Spezifische Stoffeigenschaften

Timm Wilke

Georg-August-Universität Göttingen

Wintersemester 2013 / 2014

W IEDERHOLUNG :

K ^APITEL 1 – A ^{UFBAU DER} M ^ATERIE

Schwerpunkte

 (nicht bindend für Klausur!)

– Eigenschaften von Atomen: Aufbau und Zusammensetzung (Ionen, Elektronen, Protonen, Mol-Begriff)

– Systematisierung von Atomen: Periodensystem der

Elemente, Hauptgruppen; warum gibt es diese Einteilung?

– Bindungsverhalten von Atomen: Polare, Kovalente und Ionenbindung, Elektronegativität

Spezifische Stoffeigenschaften

 Schmelz- und Erstarrungstemperatur

 Siede- und Kondensationstemperatur

 Sublimations- und Resublimationstemperatur

Spezifische Stoffeigenschaften

 Viskosität (Zähflüssigkeit)

 Dichte

 Absorptions- und Emissionsspektren

 Brechungsindex von Flüssigkeiten

Zur Erinnerung:

Definition Dichte

 Die Dichte 𝜌 (ausgesprochen: rho) ist definiert als Quotient von Masse (m) und Volumen (V):

𝜌 = 𝑚 𝑉

 Die übliche Einheit ist _𝑚^𝑘𝑔₃ oder ^𝑔_𝑙

Illustration Dichte

Eisberg, ca. 90% befinden sich unter Wasser

Dichte von Eis bei 0 °C: ρ = 0,917 g/cm³

Dichte von Wasser bei 4 °C: ρ = 1 g/cm³



Aufgaben

1. Welches Volumen nehmen 600g einer konzentrierten wässerigen Ammoniaklösung ein (ρ = 0,880 g/mL)?

2. Welche Masse hat eine Schwefelsäure-Portion mit dem Volumen V = 450 mL und der Dichte ρ = 1,84 g/mL )

3. Ordnen Sie folgende Stoffe (ansteigend) nach ihrem Siedepunkt: Wasser, Natrium, Stickstoff, Methanol, Methan, Eisen, Ameisensäure, Quecksilber.

4. Beschreibe in eigenen Worten (evtl. mit Hilfe des Videos), wie Viskosität und Dichte zusammenhängen.

Atombau und Elementarteilchen

Isotope

Atommasse und Stoffmenge

Absolute Masse: ₁¹𝐻(Atom) = 1,66 ∙ 10⁻²⁴ g

Relative Masse: ¹²₆𝐶 ≡ 12,000 𝑔/𝑚𝑜𝑙 (Definition)

Isotopenhäufigkeit: ₁₇³⁵𝐶𝑙 75 % 𝐶𝑙 25 % ₁₇³⁷

Atommasse: 𝐴 𝑋 = 𝐻ä𝑢𝑓𝑖𝑔𝑘𝑒𝑖𝑡 𝑖𝑛 % ∙𝑀𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑑𝑒𝑠 𝐼𝑠𝑜𝑡𝑜𝑝𝑠 100

Stoffmenge [mol]: 12 ∙1,66 ∙ 10^{12,000 𝑔−24} 𝑔 = _{1,66 ∙ 10}¹ ₋₂₄ = 6,02 ∙ 10²³ 𝐴𝑡𝑜𝑚𝑒 = 𝑁_𝐴

Atommasse und Stoffmenge

Stoffmenge [mol]: 12 ∙1,66 ∙ 10^{12,000 𝑔−24} 𝑔 = _{1,66 ∙ 10}¹ ₋₂₄ = 6,02 ∙ 10²³ 𝐴𝑡𝑜𝑚𝑒 = 𝑁_𝐴

→ 1 mol eines Stoffs enthält 6,02 ∙ 10²³ Atome

→ 1 mol eines Elements entspricht der relativen Atommasse in Gramm.

Beispielrechnung

Wie viel Gramm wiegen zwei Mol Kohlenstoff?

