GK 11-1 Stoffe - Chemie - PDF

Wiederholung Teilchenarten zusammengesetzte Ionen: SO42- Die Geschichte des Atombaus Demokrit (Dalton (ora S. 62)) Thomson Rutherford Bohr Rutherford Bohr Abb.: Streuversuch erklären Grenzen von Rutherford...

Wiederholung Teilchenarten zusammengesetzte Ionen: SO42- Die Geschichte des Atombaus Demokrit (Dalton (ora S. 62)) Thomson Rutherford Bohr Rutherford Bohr Abb.: Streuversuch erklären Grenzen von Rutherford Resultate nennen Postulate (Stichpunkte) Name des Modells Name des Modells Skizze für Natrium Skizze für Natrium LB rot, dünn S. 44 ff (Infotext)  Rutherford - Streuversuch Link Resultate: - Großteil der Strahlung geht Schlussfolg.: - kleiner Kern mit pos. ungehindert durch Protonen - wenige Strahlen werden abgelenkt - große Hülle mit neg. e-  Problem/Grenze vom Kern-Hülle-Modell: Linienspektren Linienspektren von Atomen Linienspektren Linienspektren  Bohr‘sche Postulate 1. Elektronen bewegen sich strahlungsfrei… 1. 2. 2. …auf Bahnen mit konstanter Energie. 3. 3. Es tritt Energieaufnahme bzw. –abgabe bei Bahnwechsel auf. Werden Elektronen durch Energiezufuhr angeregt, so springen sie in energieärmere Zustände zurück. Dabei senden sie Licht aus ( Linien- spektrum). Die Sprünge erfolgen stufenweise.  Existenz von Schalen Übung Schalenmodell von Stickstoff skizzieren dazu auch Energieniveauschema Energieniveauschema von Schwefel Energieniveauschema von Calcium Übung - Lösungen E E - - 6e- - 7p+ - - - - - - - 8e- - 2e- - - - 7N 7N 16S 2n2  Grenzen von Bohr Oktettregel nicht erklärbar; Widerspruch zu 2n2 (siehe Ca-Übung) Linienspektrum nur für H-Atom stimmig; ab Ordnungszahl 2 viele Zwischenlinien (siehe Na) Na Wieso gibt es Elektronenpaare?  Erweiterung des Bohr‘schen Modells durch Sommerfeld Rückblick  Skizzieren Sie den Weg zum Bohrschen Atommodell. „atomos“  Grenzen von Bohr - Lösung E E 2e- 2e- ? ? 6e- 8e- 2e- 8e- 6e- 2e- Sommerfeld-Erweiterung 2e- 2e- mit „spd“- Unterniveaus 20Ca 20Ca Das Bohr‘sche Atommodell wurde durch Sommerfeld erweitert, der die Schalen in Unterniveaus teilte. Diese Unterniveaus lassen sich als sogenannte Orbitale beschreiben.  Sommerfeld - Beschreibung von Elektronen  Hauptquantenzahl n (Hauptenergieniveau) 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 grundlegende Aussage zum Energiegehalt wenig - viel Größe der Orbitale (frühere Schalennummer) Kapazität: 2n2  Nebenquanten“zahl“ (Unterniveau) s, p, d, (f) energetische Abstufung innerhalb der Hauptniveaus Form der Orbitale  Magnetquantenzahl räumliche Orientierung und Anzahl der Orb. pro Unterniveau: 1, 3, 5, (7)  Spinquantenzahl Drehrichtung eines Elektrons  Pro Orbital max. 2 Elektronen: 2, 6, 10, (14) Ein e- wird durch diese vier „Koordinaten“ exakt angesteuert; z.B. 5 d-2 +  Besetzungsregeln Pauliprinzip Energieprinzip/Aufbauprinzip LB ora S. 74f Hundsche Regel LB rot, dünn S. 48 Beispiel: Sauerstoff Darstellung der Orbitale und Elektronen in 18Ar  Übung Besetzungsregeln  Arbeitsblatt  Zusatz: Zeichnen Sie die Energieniveauschemata auf der Rückseite. 