Chemie Teil 1

Valenzelektronen

Atome haben das Bestreben, durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen Edelgaskonfiguration, d.h. eine mit acht Elektronen besetzte Außenschale, zu erreichen

gibt die minimal aufzuwendende Energie an, die benötigt wird um ein Außenelektron aus einem Atom zu entfernen; je schwächer diese ist, umso eher neigt ein Atom dazu Elektronen abzugeben
Ionisierungsenergie nimmt von links nach rechts und von unten nach oben im Periodensystem zu

realtives Maß für die Fähigkeit eines Atoms in einer chemischen Bindung Elektronen an sich zu ziehen
Elektronegativität nimmt von links nach rechts und von unten nach oben zu

Kation = positiv geladenes Ion

Anion = negativ geladenes Ion

Ion = elektrisch geladenes Atom

bei Molekülen mit verschiedenen Atomen (z.B. HCl) werden die bindenden Elektronen aufgrund ihrer unterschiedlichen Elektronegativität von den beiden Atomen unterschiedlich stark angezogen, es kommt zu einer Ladungeverschiebung des gemeinsamen Elektronenpaars, dadurch entsteht ein Dipol

Bindung zwischen zwei gleichartigen Atomen (absolut gleiche Elektronegativität)

besteht aus zwei oder mehreren Atomen, z.B. O₂ ,O₃, H₂O

entsteht, wenn zwei Moleküle über Wasserstoffatome (H) in Wechselwirkung treten
dazu muss das H kovalent an ein elektronegatives Atom gebunden sein, was dem H eine positive Partialladung und dem Bindungspartner des H eine negative Partialladung verschafft, weil das elektronegativere Atom eine starke Anziehungskraft auf das gemeinsame Elektronenpaar ausübt; positiver Pol bei H, negativer beim Bindungspartner

ensteht durch starke Elektronegativitätsdifferenz
durch die permanente Verschiebung der Ladung enstehen Dipole die sich geegnseitig elektrostatisch anziehen, ohne jedoch eine Ladung zu übertragen

Dipol-Dipol-Kräfte sind schwächer als die Kräfte bei den Wasserstoffbrückenbindungen, jedoch stärker als die Van-der-Waals Kräfte

durch Fluktuation der Ladungsverteilung können temporäre Dipole enstehen welche sich gegenseitig anziehen

Atome eines Elements können miteinander oder mit Atomen anderer Elemente reagieren. Dadurch ändern sich die chemischen und physikalischen Eigenschaften der Stoffe. Für den Zusammenhalt ist eine chemische Bindung erforderlich, die Tendenz dazu die einer oder andere BIndung einzugehen, hängt mit der Konfiguration der Valenzelektronen zusammen. Erreichen die Atome durch die Bindung Edelgaskonfiguration s²p⁶ in ihrer Valenzschale oder 1s^2, so ist die Anordnung energetisch günstig damit stabil. Edelgase haben deshalb eine geringe Tendenz, untereinander oder mit Atomen anderer Elemente Bindungen einzugehen und liegen atomar vor. Die übrigen Elemente versuchen sich mit einem oder mehreren Bindungspartnern so zu arrangieren, dass möglichst die s²p⁶-Konfiguration auf der äußeren Schale erreicht wird. Dieser Trend zu acht Valenzelektronen wird als Oktettregel bezeichnet. 

Die Wertigkeit, auch Valenz, eines Atoms eines chemischen Elements gibt an, wie viele Atome es im Falle einer chemischen Bindung an sich binden kann, bzw. wie viele Einfachbindungen es mit anderen Atomen eingehen müsste, um den Oktettzustand zu erreichen.

