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TEILCHEN UND CHEMISCHE BINDUNGENStarke Anziehungskräfte zwischen Atomen, Ionen oder Molekülen bzw. in Molekülen oder Molekülionen in Stoffen beschreibt der Chemiker mit verschiedenen Modellen der chemischen Bindung. Hier erfährst Du einige Details über Teilchen und Bindungen.
Teilchen unterscheiden sich..........................................................................1Atom und PSE................................................................................................2Atom und einfaches Ion [Atomion] im Vergleich...........................................3Atomionen – einfache Anionen und Kationen................................................4zusammengesetzte Anionen und Kationen [Molekülionen]...........................5Metallbindung................................................................................................6Ionenbindung................................................................................................8Löslichkeit einiger Salze................................................................................8Elektronenpaarbindung.................................................................................9Polare Elektronenpaarbindung....................................................................10Makromoleküle............................................................................................12Elektronegativitätswerte.............................................................................12Polarität von Molekülen...............................................................................13Zwischenmolekulare Kräfte.........................................................................14Lexikon einiger Fachbegriffe.......................................................................15Quellenangaben und Hinweise....................................................................16
Teilchen unterscheiden sichAtom Atomion
einfaches Ion
elektrisch neutrales TeilchenProtonenanzahl = Elektronenanzahl
elektrisch geladenes TeilchenProtonenanzahl ≠ Elektronenanzahl
Molekül Molekülionzusammengesetztes Ion
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WassermolekülHydroxidion
zusammengesetztes Teilchen [bestehend aus durch
Elektronen-paarbindungen gebundenen Atomen], elektrisch
neutral
zusammengesetztes Teilchen [bestehend aus durch
Elektronen-paarbindungen gebundenen Atomen], elektrisch
geladen
unpolares Molekül Dipolmolekül
WasserstoffmolekülChlorwasserstoffmolekül
Molekül mit unpolarer Elektronenpaarbindung
[gleichartige Atome im Molekül]
Molekül besitzt Ladungsschwerpunkte infolge
polarer Elektronenpaarbindungen [verschiedene Atome im Molekül]
gemeinsames Elektronenpaar wird von beiden Atomkernen gleich stark
angezogen
gemeinsames Elektronenpaar wird von beiden Atomkernen ungleich stark
angezogen
Atom und PSERegeln Ordnungszahl = Anzahl der Protonen [bei Atomen auch der
Elektronen] Nummer der Periode = Anzahl besetzter Elektronenschalen
des Atoms Nummer der Hauptgruppe = Anzahl der Außenelektronen des
AtomsBei Nebengruppenelementen trifft diese Regel nicht immer direkt so zu.
Beispiel Magnesiumatom 12Mg 12 Protonen und 12 Elektronen insgesamt [Ordnungszahl 12] davon 2 Außenelektronen [II. Hauptgruppe] 3 Elektronenschalen [3. Periode] Ladung als Ganzes: elektrisch neutral
[Protonenanzahl = Elektronenanzahl]
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Atom und einfaches Ion [Atomion] im Vergleich