18Ar 35Br 22Ti 20Ca  Calcium  immer noch ungelöst E 3d 2e- 4s 6e- 3p 2e- 3s 6e- 2p 2e- 2s 2e- 1s 20Ca  Schreibweisen der Elektronenkonfiguration  Pauling-/Kästchenschreibweise  Vereinfachte Schreibweise  Edelgasschreibweise  Beispiel: 14Si  Energieniveauschema mit allen Besonderheiten in der Reihenfolge Das 4s-Orbital liegt energetisch knapp unter den 3d-Orbitalen, sodass zunächst das 4s- Orbital gemäß Energieprinzip besetzt wird. Ist auch eine Besetzung der 3d-Orbitale nötig, so sinkt deren Energie wieder unter die des besetzten 4s-Orbitals. Übung I - mündlich Benennen Sie die Elemente mit den folgenden Elektronenkonfigurationen. - 9 F 1s 2s 2p 2 2 6 2 2 Si - 1s 2s 2p 3s 3p 14 1 K - [Ar] 4s 19  Übung II - schriftlich Formulieren Sie je die Elektronenkonfiguration der folgenden Atome in der Pauling-Schreibweise. K Ne Formulieren Sie je die Elektronenkonfiguration der folgenden Atome/Ionen in vereinfachter Schreibweise. - + 2+ Cl Cl Na Ni Cr Cu  Auswertung Übung II 19K: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 10Ne: 1s 2s 2p  Auswertung Übung II 17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 - 17 Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = [Ar] + 11 Na : 1s2 2s2 2p6 = [Ne] falsch richtig 2+ 28Ni : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 3d8 4s0 24Cr: [Ar] 4s2 3d4 3d5 4s1 29Cu: [Ar] 4s2 3d9 3d10 4s1 Halb- oder vollbesetzte Orbitalgruppen sind energetisch bevorzugt.  z.B. Cu Besonders stabil sind Edelgaskonfigurationen. Mit e- besetzte d-Orbitale haben weniger Energie als die s-Orbitale.  z.B. Sc Nebengruppenelemente geben bei Kationenbildung zunächst die beiden s-e- ab.  häufig NG2+  z.B. Ni2+, sogar Cu2+ weitere energetische Besonderheiten Vorbereitung Lernerfolgskontrolle AB / (1,2), 3-5 AZ: 20 min Hinweis: I,II,III sind die Anforderungsbereiche  37Rb: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 5s 14Si: 1s 2s 2p 3s 3p 33As: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p  19K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = [Ar] 26Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s0 = [Ar] 3d6 4s0 16S2-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = [Ar] 29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 42Mo: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d5 5s1 42Mo: [Kr] 4d5 5s1  LB rot, dick S. 42ff Zusammenfassung Besetzung max. 2 Elektronen in ein Orbital Besetzungsregeln Aufbauprinzip E Hund’sche Regel Pauli-Prinzip Energetische Besonderheiten (4s vs. 3d, …)  PSE-Wanderung Nebengruppen-Ionen (Abgabe der d-Elektronen vs. s-e-) halb-/vollbesetzt stabiler  Cu, Cr, Ag, Mo Edelgas absolut stabil  Elektronenkonfiguration PSE Wie lassen sich folgende Gliederungspunkte in der Elektronenkonfiguration wiederfinden? Begriff Valenzelektronen  an Bindungen beteiligte e- Gruppennummer  VIII. NG???  meist die e- der letzten beiden Unterniveaus; Ausnahmen: 1. und 2. HG und NG Gruppenart (Haupt-, Neben-) (z.B. Na, Ca, Cu, Cd) Periodennummer Ordnungszahl  nur für Atome Cl Ti 17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 22Ti: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2  Übung Elektr.