1. Relative Masse von Kohlenstoff: 12,000 ^𝑔 _𝑚𝑜𝑙

2. Gegebene Stoffmenge: 2 mol

3. 12,000 _𝑚𝑜𝑙^𝑔 ∙ 2 𝑚𝑜𝑙 = 24^{𝑔 ∙ 𝑚𝑜𝑙}_𝑚𝑜𝑙 = 24 𝑔

Aufgaben

1. Wie viel Gramm wiegen 50 Mol ?

2. Wie viel Mol entsprechen 450 g Schwefelsäure ? (Relative Atommasse: H: 1,006 g/mol, S = 32,06 g/mol, O = 15,99 g/mol ?

3. Welche der folgenden Aussage(n) ist/sind korrekt ?

1. Isotope eines Elements unterscheiden sich immer in ihrer Massenzahl,

2. Isotope (eines Elements) können sich auch in der Ordnungszahl unterscheiden, 3. Die Massenzahl ist die Summe der Protonen- und Elektronenzahl,

4. Die Massenzahl ist die Summe der Protonen- und Neutronenzahl.

17 35Cl

Atombau, Quantenzahlen, Periodensystem

Bahnmodell nach Bohr

Verschiedene Atome im Bahnmodell

1 1

H

1 2

H

1 3

H

Wasserstoffatom

Tritium

Deuterium (D)

Valenzelektronen und Atomeigenschaften

 Valenzelektronen (Außenelektronen): Elektronen in der äußersten Schale (bzw. äußersten Orbitalen)

 Beteiligen sich an Bindungen

 Bestimmen zu einem großen Teil die Eigenschaften und Reaktionsverhalten eines Stoffes

Beispiel: Alkalimetalle

Lithium Natrium Kalium

Gemeinsamkeit: 1 Valenzelektron in der äußersten Schale

Auswertung

 Ähnliches (Reaktions-)Verhalten bei allen fünf Elementen

→ Elemente einer Hauptgruppe besitzen ähnliche Eigenschaften

→ Innerhalb einer Hauptgruppe werden diese Eigenschaften stärker oder schwächer

Reaktionsverhalten & Edelgaskonfiguration

 Elemente streben nach abgeschlossenen - das heißt vollen oder leeren - Schalen, der sogenannten Edelgaskonfiguration

 Elemente mit Edelgaskonfiguration sind besonders stabil (bspw.

sind Helium, Argon etc. nicht brennbar)

 Durch das Streben nach Edelgaskonfiguration können Reaktionen vorhergesagt werden.

Beispiel

 Reaktion von Natrium (1 Valenzelektron) mit Chlor (7 Valenzelektronen)

– Na → Na⁺ + 1 e^- | Cl + 1 e^- → Cl^- – Gesamtreaktion: Na + Cl → NaCl

 Reaktion von Magnesium (2 Valenzelektronen) mit Chlor (7 Valenzelektronen)

– Mg → Mg²⁺ + 2 e^- | Cl + 1 e^- → Cl^- ∙ 2 – Gesamtreaktion: Mg + 2 Cl → MgCl₂

WH: Wie werden Orbitale besetzt?

Elektronenkonfiguration Natrium:

1s² 2s² 2p

3s

↑↓

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

↑

WH: Aufgaben



Elektronenkonfiguration Natrium: 1s² 2s² 2p

3s



Weitere Beispiele: Lithium (

Li), Kohlenstoff (

C),

Sauerstoff (

O), Neon (

Ne), Eisen (

Fe)

Lösung



Lithium (

Li ): 1s

2s



Kohlenstoff (

C ): 1s

2s

2p



Sauerstoff (

^O ): 1s

2s

2p



Neon (

Ne ): 1s

2s

2p



Eisen (

Fe ): 1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

Zum Üben: Weitere Beispiele

 Beispiele:

H (Z=1): 1s¹ He (Z=2): 1s²

C (Z=6): 1s² 2s² 2p² O (Z=8): 1s² 2s² 2p⁴ Ne (Z=10): 1s² 2s² 2p⁶ Na (Z=11): 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ Al (Z=13): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹ K (Z=19): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

Ti (Z=22): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d²

Schreibweise

 Abkürzung bzw. Vereinfachung möglich durch Verwendung des letzten Edelgases.