Natriumatom Natriumion
elektrisch neutrales TeilchenProtonenanzahl = Elektronenanzahl
elektrisch positiv geladenes Teilchen
Protonenanzahl ≠ Elektronenanzahl
Bildung des Natriumions durch Elektronenabgabe Na Na+ + e–
Chloratom Chloridion
elektrisch neutrales TeilchenProtonenanzahl = Elektronenanzahl
elektrisch negativ geladenes Teilchen
Protonenanzahl ≠ Elektronenanzahl
Bildung des Chloridions durch Elektronenaufnahme Cl + e– Cl–IonenbildungEinfache Ionen [Atomionen] entstehen durch Elektronenabgabe- oder aufnahme z.B. aus einem Atom, einem Ion oder einem Molekül des gleichen Elements. Die beteiligten Elektronen kommen niemals aus dem Nichts, sondern stammen von den jeweiligen Reaktionspartnern bei einer chemischen Reaktion. Die Elektronenbilanz ist immer ausgeglichen [d.h. es werden so viele Elektronen aufgenommen wie abgegeben wurden].Beispiel Chemische Reaktion von Natrium mit Chlorbei der Synthese von Natriumchlorid aus den Elementen [Oxidationszahlen jeweils 0] entstehen aus neutralen Atomen bzw. Molekülen Ionen im Natriumchlorid [Na+, Cl–]; die Oxidationszahlen der einfachen Ionen entsprechen der Ladung [exotherm]
OXIDATION
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0 0 I –I2 Na + Cl2 2 NaCl
RM OM 2 [Na+,Cl–]
Elektronenabgabe [Oxidation] Na Na+ + e– 2 Na 2 Na+ + 2 e–
Elektronenaufnahme [Reduktion] Cl + e– Cl– Cl2 + 2 e– 2 Cl–
Atomionen – einfache Anionen und Kationenbestehen nur aus einem Element
elektrisch positiv geladenes Atomion (Kation)
elektrisch negativ geladenes Atomion (Anion)
Natriumion Chloridion
einfaches Kationelektrisch positiv geladenes Ion; entsteht aus einem Atom oder/und einem anderen positiv geladenen Ion [bei einigen Nebengruppenelementen] durch Elektronenabgabe Beispiel Magnesiumion 2 Mg 2 Mg2+ + 4 e–
Beispiel Eisen(III)ion Fe2+ Fe3+ + e –
nehmen einfache Kationen Elektronen auf, so können Atome bzw. entsprechende Moleküle entstehen Beispiel Wasserstoffionen 2 H+ + 2 e– H2
einfaches Anionelektrisch negativ geladenes Ion; entsteht aus einem Atom durch Elektronenaufnahme Beispiel Sulfidion S + 2 e– S2– geben einfache Anionen Elektronen ab, so können Atome bzw. entsprechende Moleküle entstehen Beispiel Chloridionen 2 Cl– Cl2 + 2 e –
Abhängigkeit der IonenbildungDie Art und Weise der Ionenbildung hängt von den jeweiligen Reaktionspartnern und Reaktionsbedingungen ab. Zudem ist das Bestreben der Elektronenabgabe- oder -aufnahme von Element zu Element unterschiedlich.Lies dazu auch unser Skript zu Redoxreaktionen und zur Redoxreihe.EdelgaskonfigurationAußenelektronenanordnung von Edelgasatomen [siehe VIII. Hauptgruppe]; d.h. 8 Außenelektronen [oder 2 auf der 1.
REDUKTION
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Elektronenschale, wenn diese wie bei Helium die Außenschale ist]Ionenbildung und Edelgaskonfigurationdie aus Atomen entstandenen Ionen besitzen immer Edelgaskonfiguration
Natriumatom Natriumion Neonatom
Schalenmodell
Protonen 11 11 10Elektronen 11 10 10
davon
Außenelektronen
1 8 8
Elektronenschalen 3 2 2
Ladung als Ganzes neutral
einfach elektrisch
positivneutral
Chloratom Chloridion Argonatom
Schalenmodell
Protonen 17 17 18Elektronen 17 18 18
davon
Außenelektronen
1 8 8
Elektronenschalen 3 3 3
Ladung als Ganzes neutral
einfach elektrisch negativ
neutral
Im Vergleich wird jeweils deutlich, dass der Bau der Atomhülle beim Ion und des im PSE nächstgelegenen Edelgases identisch ist – sie unterscheiden
sich nur durch die Protonenanzahl.