-konf. PSE Begründen Sie jeweils anhand der Elektronenkonfigurationen (in Edelgasschreibweise), dass AZ: 20 min Al und P Hauptgruppenelemente sind, Fe und Ag Nebengruppenelemente sind, Xe in der 5. Periode angeordnet ist, Si in der 4. (Haupt-)Gruppe steht, Sb 5 Valenzelektronen besitzt. Zusatz: Gruppenzugehörigkeit von Fe, Co, Ni; Cu, Mg Vorbereitung Lernerfolgskontrolle AZ: 15 min AB / 6-8  Hinweis: I,II,III sind die Anforderungsbereiche 6a) NGE, weil bei den letzten beiden besetzten Orbitalen d-Orbitale vorhanden sind (Zn) 6b) HGE, weil bei den letzten beiden besetzten Orbitalen p-Orbitale vorhanden sind (Ga) 6c) HGE, weil bei den letzten beiden besetzten Orbitalen p-Orbitale vorhanden sind (Achtung: 4d ist leer) (Rb) 7) 16S: [Ne] 3s2 3p4 - HGE, weil bei den letzten beiden besetzten Orbitalen p-Orbitale vorhanden sind - 6. Gruppe, weil 6 Valenzelektronen (Elektronen der beiden letzten besetzten Orb.) - 3. Periode, weil 3 HEN besetzt sind 8) Natriumchlorid besteht aus Na+- und Cl--Ionen; Na +: [Ne]; Cl-: [Ar]; beide Ionen haben Edelgaskonfigurationen 11 17  Sich periodisch ändernde und wiederkehrende Eigenschaften Was ist das? Wie ändert es sich? Warum?  innerhalb der Gruppe  innerhalb der Periode Atomradius Wissensspeiecher S. 69f., (TW. S. 124) Ionisierungsenergie LB. rot, dünn S. 49 Elektronegativität LB. rot, dünn S. 31  Sich periodisch ändernde Eigenschaften Atomradien Zunahme innerhalb einer Gruppe Abnahme innerhalb einer Periode  TW S. 124 Sich periodisch ändernde Eigenschaften Atom- und Ionen- radien in pm 1. 2. … 7. Vergleichen Sie folgende Teilchen -radien und begründen Sie die Unterschiede: Mg mit Ca Na mit Cl Na mit Na+ Atom- und Ionen- Cl mit Cl- radien in pm  Sich periodisch ändernde Eigenschaften Atom- und Ionenradien in pm Kationen Anionen 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.  Sich periodisch ändernde Eigenschaften 1. Ionisierungsenergie Ne Abnahme F innerhalb N H O einer Gruppe C Be B Zunahme Li Na K innerhalb einer Periode  Sich periodisch ändernde Eigenschaften 1. Ionisierungsenergie für die weiteren Elemente  Vergleichen Sie begründend die Ionisierungsenergie von Wasserstoff und Helium sowie Wasserstoff und Xenon. Edelgas vs. Entfernung p+ e-  Sich periodisch ändernde und wiederkehrende Eigenschaften - Zusammenfassung Was ist das? Wie ändert es sich? Warum?  innerhalb der Gruppe  innerhalb der Periode Atomradius TW. S. 124 Ionisierungsenergie LB. rot, dünn S. 49 Elektronegativität LB. rot, dünn S. 31  Stoffklassen AZ: 25 min 1. Metalle LB rot, dünn S. 36 ff.; dick: S. 51 2. Ionensubstanzen LB rot, dünn S. 26 f.; dick: S. 52 Setzen Sie Struktur (mit Skizze) – Eigenschaften – (und Verwendung) in Beziehung. Erklären Sie an einem selbst gewählten Beispiel das Zustandekommen der Metallbindung/Ionenbindung. Tauschen Sie sich mit einem Partner der anderen Gruppe aus. AZ: 20 min  Experiment zu Stoffeigenschaften über Sinnesorgane physikalisch/tabelliert chemisch/experimentell Farbe Brennbarkeit (Ethanol) Siedetemperatur Geruch Schmelztemperatur elektr. Leitfähigkeit Aggregatzustand  Cu, Al, NaCl (s), NaCl (aq) Dichte (Hinweis: TW S. 90)  Schwefel, Ester Mischbarkeit/  Natronlauge  Eisen, Ethanol Vergleichslink Löslichkeit I. ab , bc , de Mischbarkeiten: II. ac , bd , cd a…Wasser c…Heptan (I: 1; II: 1; III: 1) (1; 2; 1) e…Glycerin (1; 0; 2) III. ad , be , ce b…Ethanol d…Hexanol (2; 1; 1) (1; 2; 1)  Molekülsubstanzen Wiederholung  Definition Molekül  Definition Atombindung  Unterarten  Formelschreibweisen Valenzstrichformel: Lewisformel:  Modell der Atombindung  Überlappung der äußeren, mit je einem Ve- besetzten Unterniveaus Bindungslänge d  Modell der Atombindung LB rot, dick S. 67 LB ora S. 99 Diagramm Bindung Energie [kJ/mol] d [pm] skizzieren H−H -436 74 Begriff Bindungsenergie Link Kurvenverlauf 0 beschreiben und erklären (von re nach li )  Molekülsubstanzen Wiederholung  Definition Molekül  Definition Atombindung  Unterarten  Formelschreibweisen Valenzstrichformel Lewisformel  Geben Sie die Valenzstrichformeln von Chlor, Stickstoff, Ethen, Kohlensäure, Methan, Ammoniak und Wasser an.  Geben Sie den Bindungswinkel im ? Methan-Tetraeder an und begründen Sie  S. 30 dessen Größe.  EPA-Modell 109,5° 107,8° 104,5° e--Paare stoßen sich ab  größtmöglicher Winkel CH4 NH3 OH2  Begründen Sie mithilfe der Abbildung die Nichtbindende e--Paare haben einen kleineren Bindungswinkel im Ammoniak (107,8°) und im Wasser (104,5°). größeren Platzbedarf als bindende.  Wasser ist gewinkelt und nicht linear  polare und unpolare Moleküle doppeldeutige Verwendung von d+/d- als Valenzsrichformel (mit Geometrie) Partialladung (PL) Ladungsschwerpunkt (LSP) Art der Bindung (DENW > 0,4)? Partialladungen vorhanden? Welche Molekülgeometrie? Partialladungssausgleich oder nur Partialladung PL und LSP Ladungsschwerpunkte? unpolares Molekül Dipol Art des Moleküls? Erst wenn sich ggf. vorhandene Partialladungen (resultierend aus polaren Atombindungen) geometrisch nicht ausgleichen, entstehen Ladungsschwerpunkte und damit polare Moleküle.  0,4 AB 1,7  Übung Bindungen Zusatz  Ordnen Sie die folgenden Stoffe einer Bindungsart zu und benennen Sie die Stoffe.  Entscheiden Sie bei den Atombindungen über die Polarität der Moleküle. Ionenbindung Atombindung Metallbindung CO2 NaCl HCl Cu/Zn KNO3 Au Ti CaSO4 NH3 CO Mg(H2PO4)2 Al2O3 CH4 Mg  Übung Bindungen - Lösungen Ordnen Sie die folgenden Stoffe einer Bindungsart zu und benennen Sie die Stoffe. unpolare, polare Moleküle Ionenbindung Atombindung Metallbindung Natriumchlorid (NaCl) Kohlenstoffdioxid (CO2) Gold (Au) Calciumsulfat (CaSO4) Ammoniak (NH3) Titan (Ti) Aluminiumoxid (Al2O3) Methan (CH4) Magnesium (Mg) Kaliumnitrat (KNO3) Chlorwasserstoff (HCl) Messing (Cu/Zn) Magnesiumdihydrogenphosphat (Mg(H2PO4)2) Kohlenstoffmonoxid (CO)  Übersicht zwischenmolekulare Kräfte London-Kräfte  Erklären Sie die Begriffe temporärer und induzierter Dipol und daraus folgend das Zustandekommen von London-Kräften. LB rot, dünn S. 33 LB rot, dick S. 64  temporäre und induzierte Dipole temporärer Dipol durch e--Bewegung London-Kräfte temporärer Dipol induzierter Dipol durch e--Bewegung durch Anregung eines temporären Dipols  Übersicht zwischenmolekulare Kräfte Stärke der Kraft Wasserstoff- Dipol-Dipol-WW London-Kräfte brückenbindungen  zwischen permanenten Dipolmolekülen  nur wirksam zw. pos. H-Atom unpolaren Molekülen (temporäre o. N,O,F-Atom induzierte Dipole) Leistungsschwimmer, Rettungsschwimmer, Seepferdchen Alkane Chlorwasserstoff Chlorwasserstoff Wasser, Alkohole Wasser, Alkohole Wasser, Alkohole  Übersicht zwischenmolekulare Kräfte - Dissoziation von Fluorwasserstoff H F d- d+ H 2O d- H F H+(aq) F-(aq) d+ d- d+ H F O H H H F London-Kraft Dipol-Dipol-WW Dipol-Ionen-WW Wasserstoffbrückenbindung Anwendungen der zwischenmolekularen Kräfte I. Siede- und Schmelztemperatur eines Stoffes A A II. Mischbarkeit zweier Stoffe A B zwischenmolekulare Kräfte - Aggregatzustände I E II B F A C D Energiefreisetzung Energieaufwand durch Ausbildung zum Überwinden der der zw.