Wertigkeit wird durch die Elektronen der äußeren Schale bestimmt: 1 Valenzelektron = 1-wertig etc.; 5 Valenzelektronen = 5-wertig bzw. 3 (8-5), 6 Valenzelektronen = 2-wertig (8-6), 7 Valenzelektronen = 1-wertig (8-7), 8 Valenzelektronen = 0-wertig (8-8)

Hauptgruppen im Periodensystem stehen für die Anzahl an Valenzelektronen (Ausnahme: Helium hat 2 Valenzelektronen)

eine durch elektrostatische Anziehung zwischen zwei Atomen entstehende Atombindung; kovalente Bindungen entstehen vor allem zwischen Nichtmetallen bzw. Reaktionspartnern mit großer Elektronegativitätsdifferenz

neutral: Grundzustand, im Periodensystem kann man ablesen wie viel Elektronen ein Atom im Grundzustand hat

positiv geladen: Atom besitzt weniger Elektronen als im Grundzustand, hat Elektronen abgegeben

negativ geladen: Atom besitzt mehr Elekronen als im Grundzustand, hat Elektronen aufgenommen

- elektrischer Isolator

- hohe Schmelz- und Siedepunkte

- spröder, aber hart

- gut löslich in polaren Lösungsmitteln (z.B. Wasser)

- Bindung zwischen zwei Nichtmetallen 
- entsteht durch Überlappung von 2 oder mehr Orbitalen
- auch kovalente BIndung genannt
- treten fest, flüssig oder gasförmig auf
- können Einfach-, Zweifach- oder Dreifachbindungen haben
- Eigenschaften werden von der ARt der am AUfbau beteiligten Atome und von der Größe der Moleküle bestimmt

frei bewegliche Elektronen in einem Metallgitter

Außenelektronen sind nur schwach gebunden und können daher leicht vom Atom abgetrennt werden, die Elektronen schwirren anschließend zwischen den positiv geladenen Atomrümpfen umher und es bildet sich ein Gitter, die herumschwirrenden Elektronen werden als Elektronengas bezeichnet

wir auch als Elektronenmangelbindung bezeichnet

- duktil (verformbar)

- wärmeleitfähig

- elektrisch leitfähig

- metallischer Glanz

Mischungen meherer Metalle z.B. Zinn und Kupfer → Bronze

gibt die Summe der einzelnen Atome in einem Molekül wieder, gibt jedoch keine Auskunft über ihre Bindungen, z.B CH₄, H₂O

Darstellungsweisen, die Informationen darüber liefern, wie Atome in einem Molekül verbunden und im Raum angeordnet sind

z.B. Valenzstrichformel, Skelettformel, Konformationsformel

Wellenfunktionen; Raum in der Elektronenhülle, in dem sich das Elektron mit großer Wahrscheinlichkeit aufhält; das Quadrat gibt diese Räume an

die s-Schalen werden mit 2 Elektronen aufgefüllt, die p-Schalen mit 6

zwei Kernteilchen → ungeladenen Neutronen und positiv geladene Protonen (auch Nucleonen genannt)
der Atomkern ist daher immer positiv geladen

Neutronen sind ein wenig schwerer als Protonen
 

in der Elektronenhülle befinden sich die Elektronen in verschiedenen Energieniveaus (Schalen), die Atomhülle ist negativ geladen

Protonenzahl

auch Kernladungszahl genannt

Protonen + Neutronen

Massenzahl - Ordnungszahl

Quantenzahlen beschreiben die Art der Orbitale

Elektronen, die den Atomkern einhüllen, haben nicht alle die gleiche Energie, sie verteilen sich auf verschiedene Energieniveaus → Hauptquantenzahlen, innerhalb der Hauptniveaus gibt es Unterniveaus (Nebenquantenzahlen), welche sich weiter in Magnetquantenzahlen aufspalten lassen

- Hauptquantenzahl: gibt das Energieniveau an, auch Schale genannt; die innerste, dem Atomkern am nächsten liegende ist die K-Schale (n=1)

- Nebequantenzahl: gibt die Art/Gestalt des Orbitals an; l=0 → kugelförmiges s-Orbital, l=1 → p-Orbital

- Magnetquantenzahl: gibt die räumliche Orientierung der Orbitale an

- Spinquantenzahl: gibt die Richtung der Rotation des Elektrons an