Chemie
Chemische Bindungen
Chemische Bindungen
Oktettregel
Die Atome der Nichtedelgase streben danach, durch Abgabe (Metalle) oder Aufnahme (Nichtmetalle) von Elektronenden Edelzustand zu erreichen.
Für alle Edelgase gilt: Die Aussenschale der Atome ist voll besetzt.
Ionenbindung
Zwei Teilprosse:
-Bildung der Ionen
-Bildung des Ionengitters
Bildung der Ionen:
-Wenn ein Atom Elektronen abgiebt -> Kationen (positive Ladung)
-Wenn ein Atom Elektronen aufnimmt-> Anionen (negative Ladung)
einige Ionennamen:
H-
K+
Mg2+
C4-
Bildung des Ionengitters:
Die entstandenen Ionen sind entweder positiv oder negativ geladen, diese können sich gegenseitig anziehen.
Die entstandenen Ionenbindungen stehen immer abwechselnd Katin/Anion nebeneinander ->Ionengitter
MERKE: Ionenbindungen sind immer Salze
Salze
Die Bausteine der Salze sind Ionen.
METALL + NICHTMETTAL = SALZ
Das Zahlenverhältnis der Anionen und Kationen ist immer so geregelt, dass die Ladung aller gleich ''0'' ist.
Eigenschaften:
-Anziehung zwischen Anionen & Kationen ist sehr stark
-Schmelz und Siedepunkt sehr hoch
-bei Raumtemperatur fest
Beispiele:
Na+ Cl- -> NaCl Natriumchlorid
Al3+ N3- -> AlN Aluminiumnitrid
Mg2+ O2- -> MgO Magnesiumoxid
Atombindung
Die Bindung zwischen den Atomen eines Moleküls:
-die Valenzelektronen werden nicht abgegeben sondern geteilt!
-stabil, bleiben bei Veränderung des Aggregatzustands erhalten
SYNONYM: Kovalente Bindung & Elektronenpaarbildung
Strukturformel (Lewisformel)
-Valenzelektronenanzahl massgebend
-Punkt: ein einzelnes Elektron (einzel besetzte Elektronenwolke)
-Strich: ein Elektronenpaar (doppelt besetzte Elektronenwolke)
MERKE:
Zuerst werden alle Wolken mit einem Elektron besetzt, danach ergänzt man die Wolken mit den restlichen Valenzelektronen! (Striche)
https://www.youtube.com/watch?v=5tbY6cRd5HE
Einfachbindung
Wen das Molekül durch nur ein gemeisnames Elektronenpaar gebunden ist (ein Strich)
z.B:
-Wasserstoff-Molekül
-Fluor, Brom, Chlor, Iod (Halogene)
Doppelbindung
Über zwei gemeinsame Elektronenpaare verbunden.
z.B Sauerstoff-Moleküle
Dreifachbindung
Einige Nichtmetall-Atiome besitzen mehr als zwei einfach besetzte Elektronenwolken. Sie sind deshalb im Stande, mehr als zwei Biundungen einzugehen.
z.B:
Stickstoff
Polare Atombindung
Gemeinsame Elektronenwolken von zwei verschiedenen Atiomen sind asymetrisch, da die bedien Atomrüpfe unterschiedlich starke Anziehungskraft haben.
Zahlenverhältnis von Anionen/Kationen
(Neutralisierung der Ladung)
In Ionengitter ist dann kräftemässig im Gleichgewicht, wenn um jedes Kation genauso viele negative Normladungen gruppiert sind wie positive Normladungen um ein Anion
Zwischenmolekulare Kräfte
-zwischen den Molekülen wirken auch Kräfte, sonst wären alle molekularen Stoffe gasförmig
-bestimmen viele Eigensvhaften von Stoffen (Schmelzpunkt, Siedetemperatur, Härte, Löslichkeit usw..)
Wasserstoffbrücken
Dipol-Dipol-Kräfte
Vander-Waals-Kräfte
Waserstoffbrücke
-Stärkste Zwischenmolekulare Kraft
-Voraussetzung: Wasserstoff, welches an einem sehr stark Elektonegativ- O, F oder N gebunden ist und ein freies Elektronenpaar an einem anderen O, F ider N
Dipol-Dipol Zwischenolekulare Kraft
-Mittelstark
-Elektrostatische Anziehungskraft
-Molekühl muss Polar sein
Van-derWaals-Kräfte
-Schwächste verbindung
-Ständiger Wechsel der Ladeverteilung
-Jeh mer Elektronen desto stärker kann die Verbindung sein
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Lernkarten
Oktettregel
Die Atome der Nichtedelgase streben danach, durch Abgabe (Metalle) oder Aufnahme (Nichtmetalle) von Elektronenden Edelzustand zu erreichen.
