Womit befasst sich die Wissenschaft Chemie? Stoffebene

Grundwissen Chemie
8. Jahrgangsstufe NTG
8.1.1
Womit befasst sich die
Wissenschaft Chemie?
Chemie ist die Wissenschaft von den Stoffen
und ihren spezifischen Eigenschaften und den
Stoffänderungen.
8.1.2
Stoffebene
Stoffebene = makroskopische Ebene
Beobachtung von … / Aussagen über...
Stoffeigenschaften (Qualität z.B. Farbe) und
Stoffportion (Quantität z.B. Masse)
Aggregatzustand
8.1.3
Teilchenebene
Teilchenebene = submikroskopische Ebene
Welt der Teilchen
Teilchenarten: Atome, Moleküle, Ionen
modellhaft darstellbar, z. B. Ionengitter
Deutung der Fakten / Beobachtungen durch die
Vorstellung von der Existenz kleinster Teilchen
und Teilchenverbände
8.1.4
Reinstoff
Reinstoffe lassen sich durch kein physikalisches Trennverfahren (Entmischungsmethode) zerlegen. Sie zeichnen sich bei gleichen äußeren Bedingungen (Druck und Temperatur)
durch bestimmte, messbare physikalische Eigenschaften (= Kenneigenschaften) aus:
Schmelztemperatur ϑm
Siedetemperatur ϑb
Dichte ρ
Härte
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Zustand, in dem ein Stoff vorliegt
8.1.5
fest (s) - flüssig (ℓ) - gasförmig (g)
Aggregatzustand
8.1.6
Gemische aus zwei oder mehreren Reinstoffen,
deren Komponenten mit bloßem Auge oder einfachen optischen Hilfsmitteln, also makroskopisch, unterscheidbar sind.
Heterogene Gemische
Definition und Beispiele
Beispiele
Gemenge (Feststoff mit Feststoff: Granit)
Suspension (Feststoff in Flüssigkeit:
Schmutzwasser)
Emulsion (Flüssigkeit in Flüssigkeit: Milch)
Nebel (Flüssigkeit in Gas)
Rauch (Feststoff in Gas)
8.1.7
Gemisch aus zwei oder mehreren Reinstoffen,
deren Komponenten mit bloßem Auge oder einfachen optischen Hilfsmitteln, also makroskopisch, nicht unterscheidbar sind.
Homogene Gemische
Definition und Beispiele
Beispiele
Lösung (Feststoff/Flüssigkeit/Gas in Flüssigkeit: Salzwasser, Speiseessig, Sprudel)
Legierung (Feststoff mit Feststoff: Messing)
Gasgemisch (Gas mit Gas: Luft, Knallgasgemisch)
8.1.8
Wichtige physikalische Trennverfahren
Filtrieren: Trennung aufgrund unterschiedlicher Teilchengröße
Sedimentieren: Trennung aufgrund unterschiedlicher Dichte
Destillieren: Trennung aufgrund unterschiedlicher Siedetemperaturen
Extrahieren: Trennung aufgrund unterschiedlicher Löslichkeit
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8.1.9
Chemische Verbindung
Ein Reinstoff, der sich durch eine chemische Reaktion in neue Reinstoffe (letztlich in Elemente)
zerlegen lässt.
8.1.10
Chemisches Element
Ein Reinstoff, der sich durch eine chemische Reaktion nicht mehr in neue Reinstoffe zerlegen
lässt.
Chemische Elemente sind entweder Metalle,
Halbmetalle oder Nichtmetalle.
8.1.11
Chemische Reaktion
Stoffebene:
Jede chemische Reaktion zeichnet sich durch
eine Stoffumwandlung (Edukt/e → Produkt/e)
und einen Energieumsatz aus.
Der Reaktionspfeil symbolisiert dabei die Stoffänderung.
Teilchenebene:
Bei jeder chemischen Reaktion werden Teilchen
durch Trennung und Ausbildung von chemischen Bindungen umgruppiert („Lego-Modell“).
8.1.12
Zersetzung einer Verbindung (Reinstoff) in
zwei oder mehrere neue Reinstoffe.
Analyse
Iodoxid
→ Iod + Sauerstoff
Allgemeines Schema:
AB
→ A +
B
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8.1.13
Aufbau einer neuen Verbindung (Reinstoff)
aus zwei oder mehreren Reinstoffen.
Synthese
Zink+ Schwefel → Zinksulfid
Allgemeines Schema:
A +
8.1.14
Umsetzung
B
AB
→
Kombination aus Analyse und Synthese, so
dass aus zwei oder mehreren Reinstoffen zwei
oder mehrere neue Reinstoffe entstehen.
Submikroskopisch werden dabei Atomarten der
Edukte voneinander getrennt und wieder neu
kombiniert.
