf{Molekül} & \textbf{Nr.} & \textbf{Molekül}\\
\toprule
\textbf{Nr.} & \textbf{Molekül} & \textbf{Nr.} & \textbf{Molekül}\\ \midrule\endhead
1 & \ce{SO2} &9 & \ce{ClO2}\\
2 & \ce{XeF2} &10& \ce{NH3} \\
3 & \ce{IF7}& 11&\ce{IF6-} \\
......@@ -271,7 +286,7 @@ Zeichnen Sie die räumliche Struktur der folgenden Moleküle:
5 & \ce{H2O}& 13&\ce{BF3} \\
6 & \ce{SiF4}& 14&\ce{NO3-} \\
7 & \ce{PH3}& 15&\ce{CO3^{2-}}\\
8 & \ce{SO3}& 16&\ce{PO4^{3-}} \\
8 & \ce{SO3}& 16&\ce{PO4^{3-}} \\ \bottomrule
\end{longtable}
......@@ -309,7 +324,7 @@ Zeichnen Sie die räumliche Struktur der folgenden Moleküle:
\chemfig{X(-[4]L)(<[:-135]L)(>:[:35]L)(>:[:135]L)(-[2]\textcolor{red}{L})(-[6]\textcolor{red}{L})(<[:-35]L)}
\caption{\ce{XL7}}
\end{subfigure}
\caption{Die verschiedenen Konfigurationen. Rote \textcolor{red}{L} zeigen wo die grossen Domänen eingeführt werden.}
\caption{Die verschiedenen Konfigurationen. Rote \textcolor{red}{L} zeigen, wo die grossen Domänen eingeführt werden.}
\label{Fig:VSEPR}
\end{figure}
......@@ -327,22 +342,22 @@ Für die Beschreibung von elektro-magnetischer Strahlung sind einige Zahlen wich
\item Die Plank'sche Konstante $h=\SI{6.62607015e-34}{\joule\per\second}$
\item Die Frequenz $\nu$ [\si{\per\second}] beschreibt, wie oft die Welle sich pro Sekunde wiederholt
\item Die Wellenlänge $\lambda$ [\si{\meter}] beschreibt, welche Distanz zurückgelegt wird, bis sich die Welle wiederholt
\item Die Energie $E$ [\si{joule}] beschreibt die Energie, welche die Welle trägt
\item Die Energie $E$ [\si{\joule}] beschreibt die Energie, welche die Welle trägt
\end{itemize}
Es gibt viele Arten Wellenlänge, Frequenz und Energie in Abhängigkeit von einander darzustellen. Hier sind einige die Möglichkeiten:
\begin{equation}
E = h * \nu = h * c /\lambda
E = h \nu = {h c \over\lambda}
\end{equation}
\begin{equation}
\nu = c/\lambda = h / E
\nu = {c\over\lambda} = {h \over E}
\end{equation}
\begin{equation}
\lambda = c/\nu = h * c/ E
\lambda = {c\over\nu} = {hc\over E}
\end{equation}
Alles kann als Welle dargestellt werden, man verwendet dabei die de-Broglie-Wellenlänge:
\begin{equation}
\lambda = \frac{h}{m*v}
\lambda = \frac{h}{mv}
\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}].
......
......@@ -49,6 +49,8 @@
\usepackage{listings}
\usepackage{mdframed}
\usepackage{microtype}
\usepackage{enumitem}
\usepackage{csquotes}
\sisetup{range-phrase=\textup{ -- }} % better
\DeclareSIUnit\ton{\textrm{t}}
......@@ -89,3 +91,5 @@
\def\arraystretch{1.25}
\setlist[itemize]{noitemsep, nolistsep}
\setlist[enumerate]{noitemsep, nolistsep}
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