– Ne (Z=10): 1s² 2s² 2p⁶

– Na (Z=11): 1s² 2s² 2p⁶ 3s1 oder [Ne] 3s¹ – Mg (Z=12): 1s² 2s² 2p⁶ 3s2 oder [Ne] 3s²

– Ar (Z=18): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ oder [Ne] 3s² 3p⁶ – K (Z=19): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ oder [Ar] 4s¹

Periodensystem – Haupt- und Nebengruppen

Hauptgruppen

Hauptgruppe Außenelektronen Bezeichnung

1. 1 Alkalimetalle

2. 2 Erdalkalimetalle

3. 3 Aluminium-Gruppe

4. 4 Kohlenstoff-/Silicium-Gruppe

5 5 Stickstoff-/Phosphor-Gruppe

6 6 Sauerstoff-/Schwefel-Gruppe („Erzbildner“)

7 7 Halogene („Salzbildner“)

8 8 Edelgase

Ionen, Ionisierung

 Ionen: Elektrisch geladene Atome oder Moleküle

 Ein oder mehrere Elektronen entfernt: Kationen

– Beispiele: Na⁺, Ca²⁺

 Ein oder mehrere Elektronen hinzugefügt: Anionen

– Beispiele: Cl^- , SO₄^4-

Die chemische Bindung

Die chemische Bindung



Elektrostatische Wechselwirkungen zwischen Atomen



Bindungen mit geeigneten Partnern günstiger, stabiler

– Erinnerung: Streben nach Edelgaskonfiguration. Elemente streben bei der Bildung chemischer Bindungen danach, in ihrer äußeren Schale eine Edelgaselektronenkonfiguration zu erreichen

(Oktettregel).



4 Arten chemischer Bindungen (

Ionenbindungen, Metallische Bindungen, Schwache Bindungen)

Kovalente Bindung

 Atome „teilen“ sich Valenzelektronen

 Orbitale überlappen, Valenzelektronen befinden sich zwischen den beiden Kernen

 Einzel-, Doppel-, Dreifach-

bindungen möglich – abhängig von der Oktettregel

Kovalente Bindung

 Beispiel: Chlor besitzt 7 Valenzelektronen und fehlt eines für die Edelgaskonfiguration. Daher teilen sich zwei Chloratome ein Elektronenpaar.

 Beide Atome besitzen somit Edelgaskonfiguration.

Aufgaben

 Warum kommt Brom in Reinform nur molekular vor (als Br₂ d.h.

als Molekül aus zwei Bromatomen)?

 Wasserstoff und Lithium besitzen beide ein Valenzelektron.

Kommen sie ebenfalls molekular vor?

 Sauerstoff kommt ebenfalls molekular vor – wie könnte das erklärt werden?

Elektronegativität

 Bindungselektronen befinden sich bei identischen Atomen genau in der Mitte zwischen den Kernen

 Bei verschiedenen Atomen verschiebt sich das bindende Elektronenpaar und das Ladungszentrum

Wer reagiert mit wem?

Element-Gruppe Elektronenübertragung

I Alkalimetalle Abgabe von 1 Elektron

II Erdalkalimetalle Abgabe von 2 Elektronen

III Aluminium-Gruppe Abgabe von 3 Elektron

VI Sauerstoff-Schwefel-Gruppe Aufnahme von 2 Elektronen

VII Halogene Aufnahme von 1 Elektron

Zusammenfassung: Kovalente Bindung

 Atombindung (kovalente Bindung) entsteht durch Durchdringung der Valenzelektronenschalen

 keine Elektronenübertragung !

 es entstehen gemeinsame Elektronenpaare (Bindungselektronen)

 Wechselwirkungsenergie (Bindungsenergie) entsteht durch Anziehung der Bindungselektronen durch beide Atomkerne

 Atome sind durch mindestens ein Elektronenpaar miteinander verknüpft - Einfachbindung, es gibt auch Doppelbindungen, Dreifachbindungen

Elektronegativität

Elektronegativität

 Die Anziehungskraft der Kerne resultiert aus dem Verhältnis von Kernladung und Atomradius

 Elektronegativität ist die Fähigkeit eines Atoms, die bindenden Elektronenpaare an sich zu ziehen

 Je unterschiedlicher die Elektronegativität, desto näher befindet sich das bindende Elektronenpaar am elektronegativeren Kern

Elektronegativität

 Relativ hohe Kernladung und kleiner Atomradius  Hohe Elektronegativität.

