Chemische Bindung Praktikum an der LMU München | Karteikarten & Zusammenfassungen

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Eigenschaften von Salzen 
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  • Hohe Schmelz-und Siedetemperatur
  • Harte Stoffe 
  • Hohe Sprödigkeit
  • Tendenziell hohe Löslichkeit in polaren Lösungsmitteln 
  • Salze in Schmelze leiten elektrischen Strom (=> Leiter 2. Ordnung) 
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Überlappung von Atomorbitalen 
Molekülorbitaltheorie
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Geht von einheitlichen Elektronensystem des Moleküls aus
  • e- nicht in Atomorbitalen (die zu bestimmten Kernen gehören) 
  • e- in Molekülorbitalen, die über ganze Molekül erstrecken
Beschreiben der Molekülorbitaleigenschaften durch Lao-Methode (linear combination of atomic orbitals) 
  • Es können nur Atomorbitalen mit vergleichbar ähnlicher Energie/Symmetrie kombiniert
  • n-Atomorbitale = n-Molekülorbitale (2 AO = bindende und antibindendes MO) 
  • Besetzung MO unter Pauli-Prinzip und Hundsche Regel
  • Elektronenkonfiguration eines Moleküls ergibt sich durch Besetzung MO in Reihenfolge niedriger zu höherer Energie

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Partialladung
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Z.B Fluor Wasserstoff => Polarität 
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Erstellen Lewis-Strukturformeln
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  • Zahl der bindende E-Paare = Zahl der benötigten VE - Zahl der vorhandene VE
  • Zahl der nicht bindenden E-Paare = Zahl der vorhandenen VE - Zahl der bindenden E-Paare

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Eigenschaften Metalle
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  • Metallische Glanz (Oberfläche) 
  • Undurchsichtigkeit
  • Dehnbarkeit, plastischer Verformbarkeit
  • Gute elektrische Leitfähigkeit
  • Gute thermische Leitfähigkeit
  • Bei steigender Temperatur nimmt Leitfähigkeit bei Metallen ab, bei Halbmetalle zu
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VSEPR-Modell
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Valence Shell Electron Pair Repulsion 
  • Moleküle des Typs ABn (n=2-7), E-Paare ordnen sich um Zentralatom mit möglichst großen Abstand in Valenzschale
  • Freie E-Paare in ABnEm brauchen mehr Platz als bindende E-Paare und kleinere Bindungswinkel 
  • Elektronegativere Substituenten ziehen bindende E-Paare stärker an sich heran und vermindern Raumbedarf
  • Mehrfachbindungen beanspruchen mehr Raum als Einfachbindung und verringern Bindungswinkel der Einfachbindungen
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Ionenbindung
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Vereinigung von Elementen mit ausgeprägten metallischen Charakter mit Elementen mit ausgeprägten nicht-metallischen Charakter 
  • Entstehung von Kationen, Anionen (Edelgaskonfiguration) 
  • Elektrostatische Anziehung führt zu Salzen
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18-Elektronenregel
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  • Atome höherer Perioden auch d-Orbitale für weitere Bindungen
  • Bei Elementen nur mit s- und P-Orbitale auch Oktettregel
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Überlappung von Atomorbitalen 
Valenzbindungstheorie
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Ausgang von einzelnen Atomen und Betrachtung der Wechselewirkung 
  • s-s-Überlappung zb H2 
  • s-p-Überlappung zb HF
  • P-0-Überlappung zb F2
Direkte Überlappung zweier Orbitale gleicher Energie/Symmetrie
  • Sigma-Bindung 
Indirekte Überlappung zweier Orbitale gleicher Energie/Symmetrie 
  • Pi-Bindung
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Bindungsordnung zweiatomiger Moleküle
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(Anzahl e bindend - Anzahl e antibindendes) / 2
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Metallbindung
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TESTE DEIN WISSEN
  • 4/5 aller Elemente sind Metalle
  • Halbmetalle sind B, Si, Ge, AS, Sb, Se, Te
  • Metallische Charakter sinkt in Hauptgruppe und steigt in Periode
  • Kristallgitter aus Metallkationen und e-Gas
  • Niedrige Ionisierungsenergie bilden leicht positive Ionen
  • Alle Nebengruppenelemente, Lanthanoide, Actinoide sind Metalle
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Kristallstrukturen der Metalle
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Dichtesten Kugelpackung
  • Hexagonal-dichteste Packung => (Schichtfolge ABAB) 
  • Kubisch-dichteste Packung => (Schichtfolge ABCABC) 
Kubisch - raumzentriert
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Q:
Eigenschaften von Salzen 
A:
  • Hohe Schmelz-und Siedetemperatur
  • Harte Stoffe 
  • Hohe Sprödigkeit
  • Tendenziell hohe Löslichkeit in polaren Lösungsmitteln 
  • Salze in Schmelze leiten elektrischen Strom (=> Leiter 2. Ordnung) 
Q:
Überlappung von Atomorbitalen 
Molekülorbitaltheorie
A:
Geht von einheitlichen Elektronensystem des Moleküls aus
  • e- nicht in Atomorbitalen (die zu bestimmten Kernen gehören) 
  • e- in Molekülorbitalen, die über ganze Molekül erstrecken
Beschreiben der Molekülorbitaleigenschaften durch Lao-Methode (linear combination of atomic orbitals) 
  • Es können nur Atomorbitalen mit vergleichbar ähnlicher Energie/Symmetrie kombiniert
  • n-Atomorbitale = n-Molekülorbitale (2 AO = bindende und antibindendes MO) 
  • Besetzung MO unter Pauli-Prinzip und Hundsche Regel
  • Elektronenkonfiguration eines Moleküls ergibt sich durch Besetzung MO in Reihenfolge niedriger zu höherer Energie