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Möglichkeiten zum Erreichen der Edelgaskonfigurationa) Bildung von Ionenb) Bildung von Molekülen mit gemeinsamen Elektronenpaaren
zusammengesetzte Anionen und Kationen [Molekülionen]Molekülionen bestehen aus mindestens 2 Elementen
elektrisch positiv geladenes Molekülion (Kation)
elektrisch negativ geladenes Molekülion (Anion)
Ammoniumion NH4+ Sulfation SO4
2–
zusammengesetztes Kationaus mehreren Elementen bestehendes, insgesamt elektrisch positiv geladenes Ion; z.B. Ammoniumion NH4
+, Oxoniumion H3O+
sie können z.B. durch Protonenaufnahme aus entsprechenden Molekülen [je nach Reaktionspartner] entstehen z.B. Oxoniumion H2O + H+ ⇌ H3O+
z.B. Ammoniumion NH3 + H+ ⇌ NH4+
zusammengesetztes Anionaus mehreren Elementen bestehendes, insgesamt elektrisch negativ geladenes Ion; z.B. Hydroxidion OH–, Sulfation SO4
2–, Ethanoation [Acetation] CH3COO–
sie können z.B. durch Protonenabgabe aus entsprechenden Molekülen oder anderen Ionen [je nach Reaktionspartner] entstehen z.B. Hydroxidionen H2O ⇌ H+ + OH–
z.B. Sulfition HSO3– ⇌ SO3
2– + H+
MetallbindungElektronengasmodell
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Modell eines Metallkristalls [Metallgitter]TeilchenMetallkristalle aus kaum beweglichen dicht gepackten Metallatomen sowie Metallionen (+) und frei beweglichen Außenelektronen (–) [Elektronengas; Ursache für elektrische Leitfähigkeit]Metallatome dazu, ihre Außenelektronen abzugebenElektronengasGesamtheit aller frei beweglichen Außenelektronen im Metallkristall nennt man Elektronengas
MetallbindungArt der chemischen Bildung, die auf starken Anziehungskräften zwischen frei beweglichen, elektrisch negativ geladenen Elektronen [also dem Elektronengas] und positiv geladenen Metallionen [Atomrümpfe] beruhtAtom- und IonenzustandDurch Aufnahme und Abgabe von Elektronen gibt es ständigen Wechsel zwischen von Elektronen zwischen den Ionen und Atomen – dadurch wechseln diese ständigen vom Ionen- zum Atomzustand bzw. umgekehrt.Zusammenhang zwischen Bau und Eigenschaften der Metalle fester Aggregatzustand bei Zimmertemperatur infolge der
Stärke der Metallbindung zwischen Metallionen und Elektronengas [außer Quecksilber]
Atome und Ionen durch Krafteinwirkung verschiebbar – daher sind Metalle meist gut plastisch verformbar
durch die starken Bindungskräfte sind die Schmelz und Siedetemperaturen in der Regel relativ hoch
metallischer Glanz [nicht bei Metallpulver] elektrische Leitfähigkeit durch frei bewegliche Ladungsträger
[hier Elektronen] im MetallkristallEinteilung der Metalle nach der Dichte
Leichtmetalle SchwermetalleDichte ρ < 5 g · cm−3 Dichte ρ > 5 g · cm−3
z.B. Natrium, Magnesium, Aluminium z.B. Gold, Eisen, Chrom
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Einteilung der Metalle nach den Redoxeigenschaftenunedle Metalle Halbedelmetalle Edelmetalle
geben leicht Elektronen ab
leicht oxidierbar reagieren gut mit
nichtoxidierenden Säuren 1
kaum korrosionsbeständig
geben mittelmäßig Elektronen ab
schlechter oxidierbar
reagieren nicht mit nichtoxidierenden Säuren 1
weniger korrosionsbeständig
geben nur schwer Elektronen ab
nur schwer oxidierbar
reagieren nicht mit verdünnten Säuren
meist sehr korrosionsbeständig
z.B. Natrium, Magnesium, Aluminium
z.B. Kupfer, Zinn, Nickel
z.B. Gold, Eisen, Chrom
1 nichtoxidierende Säuren sind z.B. Salzsäure und verdünnte SchwefelsäureHalbedelmetalle reagieren teilwiese mit einigen konzentrierten Säuren
IonenbindungModell eines Ionenkristalls [Ionengitter]TeilchenIonenkristalle aus regelmäßig angeordneten Ionen [positiv geladene Kationen, negativ geladene Anionen]BindungIonenbindung [Ionenbeziehung]Art der chemischen Bindung, die auf starken elektrostatischen Anziehungskräften zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen beruhtIonensubstanzensind kristalline Stoffe, die aus Ionen bestehen, zwischen denen Ionenbindung vorliegtEinfluss von WasserDurch das Lösen von Ionenkristallen in Wasser werden die Ionen von Wassermolekülen umgeben [hydratisiert] – dadurch Überwinden der Ionenbindung und Zerfall des Kristalls
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[Dissoziation] in frei bewegliche Ionen, z.B. Natriumchlorid NaCl ⇌ Na+ + Cl–wässrige Lösung leitet daher den elektrischen Stromebenso leitet auch die Schmelze elektrischen StromZusammenhang zwischen Bau und Eigenschaften der Ionensubstanzen fester Aggregatzustand bei Zimmertemperatur infolge der
großen Stärke der elektrostatischen Anziehungskräfte im Ionengitter
spröde und hart [zerspringen bei Krafteinwirkung] bei geringer Kraftweinwirkung, da gleichartig geladene Ionen schnell aneinander geraten und sich abstoßen
wässrige Lösungen sowie Schmelzen leiten den elektrischen Strom infolge frei bewegliche Ladungsträger – Feststoffe hingegen leiten Strom nicht, da die Ladungsträger fest gebunden sind
hohe Schmelz- und Siedetemperaturen infolge starker Bindungskräfte
Löslichkeit einiger SalzeIonensubstanzen und ihre WasserlöslichkeitDie Löslichkeitsangaben erlauben z.B. Rückschlüsse auf in wässrigen Lösungen ausfallende schwerlösliche Salze bei Fällungsreaktionen.
