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Description
Flashcards by Mary Wonderland, updated more than 1 year ago
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Created by Mary Wonderland
almost 11 years ago
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| Question | Answer |
| Aus was besteht Materie (Werkstoff)? | Atomen |
| Metalle (Eigenschaften; 3 Stk.) | -Hohe elektr. Leitfähigkeit, nimmt bei steigender Temperatur ab -Gute Wärmeleitfähigkeit -Plastizität und Festigkeit |
| Halbmetalle (Eigenschaften 2 Stk.) | -Kein eindeutiger Metall- oder Nichtmetallcharakter -Elektrische Leitfähigkeit nimmt mit steig. Temp. ZU |
| Nichtmetalle (Eigenschaften 2 Stk.) | -Elektrische Isolatoren -Bei RT oft gasförmig oder flüssig |
| Grundaufbau Atome: -Woraus besteht der Atomkern? | Protonen + Neutronen = Nukleonen |
| Wie ist das Verhältnis von Anzahl Elektronen zu Anzahl Protonen? | Die Anzahl ist gleich>Sorgt für elektrische Neutralität |
| Orbitalmodell (Def. 2 Stk) | -Diffuse Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons -Atom als Wellenfunktion (Bezug auf Heisenbergsche Unschärferelation) |
| Welle-Teilchen-Dualismus (Def.) | Objekt-Eigenschaften von klassischen Wellen und klassische-Teilchen gleichzeitig! |
| Klassische Wellen (Eigenschaften) | -räumliche Verschiebung durch Influenz -Überlagerung von Wellen -Können gleichzeitig an verschiedenen Stellen mit verschiedener Stärke wirken |
| Klassisches Teilchen (Eigenschaften) | -Kann nur AN EINEM ORT anwesend sein -Wirkt nur dort mit seiner gesamten Energie, Ladung, ... |
| Quantenzahlen/Orbitale (4 Stk) | -Hauptquantenzahl n -Nebenquantenzahl l -Magnetquantenzahl m -Spintquantenzahl s |
| Hauptquantenzahl n | n= 1, 2, 3 beschreibt die Schale zu der das Orbital gehört -max. Anzahl Elektronen pro Schale = 2n² |
| Nebenquantenzahl l | l = 0, 1, 2, 3, ...<n (n-1) Kennzeichnet Form des Orbitals |
| Magnetquantenzahl m | m= -l-(l+1), 0, ..., +(l+1)+l Beschreibt die räuml. Ausrichtung des Orbitals zu einem äußeren Magnetfeld |
| Spintquantenzahl s | s= -1/2; +1/2 Berücksichtigt den Einfluss der Eigenrotation der Elektronen |
| Schalen Atom | -K:max. 2 Elektronen nächste Reihe im PSE -L: max. 8 Elektronen nächste Reihe im PSE M: max. 8 Elektronen... N,..., Q |
| Formel Bahnumfang und Wellenlänge | 2πr= n*λ |
| Besetzungsreihenfolge Schalen | |
| Orbitale (Namen) | „sharp“ (s), „principal“ (p), „diffuse“ (d) und „fundamental“ (f). |
| Äußere Schale Namen | Valenzschale |
| Pauli-Prinzip | In einem Atom dürfen keine 2 Elektronen hinsichtlich ihrer vier Quantenzahlen übereinstimmen |
| PSE: Odrnungszahl/Kernladungszahl Z? | Anzahl der Elektronen= Anzahl Protonen |
| Perioden (PSE) | waagerechte Spalten= Anzahl der Schalen |
| Gruppen (PSE) | senktrechte Spalten= Anzahl Valenzelektronen |
| Valenzelektronen (5 Stk.+2 Eigenschaften allgemein) | -Alkalimetalle(1/8) -Erdalkalimetalle (2/8) -Chalkogene (6/8) -Halogene (7/8) -Edelgase (8/8) >Streben nach Edelgaskonfiguration >Atome mit selben Valenzelektronen = ähnliche Eigenschaften |
| Was passiert in höheren Perioden? | Systematik des Aufbaus wird unterbrochen; niedrigere Schale wird bis auf 10 Elektronen aufgestockt |
| Wenn nun jedes Hauptenergieniveau 2n² Elektronenzustände erlaubt, wieso sind dann auch in den höheren Perioden nur max. 8 Valenzelektronen möglich? | Streben nach niedrigesten Energieniveau (Edelgaskonfig.); Streben nach höheren Schale! |
