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Chemische Bindungen Seite 1 von 17

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


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]


Atom und einfaches Ion [Atomion] im Vergleich

Natriumatom Natriumion


elektrisch positiv geladenes Teilchen

Protonenanzahl ≠ Elektronenanzahl

Bildung des Natriumions durch Elektronenabgabe Na Na+ + e–

Chloratom Chloridion


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


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


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.


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


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


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


[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


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]


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


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)


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


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


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


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


Anordnung chemisch ähnlicher Verbindungen nach steigender molarer Masse [Differenz zweier benachbarter Glieder um die Atomgruppe „CH2“]; z.B. homologe Reihe der Alkane

Quellenangaben und HinweiseDie Inhalte dieser Webseite wurden urheberrechtlich durch den Autor zusammengestellt und eigenes Wissen sowie Erfahrungen genutzt. Bilder und Grafiken sind ausschließlich selbst angefertigt.Für die Gestaltung dieser Internetseite verwendeten wir zur Information, fachlichen Absicherung sowie Prüfung unserer Inhalte auch verschiedene Seiten folgender Internetangebote: wikipedia.de, schuelerlexikon.de, seilnacht.com, chemie.de; darüber hinaus die Schroedel-Lehrbücher Chemie heute SI sowie SII [Ausgaben 2004 bzw. 1998 für Sachsen] und das Nachschlagewerk Duden Basiswissen Chemie [Ausgabe 2010]. Zitate oder Kopien erfolgten nicht.

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.

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