In 100 g Wasser lösen sich x g Salz [Angabe im jeweiligen Feld] bis zur Sättigung ...
Anionen Kationen Cl– Br– I– NO3– SO42– S2– CO32– PO43–
Na+ 35,85 90,5 179,3 88,0 19,08 19,0 21,58 12,1K+ 34,35 65,6 144,5 31,5 11,15 111,5 23,0
NH4+ 37,4 73,9 172,0 187,7 75,4 100,0 20,3Ba2+ 35,7 104,0 170,0 9,03 2,3
10-4 2 10-3
Mg2+ 54,25 102,0 148,1 70,5 35,6 0,18Ca2+ 74,5 142,0 204,0 127,0 0,2 1,5
10-31,9 10-2
Zn2+ 367,0 447,0 432,0 117,5 53,8 2 10-2
Pb2+ 0,97 0.84 0,07 52,5 4,2 10-3
8,6 10-5
1,7 10-4
1,3 10-5
Cu2+ 77,0 122,0 121,9 21,1 2,9 10-3
Fe2+ 62,2 26,6 6 10-4
Ag+ 1,5 10-4
1,2 10-5
2,5 10-7 215,5 0,74 1,4
10-5 3 10-3 6,5 10-4
Al3+ 45,6 73,0 36,6
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Elektronenpaarbindungunpolar sowie allgemeinTeilchenchemische Bindung zwischen Atomen in Molekülen und MakromolekülenElektronenpaarbindung [Atombindung]Art der chemischen Bindung, die auf starken Anziehungskräften zwischen gemeinsamen Elektronenpaaren [negativ geladen] und Atomkernen [positiv geladen] beruhtBeispiel Wasserstoffmolekül
H2
Molekülformel Bindungsmodell LEWIS-Formeldurch abstoßende Kräfte zwischen gleichartigen Ladungen und anziehende Kräfte zwischen entgegengesetzten Ladungen [Elektronen negativ, Protonen positiv] liegt die Aufenthaltswahrscheinlichkeit des gemeinsamen Elektronenpaars bevorzugt zwischen beiden Atomkernen – dabei zieht das gemeinsame Elektronenpaare die Kerne an[abstoßende Kräfte verhindern aber auch, dass die Atome ineinander gezogen werden]Molekülsubstanzensind Stoffe, die aus Molekülen bzw. Riesenmolekülen bestehen
zweiatomige Moleküle
mehratomige Moleküle Makromoleküle
z.B. H2, N2, O2, Cl2, HCl
z.B. S8, H2SO4, C6H14, C2H5OH
z.B. Polyethen, Stärke, Cellulose
Statt der Formel S8 für Schwefel wird jedoch meist das Symbol S verwendet.
