Chemie

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

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    
 

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

-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

Wen das Molekül durch nur ein gemeisnames Elektronenpaar gebunden ist (ein Strich)

z.B:
-Wasserstoff-Molekül 
-Fluor, Brom, Chlor, Iod (Halogene)

 

Über zwei gemeinsame Elektronenpaare verbunden.

z.B Sauerstoff-Moleküle

Einige Nichtmetall-Atiome besitzen mehr als zwei einfach besetzte Elektronenwolken. Sie sind deshalb im Stande, mehr als zwei Biundungen einzugehen. 

z.B:

Stickstoff

Gemeinsame Elektronenwolken von zwei verschiedenen Atiomen sind asymetrisch, da die bedien Atomrüpfe unterschiedlich starke Anziehungskraft haben.

In Ionengitter ist dann kräftemässig im Gleichgewicht, wenn um jedes Kation genauso viele negative Normladungen gruppiert sind wie positive Normladungen um ein Anion

-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

-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

-Mittelstark
-Elektrostatische Anziehungskraft 
-Molekühl muss Polar sein

-Schwächste verbindung
-Ständiger Wechsel der Ladeverteilung
-Jeh mer Elektronen desto stärker kann die Verbindung sein