Q:
Partialladung
A:
Z.B Fluor Wasserstoff => Polarität 
Q:
Erstellen Lewis-Strukturformeln
A:
  • Zahl der bindende E-Paare = Zahl der benötigten VE - Zahl der vorhandene VE
  • Zahl der nicht bindenden E-Paare = Zahl der vorhandenen VE - Zahl der bindenden E-Paare

Q:
Eigenschaften Metalle
A:
  • Metallische Glanz (Oberfläche) 
  • Undurchsichtigkeit
  • Dehnbarkeit, plastischer Verformbarkeit
  • Gute elektrische Leitfähigkeit
  • Gute thermische Leitfähigkeit
  • Bei steigender Temperatur nimmt Leitfähigkeit bei Metallen ab, bei Halbmetalle zu
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Q:
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A:
Valence Shell Electron Pair Repulsion 
  • Moleküle des Typs ABn (n=2-7), E-Paare ordnen sich um Zentralatom mit möglichst großen Abstand in Valenzschale
  • Freie E-Paare in ABnEm brauchen mehr Platz als bindende E-Paare und kleinere Bindungswinkel 
  • Elektronegativere Substituenten ziehen bindende E-Paare stärker an sich heran und vermindern Raumbedarf
  • Mehrfachbindungen beanspruchen mehr Raum als Einfachbindung und verringern Bindungswinkel der Einfachbindungen
Q:
Ionenbindung
A:
Vereinigung von Elementen mit ausgeprägten metallischen Charakter mit Elementen mit ausgeprägten nicht-metallischen Charakter 
  • Entstehung von Kationen, Anionen (Edelgaskonfiguration) 
  • Elektrostatische Anziehung führt zu Salzen
Q:
18-Elektronenregel
A:
  • Atome höherer Perioden auch d-Orbitale für weitere Bindungen
  • Bei Elementen nur mit s- und P-Orbitale auch Oktettregel
Q:
Überlappung von Atomorbitalen 
Valenzbindungstheorie
A:
Ausgang von einzelnen Atomen und Betrachtung der Wechselewirkung 
  • s-s-Überlappung zb H2 
  • s-p-Überlappung zb HF
  • P-0-Überlappung zb F2
Direkte Überlappung zweier Orbitale gleicher Energie/Symmetrie
  • Sigma-Bindung 
Indirekte Überlappung zweier Orbitale gleicher Energie/Symmetrie 
  • Pi-Bindung
Q:
Bindungsordnung zweiatomiger Moleküle
A:
(Anzahl e bindend - Anzahl e antibindendes) / 2
Q:
Metallbindung
A:
  • 4/5 aller Elemente sind Metalle
  • Halbmetalle sind B, Si, Ge, AS, Sb, Se, Te
  • Metallische Charakter sinkt in Hauptgruppe und steigt in Periode
  • Kristallgitter aus Metallkationen und e-Gas
  • Niedrige Ionisierungsenergie bilden leicht positive Ionen
  • Alle Nebengruppenelemente, Lanthanoide, Actinoide sind Metalle
Q:
Kristallstrukturen der Metalle
A:
Dichtesten Kugelpackung
  • Hexagonal-dichteste Packung => (Schichtfolge ABAB) 
  • Kubisch-dichteste Packung => (Schichtfolge ABCABC) 
Kubisch - raumzentriert
Chemische Bindung Praktikum

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