1. Quantenchemie

KSH-SPF-Chemie 1. Quantenchemie - Lernziele
1.1 Atome
1. Quantenchemie
• einen kurzen Abriss über die Entwicklung von Atommodellen geben können, dabei
Unterschiede zwischen einzelnen Modellen erklären können.
• Argumente kennen, welche dafür sprechen, dass das Bohrsche Atommodell der
Schalen die Verhältnisse in einem Atom nicht exakt zu beschreiben vermögen.
• wissen, welche Merkmale der klassisch-mechanischen Beschreibung von Teilchen
für atomare und subatomare Strukturen nicht anwendbar sind.
1.2 Die Natur des Elektrons
• wissen, wie sich Wellen ausbreiten; die Unterscheidung zwischen Transversal- und
Longitudinalwellen und Beispiele dafür kennen.
• Die Begriffe Oszillator und harmonische Welle kennen und erklären können.
• wissen, welche Parameter eine Welle beschreiben; die Begriffe Amplitude, Frequenz,
Wellenlänge und Schwingungsdauer kennen und erklären können.
• Erscheinungen der Wellenüberlagerung kennen und ihr Zustandekommen mit konstruktiver
und destruktiver Interferenz erklären können.
• wissen, was elektromagnetische Wellen sind.
• das Phänomen der Beugung erklären können.
• den Welle-Teilchen-Dualismus beschreiben können; Wellen- und Teilcheneigenschaften
von Licht und Elektronen mit Beispielen (Phänomenen) aufzeigen und erklären
können.
• wissen, dass Teilchen und Wellen nur zwei Modelle für die gleiche Realität sind.
• wissen, dass man den Aufenthaltsort von Elektronen nicht genau angeben kann.
• den Begriff der Aufenthaltswahrscheinlichkeit von Teilchen kennen; wissen, dass
diese proportional zum Quadrat der Amplitude einer elektromagnetischen Welle ist.
• das Elektron in einem Atom als stehende Welle beschreiben können.
• aus der Frequenz oder der Wellenlänge einer Welle die dazugehörige Energie berechnen
können.
• den Photonen einer elektromagnetischen Welle aufgrund der Energie eine Masse zuordnen
können.
• die de Broglie-Beziehung in Worte fassen können und die Konsequenz auch für die
Beschreibung makroskopischer Körper kennen.
• das Gedankenmodell vom Elektron im eindimensionalen Kasten kennen
• mit dem Modell des Elektrons im eindimensionalen Kasten für ein beliebiges Polyen
die Wellenlänge des absorbierten Lichtes berechnen können.
• mit Hilfe der Quantenbedingung den Zusammenhang zwischen stehender Welle und
Elektron im eindimensionalen Kasten erklären können.
• das Prinzip vom HOMO und LUMO kennen und seine Bedeutung für Farben beschreiben
können.
• die vier Quantenzahlen und kennen.
1.3 Das Wasserstoff-Atom im Orbitalmodell
• wissen, dass die Wellenfunktion eines Elektrons keine physikalische Bedeutung hat,
wohl aber das Quadrat der Wellenfunktion; wissen, dass das Quadrat der Wellenfunktion
eines Elektrons der Aufenthaltswahrscheinlichkeit proportional ist.
• die Wellenfunktion, die Wahrscheinlichkeitsdichte (auch die radiale) und die Wolkendarstellung
der Elektronendichte für ein Elektron im Grundzustand 1s und in angeregten
Zuständen (nur s-Orbitale) zeichnen können.
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• s-, p- und d-Orbitale zeichnen können.
• den Begriff des Orbitals definieren können.
• den Unterschied zwischen der Wahrscheinlichkeitsdichte und der radialen Wahrscheinlichkeitsdichte
kennen und anhand eines s-Orbitals erklären können.
• wissen, weshalb ein Atom im Prinzip nie aufhört.
1.4 Die chemische Bindung
• die chemische Bindung anhand der MO-Theorie an einfachen Beispielen (zweiatomige
Moleküle aus Atomen der 1. und 2. Periode) erklären können.
• bindende und antibindende Molekülorbitale physikalisch (als Resultat konstruktiver
resp. destruktiver Interferenz) und mathematisch (= Linearkombination der Atomwellenfunktionen)
erklären können.
• die Begriffe Multiplizität, Diamagnetismus und Paramagnetismus kennen.
• MO-Energieniveaudiagramme für zweiatomige Moleküle aus Atomen der 1. und 2.
Periode aufzeichnen können und daraus Bindungsordnung und Multiplizität des
Teilchens und magnetische Eigenschaften des Stoffes herauslesen können.
• aus der Bindungsordnung auf die Stärke der Bindung im Molekül, die Stabilität des
Moleküls und die Bindungslänge schliessen können.
• erklären können, weshalb gemäss MO-Theorie bei der Kombination von atomaren p-
Orbitalen die entstehenden MO’s nicht mehr energiegleich sind.
• die verschiedenen Zustände von Sauerstoff (Triplett-, Singulett-) mit Hilfe des MO-
Energieniveaudiagramms anschaulich erklären können.
• wissen, dass Hybridorbitale die elektronischen Verhältnisse in gebundenen Atomen
beschreiben.
• in beliebigen Molekülen die Hybridisierung einzelner Atome erkennen.
• Bindungswinkel in Molekülen mit Hilfe von Hybridorbitalen erklären können.
• sp 3 -, sp 2 - und sp-Hybridorbitale aufzeichnen können.
• den Unterschied zwischen σ- und π-Bindungen an Beispielen anschaulich erklären
können und damit erklären können, weshalb Doppelbindungen und Dreifachbindungen
nicht frei drehbar sind.
• aufgrund der Bindungswinkel in einem Molekül auf die Art der Bindung (Überlappung
reiner AO’s oder Bildung von Hybridorbitalen) schliessen können.
• wissen, dass sich ab den Atomen der 3. Periode auch d-Orbitale an Hybridorbitalen
beteiligen können.
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