Edelgasregel [Oktettregel]Atome in Molekülen „streben“ danach, durch Elektronenpaarbindung(en) einen energiearmen Zustand wie Edelgasatome zu erreichen [d.h. 8 Außenelektronen bzw. Vollbesetzung der 1. Elektronenschale wie bei Helium mit 2 Außenelektronen bei Atomen wenigen Elektronen] Beispiel Lithiumion Li+ 2 Außenelektronen auf der 1. Schale
[somit voll besetzt; Schalenaufbau wie beim Edelgas Helium] Beispiel Magnesiumion Mg2+ 8 Außenelektronen
[Schalenaufbau wie beim Edelgas Neon]
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Anzahl gemeinsamer ElektronenpaareDie Anzahl bindender gemeinsamer Elektronenpaare richtet sich nach der Edelgasregel ... Beispiele:
Chlormolekül Sauerstoffmolekül Stickstoffmolekül
Chloratom hat 7 Außenelektronen – 1 Elektron fehlt zur
stabilen Edelgaskonfiguration
Sauerstoffatom hat 6 Außenelektronen – 2 Elektronen fehlen
zur stabilen Edelgaskonfiguration
Stickstoffatom hat 7 Außenelektronen – 3 Elektronen fehlen
zur stabilen Edelgaskonfiguration
daher ein gemeinsames
Elektronenpaar [Einfachbindung] im
Molekül
daher zwei gemeinsame
Elektronenpaare [Doppelbindung] im
Molekül
daher drei gemeinsame
Elektronenpaare [Dreifachbindung] im
Molekülund 3 nichtbindende Elektronenpaare je
Atom
und 2 nichtbindende Elektronenpaare je
Atomund 1 nichtbindendes
Elektronenpaar je Atom
Elektronenpaare in MolekülenElektronenpaarbindungen [Atombindungen] bestehen aus einem gemeinsamen Elektronenpaar [daher auch bindendes Elektronenpaar]
Polare ElektronenpaarbindungTeilchenchemische Bindung zwischen verschiedenartigen Atomen in Molekülenpolare Elektronenpaarbindung [polare Atombindung]Art der chemischen Bindung mit gemeinsamen Elektronenpaaren, die von den beteiligten Atomkernen unterschiedlich stark angezogen werden — es entstehen Dipolmoleküle [polare Moleküle] mit Ladungsschwerpunktennicht alle Moleküle mit polaren Elektronenpaarbindungen sind auch polar, da sich manchmal die Ladungsschwerpunkte infolge der Symmetrie des Moleküls ausgleichen und somit aufheben, z.B. CO2-Molekül, CH4-MolekülBeispiel Chlorwasserstoffmolekül [Wasserstoffchlorid, Hydrogenchlorid]Molekül aus einem Wasserstoff- und einem Chloratom bestehend, die durch eine polare Elektronenpaarbindung [polare Atombindung] verbunden sind
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das größere Chloratom [mit 17 Protonen im Atomkern] zieht das gemeinsame [bindende] Elektronenpaar [hellgrün] stärker zu sich und vom kleinen Wasserstoffatom [mit nur einem Proton] weg – dadurch entstehen Ladungsschwerpunkte am Molekül [Dipolmolekül]; am Chloratom existieren außerdem noch 3 nichtbindende Elektronenpaare [türkis] – insgesamt verfügt das Chloratom über 17 Elektronen
HCl
Molekülformel Dipolmolekül-Modell LEWIS-FormelAnzahl gemeinsamer Elektronenpaaredie Anzahl bindender gemeinsamer Elektronenpaare sowie nichtbindender Elektronenpaare richtet sich nach der Edelgasregel ... Beispiele:
Chlorwasserstoffmolekül Kohlenstoffdioxidmolekül
Chloratom hat 7 Außenelektronen –
1 Elektron fehlt zur stabilen Edelgaskonfiguration;
Wasserstoffatom hat nur 1 Elektron
Sauerstoffatom hat 6 Außen-elektronen, Kohlenstoffatom 4
– 2 Elektronen fehlen Sauerstoff
zur stabilen Edelgaskonfiguration und
Kohlenstoff 4daher ein gemeinsames
Elektronenpaar [Einfachbindung]
daher Doppelbindungen im Molekül
und 3 nichtbindende Elektronenpaare am Chloratom
und 2 nichtbindende Elektronenpaare je Sauerstoffatom
Bindungswinkel 180° (keine andere Möglichkeit)