| Warum steht Helium in der 8. Hauptgruppe? | Weil es ein Edelgas ist, zwar nicht 8/8 Valenzelektronen, dafür aber 2/2 (äußere Schale) |
| In welcher Hauptgruppe steht Wasserstoff und warum? | 1. HG: Alkalimetall; (1/2) besetzt |
| ATOMARE BINDUNGEN: 1) chem. Bindung (primär Bindungen) 3 Stk. | Ionenbindung Kovalente Bindung Metallische Bindung |
| 2) Physikalische Bindungen (sekundär Bindungen)2 Stk. | Wasserstoffbrückenbindung Van-der-Waals-Wechselwirkungen |
| Primärbindungen (Ursache) | Streben nach dem energetisch günstigsten Zustand (Edelgaskonfiguration) |
| Sekundärbindung (Ursache) | Die Bindung resultiert aus elektrostatischen Anziehungskräften zwischen Atomen bzw Molekülen mit sog. Dipolen (Ladungsschwerpunkten) |
| Wie entstehen Ionenbindungen+Gitterstruktur +Bsp.? | Entsteht zwischen zwei Atomen mit stark unterschiedlichen Elektronegativitäten durch Elektronenübergang |
| Erklären Sie Elektronenübergang | Atom mit geringeren Eleketronegativität gibt ein oder mehrere Elektronen an das elektronegativere Atom ab >Kationen/Anionen entstehen |
| Ionenbindung (Eigenschaften (4 Stk)+Bsp.) | Hoher Schmelzpunkt; hart, spröde; Nichtleiter >HÖCHSTE BINDUNGSKRAFT von den Primärbindungen -Bsp: Salze |
| Ion (Def./2 Arten) | Kationen: + (Elektronenmangel) Anionen: - (Elektronenüberschuss) |
| Kovalente Bindung/Elektronenpaarbindung (Entstehung) | Entsteht durch die gemeinsame Nutzung von Elektronenpaaren, um die Edelgaskonfig. zu erreichen |
| Kovalente Bindungen (Eigenschaften (2 Stk.)+Bsp.) | -Moleküle: permanente Dipole; elektr. Neutral -Nicht- oder Halbleiter -Kann zu Polaritäten führen Bsp.: Wasser |
| Metallische Bindungen (Entstehung) | Entsteht zwischen Metallatomen im Festkörper: Valenzelektronen lösen sich; bilden als frei bewegliche Elektronen das Elektronengas -METALLGITTER entstehen>Streben nach dichtester Atomarer Packung -Grund für gute Duktilität von Metallen |
| Metallische Bindungen (Eigenschaften) | -Grund für gute Duktilität von Metallen -Bildung ist UNGERICHTET und ohne Ladungsschwerpunkt |
| Wasserstoffbrückenbindung (Entstehung) | Polare Wechselwirkung zwischen positivem H-Atom und einem freien Elektronenpaar |
| Wasserstoffbrückenbindung (Eigenschaften) 3 Stk.+ Bsp. | -Hoher Siedepunkt -Zusammenhalt Moleküle -Bsp.: Kohlenhydrate |
| Van-der-Waals-Bindungen (Entstehung) | Dipol-Dipol-Kräfte -Treten bei allen Arten von Atomen, Molekülen und Ionen auf |
| Van-der-Waals-Bindung (Eigenschaften) 3 Stk.+Bsp. | -Schwache Kräfte entstehen -Ständige Änderung des Ladungsschwerpunktes -Ursache für Aggregatzustandsänderung Bsp.: Nur bei geringen Temp. vorkommende Edelgaskristalle |
| Was bestimmt die jeweilige Bindung? 2 Stk. | Die Gitterstruktur und das Verformungsverhalten |
| Welche Atomare Bindung gehen Wasserstoff und Chlor ein? | Kovalente Bindung: Chlorwasserstoffgas |
| Ab welvher Elektronegativitätsdifferenz spricht man von einer Ionenbindung? | EN ca. 1,4 |
| Welche Bindung gehen Magnesium und Sauerstoff ein? | Ionenbindung |
| Edelgaskonfiguration von Eisen |
Image:
Unbenannt (image/png)
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| Zu beachten, bei der Edelgaskonfiguration...(3) | 1.) Auf jedem Niveau haben nur 2 Elektronen Platz (angegeben mit normaler und umgedrehter 1) 2) 4s wird vor 3d besetzt, obwohl höhere Schale 3)l=0 bis n-1! |
| Warum gehen Atome interatomare Bindungen ein? | Atome mächten Edelgaskonfiguration erreichen, dies gelingt meistens durch Abgabe von Valenzelektronen zusammen mit Bindungen |
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