Chemie_Test_04_Bindungstypen

Die gibt die Valenzelektronen (und bei Molekülen auch die räumliche
Anordnung der Atome) an:
Ein einzelnes Valenzelektron wird als dargestellt.
Ein Valenzelektronenpaar (= zwei Valenzelektronen) wird als dargestellt.
Als Ion bezeichnet man ein geladenes Teilchen, das aus Atom besteht.
Als Molekülion bezeichnet man ein Teilchen, das aus mehreren Atomen besteht.
Als Kation bezeichnet man ein geladenes Teilchen, das ein "einfaches" Ion oder auch ein sein kann.
Als Anion bezeichnet man ein negativ geladenes Teilchen, das ein "einfaches" oder auch ein Molekülion sein kann.
Gemäß der Oktettregel können bei den Elementen der 2. Periode maximal Valenzelektronen vorkommen.
Die besagt, dass alle Elemente die Valenzelektronenkonfiguration
eines Edelgases anstreben.
Die typischen Wasserstoff (H2), Stickstoff (N2), Sauerstoff (O2), Fluor (F2), Chlor (Cl2), Brom (Br2) und Iod (I2) liegen elementar in Form von Molekülen vor.

Die gibt nur die Art, die Anzahl und die Ladungen der
Teilchen an.
Bei exothermen Reaktionen wird Energie (v. a. in Form von Wärme) , die Aktivierungsenergie muss hier nur zugeführt werden.
Bei Reaktionen wird ständig Energie .
Die (= Spezialfall der Summenformel eines Salzes) gibt die Zahlenverhältnisse der Ionen zueinander an: Ionenverhältnis Fe3+ : O2- in Fe2O3 = 2 : 3
Die (= Spezialfall der Summenformel eines molekularen Stoffes) gibt die Zahlenverhältnisse der gebundenen Atome zuneinander an: Atomverhältnis C : O in CO2 = 1 : 2

Regeln zum Aufstellen einer einfachen Reaktionsgleichung:
1. Ausgangs- und Endstoffe folgen aus der Beobachtung
2. Die (= tiefgestelle Zahlen) der Verbindungen werden mit Hilfe der und
der Edelgasregel bestimmt. Salze und Moleküle (nicht jedoch !)
sind nach außen elektrisch neutral.
3. Die (= vorangestellte Zahlen) werden so gewählt, dass keine Atome
verloren gehen

Elektronenpaare ordnen sich aufgrund der gegenseitigen möglichst weit
voneinander entfernt an. Freie Elektronenpaare benötigen Raum als bindende
Elektronenpaare (EPA-Modell).
Ein Dipol (vereinfacht = Dipolmolekül) hat polare Atombindungen und die
Teilladungsschwerpunkte sind verteilt.

sind schwache Wechselwirkungen zwischen spontanen und
induzierten Dipolen, sowie zwischen induzierten und induzierten Dipolen (vereinfacht =
unpolaren Molekülen). Sie nehmen mit steigender Moleküloberfläche (Näherungsmaß ist
die Molare Masse) zu, große unpolare Moleküle können daher als Feststoff vorliegen.

sind starke Wechselwirkungen zwischen besonderen
Dipolmolekülen. Sie gehen von einem Elektronenpaar eines polarisierten
Atoms (meist Sauerstoff) des einen Moleküls aus und greifen am positiv polarisierten des anderen Moleküls an. Sie nehmen mit steigender Bindungspolarität zu, selbst kleine polare Moleküle können daher bei Raumtemperatur als und nicht als Gas vorliegen.

Daraus lässt sich bezüglich der Löslichkeit ableiten, dass sich "" löst.
Beim Lösen eines Salzes werden die einzelnen bzw. gegebenenfalls Molekülionen voneinander getrennt, und es
bildet sich eine (aus Wassermolekülen) um jedes einzelne Ion. Die dabei freiwerdende Hydratationsenergie gleicht die benötigte bei den gut löslichen Salze aus. Bei Salzen ist die Gitterenergie zu hoch, bzw. die Hydratationsenergie zu niedrig.