Bindungswinkel 180°, da symmetrische Abstoßung der
bindenden durch die nichtbindenden Elektronenpaare
Molekül insgesamt polar [Dipol] Molekül insgesamt unpolar (symmetrische Ladungsverteilung)
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Bindungswinkelnichtbindende Außenelektronen bzw. nichtbindende Elektronenpaare beeinflussen durch die Abstoßung von bindenden Elektronenpaaren oft den Bindungswinkel
Methanmolekül Wassermolekül
Bindungswinkel 109,5° [Tetraeder], da keine nichtbindenden
Elektronenpaare vorhanden
Bindungswinkel 104,45°, da Abstoßung der bindenden durch die nichtbindenden Elektronenpaare am
Sauerstoffatomim Methanmolekül und vielen anderen organischen Molekülen mit
Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen wird der Tetraederwinkel von 109,5° erreicht
MakromoleküleBegriffMakromoleküle sind Riesenmoleküle, in den die Atome durch Elektronenpaarbindungen miteinander verbunden sindBeispiel DiamantModifikation des Elements Kohlenstoff
Makromoleküle aus Kohlenstoffatomen; jedes C-Atom ist infolge seiner 4 Außenelektronen mit 4 Nachbaratomen durch Elektronenpaarbindungen verbunden; räumlich sind die C-Atome tetraederförmig angeordnet [Bindungswinkel 109,5°]
andere makromolekulare Stoffez.B. Grafit, Kunststoffe [z.B. Polyethen PE, Polychlorethen PVC, Stärke, Cellulose, Eiweiße
ElektronegativitätswerteEN–Werte, Pauling-Skala
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Erläuterunggeben an, wie stark ein Atom eines Elements im Vergleich zu anderen in der Lage ist, in einer chemischen Bindung ein gemeinsames Elektronenpaar anzuziehen[errechnete Modellwerte im PSE von Linus Carl Pauling [1901–1994]; größter Wert bei Fluor mit 4,0]Differenz zweier Elektronegativitätswerteje größer die Differenz zweier EN-Werte, umso polarer die chemische BindungAbschätzung der Art der chemischen Bildung zwischen den Teilchen beider Elemente mittel der Differenz der EN-Werte:ΔEN=0 unpolare Elektronenpaarbindung, ΔEN≤1,7 polare Elektronenpaarbindung, ΔEN>1,7 IonenbindungΔEN=1...2 Übergangsbereich zwischen Atombindung und IonenbindungBeispiel: NaCl ΔEN = 3,0 – 0,9 = 2,1 ... also IonenbindungIn einigen Fällen führt die Methode aber zu einem falschen Ergebnis!
Polarität von MolekülenHintergrundnicht alle Moleküle mit polaren Elektronenpaarbindungen sind auch insgesamt polar [d.h. mit Ladungsschwerpunkten ausgestattet] – manchmal fallen die Ladungsschwerpunkte infolge der Symmetrie des Moleküls im Zentrum zusammen und das Molekül ist insgesamt unpolar [es ist kein Dipol]Beispiele
polares Molekül unpolares MolekülWassermolekül Methanmolekül
nichtbindende Elektronenpaar stoßen bindende ab – es
bilden sich Dipole [Ladungsschwerpunkte]
trotz polarer Bildungen fallen die Ladungsschwerpunkte im
Zentrum Zusammen – das Molekül ist unpolar
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weitere Beispiele polare Moleküle: Chlorwasserstoff HCl, Fluorwasserstoff HF,
Ammoniak NH3, Kohlenstoffmonooxid CO, Chlormethan CH3Cl, Methanol CH3OH, Ethansäure CH3COOH [Alkylrest unpolar, Carboxygruppe polar]
unpolare Moleküle: Sauerstoff O2, Chlor Cl2, Ethan H3C–CH3, Ethen H2C=CH2, Kohlenstoffdioxid CO2, Diethylether H3C–O–CH3
Zwischenmolekulare Kräftezwischen Molekülen [gleicher oder verschiedener Art] gibt es zwischenmolekulare Anziehungskräfte, die aber schwächer sind als echte chemische Bindungensie bewirken aber, dass beispielsweise einige Molekülsubstanzen bei Zimmertemperatur fest sind, obwohl nur in den Molekülen chemische Bindungen vorliegenvan-der-Waals-Kräfte [van-der-Waals-Bindung]Anziehungskräfte zwischen Ladungsschwerpunkten [Dipolen] elektrisch insgesamt neutraler Moleküle oder zwischen Ionen und DipolenBeispiele zwischen unpolaren Moleküle, z.B. Alkanmolekülen [mit
