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Atombau und Periodensystem

Atombau und Periodensystem

 Atombay + PSE
VI
→32,07
Massezahl
Periode
(Schalen)
Ordnungszahl
(Anzahl pt, ej
→Elektronen
Protonen
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Massezahl 32

Atombau und Periodensystem

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Lana Kim

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Aufbau eines Atoms, Aufbau des Periodensystems, Lewis-Schreibweise, Schalenaufbau

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Atombay + PSE VI →32,07 Massezahl Periode (Schalen) Ordnungszahl (Anzahl pt, ej →Elektronen Protonen + 3 16 16 + Neutronen 16 Massezahl 32 S Schwefel 16 2,5 1. ← 2 2. Hauptgruppe Anzahl der Valenzelektronen) ↳(Elektronen auf der äußersten Schale) 8 EN chemie 3 Kern • Protonen • Neutronen Elementsymbol Schale → 16 Elektronen Hülle • Elektronen feste Bahnen →Schalen Lewis Schreibweise 1. 2. 3. 5. 6. 4. − ||— 7. Hauptgruppe 8. − ||— - 11. − ||— - 11. -||- − ||— H. . • Mg. • AL· ·c. ·P· iai lül 0 INel Verhältnisformeln, Reaktionsgleichungen lonenladungen angeben 5. -"- 1. HG 2₁-11- 3-11- geben e Li + Mg2+ 3 + ALS (+) Kationen Magnesiumchlorid Aluminiumfluorid 6 Aluminiumoxid Calciumiodid Boroxid -- 7. -11- nehmen e auf ab →>> Verhältnis formeln für Salze Beispiele: Natriumchlorid 0 F Anionen + Na : CL AL са P³- 2+ Mg²+ CL 3+ 2 →>>> e 3 AL³t : F ! 2+ : 3+ : 2 0²- Ú 0²- Entstehung eines ions. Abgabe oder Aufnahme von Elektronen (Außenhülle) dadurch entsteht (wegen positiv geladenem Atomkern) Ladungsüberschuss bzw. Ladungsmangel L Atome erreichen Edelgaszustand (8 Elektronen auf Außenschale) Na, CL₁ 1 Mg₁ CL ₂ AL₁ F3 Al 2 03 cal₂ B₂0₂ 3 Ladungszustand von Atom zu lon ↳Bildung eines lonengitters (positive & negative I. ziehen sich an) ↳ lonenverbindung (Salze) → Natrium, Chlor Magnesium, Chlor Aluminium, Fluor Aluminium, Sauerstoff Calcium, lod Bor, Sauerstoff Molekulare verbingungen H NO, Halogene (7. Hauptgruppe) H₂ } N₂1 Ausgleichen von Reaktionsgleichungen I 4P +50₂ • P₂ 0₁0 P4 2 10 II P₁0 ₁0 + 6H₂O 10 2 + 130₂ III4 Fes 2 AL ₂ 0₂ 3 V Ca Fes + + + 350 2 H₂O 7 0₂ 4 M₂ PO 4 0, nur wenn es alleine vorkommt nicht in Bindungen ! 2 Fe ₂2 04 4 AL + + 3.503 Ca (OH) ₂ 2 Fe₂ 03 + + 6 SO 3 H₂ 4.50₂ Aufstellen von Reaktionsgleichungen 1. Blei + Sauerstoff 2. Pb 3. 2Pb 4. 2Pb (s) + + 0₂ (liegt molekular vor) 2Pb0 10 + 0₂ (1) → Pb0 2 PbO (s) Bindungstypen grundlegend Atome streben Edelgaskonfiguration an L energetisch günstig : Elektronenpaar bindungen EPB (Moleküle) Nichtmetall + Nichtmetall In Molekülen sind Atome über ge - meinsam EP verbunden ✓ bindende EP gehören zu bei- den Atomen unpolar (DEN < 0,4) polar (AEN 0.4 < 1.6) Summenformel sagt etwas über die Art und Anzahl der...

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Atome aus wenn Molekülverbindung → Molekülformel lonenbindung Metall Nichtmetall Salze + Elektronenübertragung EN > 1.6 →ionisch ! Atome erreichen Egz I Verhältnis formel I bei Salzen kleinste Baueinheit der Verhältni S- formel 2+ ! in Summe Ladung 0 Ca 2 CL 1 kleinstmögliche Zahlenverhältnisse der Atome I der beteiligten Elemente EPA - Modell → freie Elektronenpaare brauchen mehr Platz als bindende EP räumliche Struktur der Lewis - Formel H pyramidal (Bsp. Ammoniak, NH₂) H- N - H 1 H H H gewinkelt (Bsp: Wasser, H₂O) @ N | H - CLI - räumliche H H 1 C-H 1 H Struktur Linear (Bsp: Chlorwasserstoff (HCL) H - CLI H 7 N H H tetraeder (Bsp. Methan, CH₂) : planar (Bsp (₂ Hu) H 1 C 1 H = H 1 1 H - S N d >--< с C H H wegen Verschiebung von Bindungs elektronen können Ladungsschwer - punkte entstehen Dipol ↳₁ ! Berücksichtigung von AEN und Molekül struktur bei polaren Bindungen: Atom mit geringerem EN haben positive Partialladung d* → anderes Atom d H Dipol bei polaren Molekülen, wenn auch bei Strukturformel unterschiedliche Pole durch Partialladung außen entstehen. 6- P IFI H IFI Dipol "S IF CAFI kein Dipol I Moleküle mit H1 - Atom + 0; N-₁ F - Atom bilden besonders starke Dipole aus ↳ Grund¹ EN-Wert von 0, N, F Stärke von Molekülen abhängig von ZmK

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