Für alle Edelgase gilt: Die Aussenschale der Atome ist voll besetzt.
Ionenbindung
Zwei Teilprosse:
-Bildung der Ionen
-Bildung des Ionengitters
Bildung der Ionen:
-Wenn ein Atom Elektronen abgiebt -> Kationen (positive Ladung)
-Wenn ein Atom Elektronen aufnimmt-> Anionen (negative Ladung)
einige Ionennamen:
H-
K+
Mg2+
C4-
Bildung des Ionengitters:
Die entstandenen Ionen sind entweder positiv oder negativ geladen, diese können sich gegenseitig anziehen.
Die entstandenen Ionenbindungen stehen immer abwechselnd Katin/Anion nebeneinander ->Ionengitter
MERKE: Ionenbindungen sind immer Salze
Salze
Die Bausteine der Salze sind Ionen.
METALL + NICHTMETTAL = SALZ
Das Zahlenverhältnis der Anionen und Kationen ist immer so geregelt, dass die Ladung aller gleich ''0'' ist.
Eigenschaften:
-Anziehung zwischen Anionen & Kationen ist sehr stark
-Schmelz und Siedepunkt sehr hoch
-bei Raumtemperatur fest
Beispiele:
Na+ Cl- -> NaCl Natriumchlorid
Al3+ N3- -> AlN Aluminiumnitrid
Mg2+ O2- -> MgO Magnesiumoxid
Atombindung
Die Bindung zwischen den Atomen eines Moleküls:
-die Valenzelektronen werden nicht abgegeben sondern geteilt!
-stabil, bleiben bei Veränderung des Aggregatzustands erhalten
SYNONYM: Kovalente Bindung & Elektronenpaarbildung
Strukturformel (Lewisformel)
-Valenzelektronenanzahl massgebend
-Punkt: ein einzelnes Elektron (einzel besetzte Elektronenwolke)
-Strich: ein Elektronenpaar (doppelt besetzte Elektronenwolke)
MERKE:
Zuerst werden alle Wolken mit einem Elektron besetzt, danach ergänzt man die Wolken mit den restlichen Valenzelektronen! (Striche)
https://www.youtube.com/watch?v=5tbY6cRd5HE
Einfachbindung
Wen das Molekül durch nur ein gemeisnames Elektronenpaar gebunden ist (ein Strich)
z.B:
-Wasserstoff-Molekül
-Fluor, Brom, Chlor, Iod (Halogene)
Doppelbindung
Über zwei gemeinsame Elektronenpaare verbunden.
z.B Sauerstoff-Moleküle
Dreifachbindung
Einige Nichtmetall-Atiome besitzen mehr als zwei einfach besetzte Elektronenwolken. Sie sind deshalb im Stande, mehr als zwei Biundungen einzugehen.
z.B:
Stickstoff
Polare Atombindung
Gemeinsame Elektronenwolken von zwei verschiedenen Atiomen sind asymetrisch, da die bedien Atomrüpfe unterschiedlich starke Anziehungskraft haben.
Zahlenverhältnis von Anionen/Kationen
(Neutralisierung der Ladung)
In Ionengitter ist dann kräftemässig im Gleichgewicht, wenn um jedes Kation genauso viele negative Normladungen gruppiert sind wie positive Normladungen um ein Anion
Zwischenmolekulare Kräfte
-zwischen den Molekülen wirken auch Kräfte, sonst wären alle molekularen Stoffe gasförmig
-bestimmen viele Eigensvhaften von Stoffen (Schmelzpunkt, Siedetemperatur, Härte, Löslichkeit usw..)
Wasserstoffbrücken
Dipol-Dipol-Kräfte
Vander-Waals-Kräfte
Waserstoffbrücke
-Stärkste Zwischenmolekulare Kraft
-Voraussetzung: Wasserstoff, welches an einem sehr stark Elektonegativ- O, F oder N gebunden ist und ein freies Elektronenpaar an einem anderen O, F ider N
Dipol-Dipol Zwischenolekulare Kraft
-Mittelstark
-Elektrostatische Anziehungskraft
-Molekühl muss Polar sein
Van-derWaals-Kräfte
-Schwächste verbindung
-Ständiger Wechsel der Ladeverteilung
-Jeh mer Elektronen desto stärker kann die Verbindung sein