zunehmender Kettenlänge nehmen die van-der-Waals-Kräfte zwischen den Alkanmolekülen zu – daher nimmt die Dichte innerhalb der homologen Reihe zu
zwischen Metallionen in wässriger Lösung [Wassermoleküle umhüllen mit ihrem negativen Ladungsschwerpunkt die positiv geladene Metallionen in Form einer Hydrathülle]
Wasserstoffbrückenbindunggerichtete Anziehungskräfte zwischen Wasserstoffatomen und negativen Ladungsschwerpunkten [Dipolen] anderer Atome oder zwischen mehreren Molekülensie entstehen, wenn Wasserstoffatome an besonders elektronegative Atome [z.B. O, F, Cl] gebunden sindBeispiele zwischen Wassermolekülen H2O
[Anziehung zwischen negativem Ladungsschwerpunkten des einen und positivem Ladungsschwerpunkt des anderen Wassermoleküls]erklärt auch die Anomalie des Wassers und die Übergänge zwischen den Aggregatzuständen
zwischen Methanolmolekülen CH3OH [Anziehung zwischen
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Wasserstoffatom der Hydroxygruppe des einen und dem Sauerstoffatom der Hydroxygruppe des anderen Methanolmoleküls]
Lexikon einiger FachbegriffeKationpositiv geladenes IonAnionnegativ geladenes IonIonenbindungArt der chemischen Bindung, die auf [elektrostatischen] Anziehungskräften zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen beruhtIonensubstanzStoff, der aus Ionen bestehtElektronenpaarbindung [Atombindung]Art der chemischen Bindung, die auf Anziehungskräften zwischen einem gemeinsamen Elektronenpaar [negativ geladen] und den positiv geladenen Atomkernen der beteiligten Atome beruht; typische Bindung in Molekülenpolare Elektronenpaarbindung [polare Atombindung]Atombindung, bei der das gemeinsame Elektronenpaar von einem Atom stärker angezogen wird als vom anderen; typische Bindung in Molekülen aus verschiedenartigen AtomenDipol, DipolmolekülMolekül mit Ladungsschwerpunkten, die infolge polarer Bindung entstanden [negativer Ladungsschwerpunkt δ– an dem Atom, zu dem das gemeinsame [bindende] Elektronenpaar stärker hingezogen wird; positiver Ladungsschwerpunkt δ+ an dem Atom mit der geringeren Anziehungskraft]MetallbindungArt der chemischen Bindung, die auf Anziehungskräften zwischen elektrisch negativ geladenen Elektronen und elektrisch positiv geladenen Ionen in einem Metallkristall beruhtElektronengas, ElektronenwolkeGesamtheit der frei beweglichen Außenelektronen in einem MetallkristallAggregatzustände in Reaktionsgleichungen(g) gasförmig [gaseous], (l) flüssig [liquid], (s) fest [solid]; (aq) wässrige LösungLEWIS-Formel [Elektronenformel]chemisches Zeichen in Elektronenschreibweise [nur die Außenelektronen bzw.-elektronenpaare als Punkte bzw. Striche]Anomalie des WassersWasser besitzt seine größte Dichte bei 4°C; darunter nimmt sie wieder ab; Wasser besitzt eine größere Dichte als Eis – daher schwimmt Eis auf dem WasserHomologe Reihe
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Anordnung chemisch ähnlicher Verbindungen nach steigender molarer Masse [Differenz zweier benachbarter Glieder um die Atomgruppe „CH2“]; z.B. homologe Reihe der Alkane
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3D-Molekülmodelle wurden mit dem MolView Open-Source Project [molview.org] erzeugt.
Dieses Skript wurde speziell auf dem Niveau der Sekundarstufen I und II erstellt.