– Beispiel: Fluor. Zwei Schalen, 9 Atome. Elektronegativität: 4,17 (Maximum)

 Relativ geringe Kernladung und großer Atomradius  Geringe Elektronegativität.

– Beispiel: Natrium. Drei Schalen, 11 Atome. Elektronegativität: 1,01

Elektronegativität

 Elektronegativität nimmt innerhalb einer Periode zu (gleicher Atomradius, Kernladung nimmt zu)

 Elektronegativität nimmt innerhalb einer Hauptgruppe ab (größerer Einfluss des Atomradius)

Elektronegativität - Ladungsverteilung

Verschiebung des bindenden Elektronenpaars sorgt für unterschiedliche Ladungs- schwerpunkte. Diese werden Partialladungen genannt, sind jedoch keine Ionenladungen!

Aufgaben:

 Welches Element besitzen eine größere Elektronegativität und warum?

– Kohlenstoff (C) oder Silicium (Si) – Stickstoff (N) oder Sauerstoff (O)?

 Warum haben Edelgase

keinen Elektronegativitätswert?

Ionenbindungen

 Kovalente Bindungen zwischen Nichtmetallen –

Ionenbindungen oft zwischen Metallen und Nichtmetallen.

 Übergang zwischen kovalenter und Ionenbindung:

Ionenbindungen

 Elektronegativitätsdifferenz (=D EN) entscheidend:

 D EN: 0 – 0,4: kovalent (bindendes Elektronenpaar relativ mittig)

 D EN: 0,5 – 1,6: polar (bindendes Elektronenpaar stark zu einer Seite verschoben)

 D EN: ab 1,7: ionisch (Elektron komplett übertragen, Anziehung zweier Ionen im Gitter)

Ionenbindung

 Typisches Beispiel: NaCl (Kochsalz)

 Wechselwirkungsenergie (Gitterenergie kommt durch elektrostatische

Anziehungskräfte zustande

 Voraussetzung:

Elektronenübertragung

Aufgaben:

 Welche Bindungstypen liegen vor?

– Natriumchlorid (NaCl) – Schwefelwasserstoff (H₂S) – Fluorwasserstoff (HF)

– Kupfersulfid (CuS) – Methan (CH₄)

Nomenklatur

Aufgaben

1: Benennt folgende Verbindungen und ergänzt die Indizes:

Ca F Al Cl Zn S K SO₄ Cs O Mg O

2) In der Anzahl welcher Elementarteilchen stimmen alle Ionen mit den Atomen überein, aus denen sie entstanden sind ?

3) Welche Eigenschaft ist für die Unterteilung in Kationen und Anionen entscheidend ?

Aufgaben

5. Gib an, welche Formel die folgenden Stoffe haben und aus welchen kleinsten Bausteinen sie aufgebaut sind:

a) Kaliumiodid b) Schwefelwasserstoff, c) Aluminium d) Brom.

6. Gib die Gleichung für die Reaktion der Elemente Wasserstoff und Brom an. Wie heißt das Reaktionsprodukt ? Welche Art der chemischen Bindung liegt vor ?

Schwache Bindungen

 Wasserstoffbrückenbindungen

– Elektrostatische Anziehungskräfte zwischen Wasserstoffatomen und einem stark elektronegativen Atom (Sauerstoff, Fluor, Schwefel)

Van-Der-Waals-Kräfte

 Spontane Verschiebung von Ladungsschwerpunkten

 Folge: Schwache Dipole zwischen kovalenten Bindungen

 Häufig zu finden bei großen, unpolaren Molekülen, bspw. bei langen Kohlenstoffketten (Öle, Fette etc.)