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19.6.2022
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Chemische Bindungstypen Elementarteilchen Protonen Ladung positiv +1 Ort Atomkern Anzahl Ordnungszahl → Elektronenkonfiguration Neutronen neutral 0 Atomkern Atommassen- ordnungszahl + Kation lonenbindung → Oktettregel - Streben der Atome, die Edelgaskonfiguration zu erreichen, indem sie Elektronen abgeben oder aufnehmen und somit Bindungen eingehen positiv geladenen lon entsteht durch Elektronenabgabe Elektronen negativ -1 Atomhüllen → Edelgaskonfiguration - Stabile. Elektronenverteilung, wenn die letzte Schale komplett besetzt ist und somit die Oktettregel erfüllt wurde Na → Ionen-geladene Atome, die ein Elektron abgeben und damit positiv geladen sind oder ein Elektron aufgenommen haben und damit negativ geladen sind. Man unterscheidet in: →→ K2 L8 M8 N1 K→ Metall, da es Valenzelektronen gibt Oktettregel erfüllt wenn N-Sahcale leer Na Na+ + 1e K Cl + 1e →→ CI™ →lonenbindung - Bindungsart der lonenverbindung: Verbindung Kationen und Anionen angeordnet im lonengitter, welches durch elektronische Kräfte zusammengehalten wird Stoff, der durch lonenbindung verbunden wird Anion negativ geladenen lon entsteht durch Elektronenaufnahme CI 11 Salze →> sind eine lonenverbindung → Eigenschaften: - hohe Schmelztemperatur →→ Um Salz zu schmelzen, müssen elektronischen Kräfte in lonengitter überwunden werden → viel Energie benötigt Elektronische Leitfähigkeit in Wässrigen Lösungen → im wässrigem Zustand sind Elektronen frei beweglich, so dass sie leitfähig werden Kristalle/Spröde→Salze sind im lonengitter angeordnet. Das heißt, Kationen sind von Anionen umgeben und andersherum. Wenn Druck auf das Gitter ausgeübt wird, rutschen Kationen neben Kationen und sie stoßen sich ab. Das Salz zerbricht. lonengitter Druck Definition - Valenzelektronen Kationen und Kationen sowie Anionen und Anionen stoßen sich ab Elektronen der äußersten Schale eines Atoms bestimmen chemische Eigenschaften 12 Elektronenpaarbindung oft auch ,,Atombindung" Atom Grundbaustein der Materie → Elektronenpaarbindung: - Bindungsart von Molekülenzwischen Nichtmetallen Zusammengehalten durch...
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Elektronenpaare Kann Elektronen unterschiedlich verteilen → siehe Elektronennegativität Elektronennegativität Fähigkeit eines Atoms, Elektronen zu sich zu ziehen Das Atom mit dem höheren EN-Wert wird mit 8 gekennzeichnet Anhand der EN kann man die vorliegende Bindung herausfinden: A EN-Wert = 88+ → immer der Größe der Kleinere Molekül mehratomiges Teilchen entsteht durch EP-Bindung ungeladen kleiner als 0,5 → unpolare Elektronenbindung F Schalenmodell Atome haben ähnlichen EN → kein bestimmter Pol 0,5 - 1,7 → polare Elektronenbindung Ein Atom ist stärker als das andere → polatisiert Größer als 1,7 →lonenbindung Ð Mg 1,2 Ein Atom entzieht dem anderen das Elektron komplett IF F Lewis-Formel Bindende EPs = 1 Freie -EN-Wert IF-F EPS = 3 (pro Atom) 13 Dipol → Moleküle mit ungleich verteilten Ladungen (Partialladung 8) Polare Elektronenpaarbindung Asymmetrie → Moleküle hat einen positiven und einen negativen Pol +--+ H 8+ Wasserstoffbrückenbindung → Verbindung zwischen Molekülen (Dipolen), da sie einen negativen und einen positiven Pol haben. Dann zieht sich ein Dipol mit dem positiven Pol an den negativen Pol eines anderen Moleküls H H-O-C-H 1 H- H I H 5+ -O-Hst Metallbindung - Eigenschaften der Metalle Atomkern (0 Protonen) bilden das Gitter - Atomrümpfe Elektronen sind nicht an Kern gebunden → freibeweglich → Elektronengas Wärme- und Stromleiter Wärme und Strom kann durch freibewegliche Elektronen gleitet werden Duktilität/Verformbarkeit Bei Druck verschieben sich die Gitter zwar, aber das wird durch Elektronengas aufgefangen nichts stößt sich ab 14 Redoxreaktion → Elektronenübergabe Oxidation Elektronenabgabe Reduktion Oxidationsmittel : Akzeptor → Reduziert Reduktionsmittel : Donator oxidiert Elektronenaufnahme → Oxidationsmittel und Reduktionen können nur zusammen als Redoxreaktion ablaufen → Bindungen innerhalb eines Moleküls Intermolekulare Kräfte Elektronenpaarbindung lonenbindung Metallbindung → Bindungen zwischen Molekülen Wasserstoffbrücken- bindung 15 Bindungstypen - Zusammengefasst lonenbindung Metall + Nichtmetall Kationen und Anionen lonengitter Elektrostatische Anziehungskräfte zwischen Anionen und Kationen - Metalle geben ihre Valenzelektronen ab und werden zu positiv geladenen lonen (Kationen) - Nichtmetalle nehmen Elektronen auf um eine volle Valenzschale zu bekommen und werden zu negativ geladenen lonen (Anionen) -Die An- und Kationen ziehen sich elektrostatisch an - fest - oft gut wasserlöslich - nicht verformbar -hart und spröde meist hoher Siedepunkt Stromleitfähigkeit nur als wässrige Lösung Atombindung Nichtmetall + Nichtmetall OO Moleküle Molekül Gemeinsame(s) Elektronenpaar(e) H Kern-EP-Kern - Nichtmetallatome H ,,tauschen" Elektronen der Valenzschale und ,,nutzen" sie gemeinsam (Elektronrnpaare) - Es gibt: - Einfachbindungen Doppelbindungen - Dreifachbindungen - Anzahl der möglichen Bindungen: Oktettregel (→ voll besetzte Außenschale) - fest, flüssig, gasförmig - meist unlöslich - unterschiedlich Siedepunkt meist niedrig Metallbindung Metall + Metall ● + + Metallionen und frei bewegliche Elektronen Metallgitter elektrostatische Anziehungskräfte zwischen Elektronengas und Atomrümpfen - Metallatome geben Valenzelektronen ab. - Die positiv geladenen Atomrümpfe bilden ein Metallgitter Die abgegebenen Elektronen können sich frei bewegen (Elektronengas) - fest außer Hg - unlöslich meist gut verformbar 1 Bindungs- partner 16 Art des Teilchen Name Bindung durch: Aufbau meist hoher Siedepunkt Siede-punkt keine Stromleitfähigkeit guter elektrischer Leiter elek. Leitf ähigkeit Merkmale