Magnesium + Wasser → Magnesia + Wasserstoff
Allgemeines Schema:
A
+
BC
→
AC
+
B
8.1.15
Kleinster Baustein aller Stoffe / eines Elements (Grundbaustein der Materie)
Atom
chemisch nicht zerlegbar, aber Kernspaltung
physikalisch möglich
es gibt so viele Atomsorten wie chemische
Elemente
8.1.16
Teilchen aus mindestens zwei Atomen
(Atomverband)
Molekül
bei Elementen: Aufbau aus gleichartigen Atomen
bei Verbindungen: Aufbau aus verschiedenartigen Atomen
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8.1.17
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Ionen
Definition und Einteilung
Elektrisch geladene Teilchen:
Kation: Teilchen mit positiver Ladung, wandert im elektrischen Feld zum negativen Pol
(= Kathode)
Anion: Teilchen mit negativer Ladung, wan-
dert im elektrischen Feld zum positiven Pol
(= Anode)
8.1.18
Häufige Elemente und ihre Symbole
H
O
S
N
C
P
Fe
Cu
Mg
Mn
Ag
→ (Hydrogenium), Wasserstoff
→ (Oxygenium), Sauerstoff
→ (Sulfur), Schwefel
→ (Nitrogenium), Stickstoff
→ (Carboneum), Kohlenstoff
→ (Phosphoros), Phosphor
→ (Ferrum), Eisen
→ (Cuprum), Kupfer
→ Magnesium
→ Mangan
→ (Argentum), Silber
8.1.19
Zur Beschreibung von Molekülverbindungen
(Nichtmetall-Nichtmetall-Verbindungen) verwendet man die Molekülformel.
Molekülformel
(= Summenformel bei Molekülen)
Die Molekülformel gibt die Anzahl der in einem
Molekül vorhandenen Atomarten an.
Beispiele:
H2O, N2, C6H12O6
Index
8.1.20
Zur Beschreibung von salzartigen Stoffen (Metall-Nichtmetall-Verbindungen) verwendet man
die Verhältnisformel.
Verhältnisformel
(= empirische Formel)
Die Verhältnisformel gibt das Zahlenverhältnis
der Ionenarten in einer Verbindung an.
Beispiel: NaCl
N(Na +) : N(Cl -) = 1 : 1
Die empirische Formel ist eine spezielle Verhältnisformel. Sie gibt das Zahlenverhältnis der Atome in einem Molekül an.
Beispiel: Die empirische Formel von Traubenzucker C6H12O6 ist (CH2O)x (x ist hier die Zahl 6).
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8.1.21
(Stöchiometrische) Wertigkeit
Definition und Bedeutung
Die Wertigkeit gibt an, wie viele Wasserstoffatome ein anderes Atom in einer chemischen
Verbindung binden oder ersetzen kann.
Die Wertigkeit dient als formales Hilfsmittel zur
Ableitung des Atomzahlenverhältnisses einer
chemischen Formel.
Beispiele
Element
Wertigkeit
H
I
Na
I
Mg
II
Al
III
O
II
C
IV
8.1.22
Beispiel (Kohlenstoffdioxid):
kgV-Regel
(zur Ermittlung einer chemischen Formel
aus zwei Atomarten)
Elementsymbole:
Wertigkeiten :
kgV der Wertigkeiten:
kgV
= Index:
Wertigkeit
C
IV
4
4
=1
IV
4
=2
II
C(1)O2
Formel
8.1.23
O
II
4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3
Formelgleichung
(= Reaktionsgleichung)
Symbole und ihre Bedeutung
am Beispiel:
Eisen und Sauerstoff reagieren zu Eisen(III)-oxid
Symbole: +
→
zum Aufzählen der beteiligten Edukte
bzw. Produkte (niemals Minus-Zeichen!)
„reagiert zu“ (niemals „=“- Zeichen!)
Koeffizienten: ganze Zahlen vor den Formeln zum
Ausgleichen der Anzahl einer jeden
Teilchensorte auf der Edukt- und Produktseite
Keine Abänderung eines Formelindex !!
Die Reaktionsgleichung gibt das kleinstmögliche Teilchenanzahlverhältnis an, in dem die an der Reaktion beteiligten Teilchen miteinander reagieren bzw. entstehen.
8.1.24
Namensbildung bei Metall-Nichtmetall-Verbindungen:
Metallname – ggf. Wertigkeit des Metalls in Klammern
– Wortstamm des Nichtmetalls – Endung -id
Benennung einer binären Verbindung
(= Verbindung aus zwei verschiedenen
Atomsorten AxBy)
Beispiel: Natriumoxid
Na2O
Kupfer(II)-chlorid CuCl2
Namensbildung bei Nichtmetall-Nichtmetall-Verbindungen (die Anzahl der Atome wird durch vorangestellte griech. Zahlwörter ausgedrückt):
1. Nichtmetallname –Wortstamm des 2. Nichtmetalls –
Endung -id
Beispiel: Diiodpentaoxid I2O5
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8.1.25
Gesetz von der Erhaltung der Masse
Bei einer chemischen Reaktion ist die Masse der
entstandenen Produkte gleich der Masse der
eingesetzten Edukte, d.h. die Gesamtmasse
der Reaktionsteilnehmer ändert sich nicht.
Erklärung auf Teilchenebene:
Bei einer chemischen Reaktion werden Atome
lediglich umgruppiert.
