Merksätze und Formeln Chemie. Michael Wächter

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      36) Edelgaskonfiguration: Alle Atome streben bei chemischen Reaktionen in ihrer Hülle eine volle Außenschale an (mit 2 bzw. 8 Außenelektronen). Beispiel: Die Edelgasatome (Elemente der 8. Hauptgruppe im Periodensystem) haben stets 8 Außenelektronen (Ausnahme: Helium). Die Atome der 7. Hauptgruppe (Halogen-Atome) haben 7 Außenelektronen. Sie sind daher bestrebt, bei chemischen Reaktionen noch je ein Elektron aufzunehmen. Cl + e^- → Cl^-

      37) Atome verbinden sich mit anderen Atomen über die Außenelektronen in ihrer Atomhülle (Vgl. Merksatz 17+18, Atomverbände).

      38) Metallatome reagieren mit Nichtmetallatomen, indem sie Elektronen an diese abgeben (Elektronenübertragung, Redoxreaktion), sie werden durch die Ladungstrennung elektrisch positiv geladen (Ionenbildung durch Oxidation = Elektronenabgabe), Beispiel: Mg → Mg²⁺ + 2 e^-

      39) Nichtmetallatome reagieren mit Metallatomen, indem sie bei chem. Reaktionen von ihnen Elektronen aufnehmen (Bildung der Anionen durch Reduktion = Elektronenaufnahme). Anders ausgedrückt: Verbindungen aus Metallatomen mit Nichtmetallatomen entstehen, indem Metallatome ihre Außenelektronen an Nichtmetallatome abgeben (Vgl. Merksatz 23+24, Ionenbindung), es entstehen salzartige Verbindungen (Ionenbindungen).

      40) Salze sind allesamt ionische Verbindungen: Sie sind a) spröde (brüchig), b) weisen sehr hohe Schmelzpunkte auf und sind c) nur in Lösung oder Schmelze elektrisch leitfähig. Der Grund für ihre Eigenschaften liegt darin, dass sie aus Kationen und Anionen bestehen, die sich elektrisch anziehen und unter Abgabe von Energie zu Ionenkristallen vereinigen. Beispiele: Kochsalz NaCl, Magnesiumchlorid MgCl₂ Reaktionsbeispiel: Chlorgas reagiert mit dem Metall Natrium, indem jedes Na-Atom sein Außenelektron an ein Chloratom abgibt: Reaktionsverlauf: Na → Na⁺ + e^- (Oxidation, Kation entsteht), Cl + e^- → Cl^- (Reduktion, Anion entsteht) Na + Cl → Na⁺ + Cl^- (Redox, NaCl-Kristall entsteht) auch als: Na + Cl → Na⁺ + :Cl^- (Punkt = einzelnes Valenzelektron)

      41) Nichtmetallatome reagieren untereinander so, dass sie danach ihre Außenelektronen gemeinsam als bindende Elektronenpaare (Elektronenpaarbindung EPB, auch: „Atombindung“) nutzen, denn die Nichtmetallatome streben dabei eine Edelgaskonfiguration an (maximal 4 Elektronenpaare, d.h. volle Außenschale mit 2 bzw. 8 Elektronen, vgl. Merksatz 36). Beispiel: Cl + e^- → Cl^- (Chlorid-Anion) Weiteres Beispiel: Zwei Wasserstoffatome H vereinigen sich zu einem Wasserstoffmolekül H₂, indem sie ihre beiden Elektronen gemeinsam benutzen (bindendes Elektronenpaar): H + H → H₂ bzw.: H + H → H – H (bzw. H₂) (Punkt = einzelnes Valenzelektron, Bindestrich = bindendes Elektronenpaar). Abbildung: H₂-Molekül (Bildquelle: https://de.wikibooks.org/wiki/Datei:Schema_Wasserstoffmolek%C3%BCl.svg , gemeinfrei)

      42) Moleküle sind elektrisch neutrale Atomverbände. Die Atome sind über bindende Elektronenpaare miteinander verbunden.

      43) Molekulare Verbindungen sind allesamt elektrische Nichtleiter (Isolatoren). Verbindungen mit kleinen Molekülen sind flüchtig (niedriger Siedepunkt), Verbindungen mit sehr großen Molekülen kunststoff- oder diamantartig (zersetzlich oder hoher Schmelzpunkt).

      44) Moleküle können unpolar sein (gleiche Aufteilung des bindenden Elektronenpaares auf beide Bindungspartner) oder polar (ungleiche Aufteilung, Ausbildung von Plus- und Minuspol, so dass das Molekül zum Dipol wird; Folge: höhere Anziehungskräfte zwischen den Molekülen, somit z.B. höhere Schmelz- und Siedetemperaturen). Beispiele: Die Moleküle von Wasserstoff, Chlor und Methangas sind unpolar (gleiche Bindungspartner / symmetrischer Aufbau). Cl∙+ ∙Cl → Cl-Cl (Chlormolekül) Methangasmolekül: CH₄ :

      Die Moleküle von Chlorwasserstoffgas und Wasser sind polar (Chlor- und Sauerstoffatom ziehen das bindende Elektronenpaar stärker an als die Wasserstoffatome): Wasser H₂O: H – O – H

      Bildquellen: HCl-Bildung: Von Sundance Raphael 16:18, 16. Nov. 2006 (CET) - "own work", https://de.wikibooks.org/w/index.php?curid=34621, Sauerstoffmolekül: https://de.wikibooks.org/wiki/Datei:Sauerstoff_Elektronenschreibweise.svg, Chlormolekül: https://de.wikibooks.org/wiki/Anorganische_Chemie_f%C3%BCr_Sch%C3%BCler/_Die_Atombindung#/media/File:Chlor_Elektronenschreibweise.svg, CH₄-Molekül unten rechts: https://de.wikibooks.org/wiki/Datei:Methan_Elektronenschreibweise.svg)

      45) Die Elektronegativität (EN) ist die Kraft, mit der ein Atom in einer Bindung das bindende Elektronenpaar anzieht.

      46) Die EN ist im PSE bei Fluor- und Sauerstoffatomen am höchsten. Mit zunehmendem Abstand des Elementes im PSE vom Fluor sinkt die EN ab.

      47) Elektropositiv sind Atome mit geringer Elektronegativität (hohe EN-Differenz EN: ionische Bindung, EN ≈0: unpolar). Besonders elektropositiv sind die Atome unedler Metalle (rechts im PSE stehend).

      48) Es gibt drei wichtige Arten der chemischen Bindung: Ionenbindung (hohe EN-Differenz der Bindungspartner), Atombindung (geringe EN-Differenz) und die metallische Bindung (in Legierungen). Beispiele: Chlorgas, Natriumchlorid und Natrium-Kalium-Legierungen: (Bildquelle: Eigenes Werk, ebenso die folgende Abbildung)

      Atommodelle versuchen, den Aufbau der Atome zu beschreiben – die chemische Bindung zwischen ihnen wird in Bindungsmodellen beschrieben.

       Hinweise: Fachbegriffe aus den Atommodellen СКАЧАТЬ