-mol. Kräfte III zw.-mol. Kräfte Benennen Sie die drei Aggregatzustände und ordnen Sie A bis F die Fachbegriffe für die Änderungsprozesse zu.  Siede- und Schmelztemperaturen - I 1. Begründen Sie die Zunahme der Siedetemperaturen der „IV-H4-Verbindungen“. 2. Begründen Sie den Kurvenverlauf für die  Abb. LB rot, dünn S. 34 „V-H3-, VI-H2-, VII-H-Verbindungen“.  Abb. LB rot, dick S. 65 3. Vergleichen Sie die Molaren Massen von Methanol und Ethan sowie Ethan und Decan und begründen Sie die unterschiedlichen Siedetemperaturen. Zusatz 1: Begründen Sie, dass Heptan (98 °C) eine höhere Siedetemperatur besitzt als 2,2,3-Trimetylbutan (81 °C). (Struktur-Formel)  LB rot, dick S. 64 re. Spalte Zusatz 2: Bei Butandisäure (Bersteinsäure) steht als Hinweis bei der Siedetemperatur „zersetzlich“. Erklären und begründen Sie diesen Begriff.  v wird groß, wenn starke zwischenmolekulare Kraft große Molare Masse  Erinnerung: Experiment – Mischbarkeit a. Wasser b. Ethanol c. Heptan d. Hexanol e. Glycerin a. Wasser mischbar I nicht II mischbar nicht III mischbar ? mischbar nicht b. Ethanol mischbar??? I mischbar II mischbar III mischbar??? nicht c. Heptan mischbar II III mischbar nicht d. Hexanol I mischbar H Mischbarkeit A A B B A B B A Nichtmischbarkeit A A B B A A B B Hexanol - schematische Darstellung H H H H H H O H C C C C C C H hydrophil H H H H H H hydrophob Hexyl-Rest: Hydroxygruppe: lipophil unpolar polar lipophob London-Kräfte WBB hydrophob hydrophil lipophil lipophob alle Moleküle - schematische Darstellung Wasser Heptan Ethanol Hexanol Glycerin  Ethanol Wasser Mischung: Wasserstoffbrücken- Ethanol-Wasser bindungen  Hexanol Wasser Phasentrennlinie London-Kräfte keine Mischung: Wasserstoffbrücken- Hexanol-Wasser bindungen  Erklären Sie am Beispiel Ethanol den Begriff I Wasserstoffbrückenbindung. Hilfe II Stellen Sie eine begründete Hypothese für das Mischbarkeitsverhalten von Methanol mit Ethanol auf. Stellen Sie je eine Hypothese für das Mischbarkeits- Hilfe verhalten von Decanol mit Nonanol und Methanal mit Decanal auf. III Stellen Sie eine begründete Hypothese für das Mischbarkeitsverhalten von Ethansäure mit Ethanol auf. IV Begründen Sie die gute Wasserlöslichkeit von Natriumacetat.  Systematisierung Stoffklassen Stoffklassen Ionen- Polymere Molekül- Metalle substanzen Stoffe substanzen Kohlenstoff Beispiele Eisen Kochsalz Sauerstoff (Diamant) Atome, Kationen, Makro- Teilchenart Moleküle Kationen Anionen moleküle Metall- Ionen- Atom- Bindungen bindung bindung bindung Inhalte Lernbereich 1 Stoffe Teilchen Eigenschaften Bindungen Zusammenfassung LB1 Atommodelle Elektronenkonfiguration  Besetzungsregeln PSE Stoffklassen Bindungen zwischenmolekulare Kräfte Stoffeigenschaften