8.1.26
Gesetz der konstanten
Massenverhältnisse (Proportionen)
8.1.27
Innere Energie Ei und
Reaktionsenthalpie ∆HR
In einer Verbindung sind die Elemente stets in
einem ganz bestimmten (= konstanten) Massenverhältnis enthalten.
Erklärung auf Teilchenebene:
Beim Aufbau eines Teilchens einer Verbindung
schließen sich die Atome der Elemente immer in
einem konstanten Zahlenverhältnis (z.B. 1 : 1)
zusammen.
Die innere Energie Ei beinhaltet die thermische
und chemische Energie einer Stoffportion. Sie ist
direkt nicht messbar. Nur der Energieumsatz
∆Ei bei einer chemischen Reaktion, die so genannte Reaktionsenthalpie ∆HR, ist experimentell ermittelbar.
∆HR = ∆Ei = Ei (Produkte) - Ei (Edukte)
Die Reaktionsenthalpie ist die bei konstantem
Druck umgesetzte Wärmeenergie im Verlauf
einer chemischen Reaktion.
► exotherm:
8.1.28
Exothermer und endothermer
Reaktionsverlauf
∆HR < 0
Beim Reaktionsverlauf wird Energie an die
Umgebung abgegeben. Die Reaktion verläuft
(dann) in der Regel freiwillig.
► endotherm:
∆HR > 0
Beim Reaktionsverlauf wird Energie aus der
Umgebung aufgenommen. Eine endotherme
Reaktion kann (in der Regel) nur durch ständige Energiezufuhr erzwungen werden.
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8.1.29
Energie wird nie verbraucht oder aus dem Nichts
neu gebildet, sondern nur von einer Energieform
in eine andere umgewandelt.
Energieformen:
thermische Energie
Lichtenergie
kinetische Energie
Lageenergie
elektrische Energie usw.
Energieerhaltungssatz
8.1.30
Aktivierungsenergie im Energiediagramm einer exothermen Reaktion
Energie
instabiler Zustand
Aktivierungsenergie
metastabiles
Eduktsystem
Produkt(e)
Stoffebene
Ein metastabiles Eduktsystem wird durch Zufuhr
von Aktivierungsenergie (= bestimmter Energiebetrag) in einen instabilen ( = reaktionsbereiten) Zustand überführt.
Teilchenebene
Chemische Bindungen der Edukte werden durch
die Energiezufuhr hinreichend gelockert, so dass
eine Umgruppierung von Teilchen möglich wird.
Reaktionsverlauf
8.1.31
Katalysator
(Definition und Wirkungsweise)
Energie
Aktivierungsenergie
ohne Kat
Aktivierungsenergie
mit Kat
metastabiles
Eduktsystem
Produkt(e)
Reaktionsverlauf
Ein Katalysator ist ein Stoff, der
eine chemische Reaktion beschleunigt.
die Aktivierungsenergie der betreffenden
Reaktion erniedrigt, indem er neue
Reaktionswege eröffnet.
an der Reaktion beteiligt ist, letztlich aber
unverändert aus der Reaktion hervorgeht.
keinen Einfluss auf die Größe der
Reaktionsenthalpie ∆HR hat.
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8.2.1
Atomhülle: massearm, aber mit
großer Ausdehnung; lässt αStrahlen durch; wird durch Elektronen gebildet
Kern-Hülle-Modell
Atomkern aus Nukleonen (Protonen und Neutronen); sehr
große Dichte; lenkt α-Strahlen
ab
8.2.2
Elementarteilchen und
deren Kenndaten
Elementarteilchen
Proton
p
relative
Masse
1u
Elementarladung
+1
Neutron
n
1u
0
Elektron
e¯
Symbol
1
2000
u
–1
8.2.3
Isotope
Isotope sind die verschiedenen Atomsorten eines Elements.
Sie gleichen sich in ihrer Protonenzahl, weisen
aber eine verschiedene Anzahl an Neutronen
auf, wodurch unterschiedliche Atommassen
resultieren.
(Erste) Ionisierungsenergie
Mindestenergie, die nötig ist, um ein Elektron
von einem isolierten Atom vollständig abzutrennen.
8.2.4
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Die Auswertung von Ionisierungsenergien lässt erkennen, dass die Elektronen einer Atomhülle bestimmten Energiestufen/Schalen zugeordnet sind.
2
Maximale Elektronenanzahl einer Energiestufe : 2n
8.2.5
Hauptquantenzahl n
Energiestufen und Schalenmodell des
Atoms
(Beispiel: Natriumatom)
E
3
1 e¯
2
8 e¯
L
1
2 e¯
K
M
NaAtom
8.2.6
Valenzelektronen
Die Valenzelektronen sind die Elektronen der
äußersten Energiestufe (Schale) eines Atoms.
Sie sind für das chemische Verhalten der Atome verantwortlich.
8.2.7
Valenzstrichschreibweise
Bis zu vier Valenzelektronen werden als Einzelpunkte um das Elementsymbol gruppiert, jedes
weitere Valenzelektron wird mit einem bereits
vorhandenen zu einem Elektronenpaar (Valenzstrich) zusammengefasst dargestellt.
8.2.8
Tabellarische Übersicht aller bekannten Elemente
Periodensystem der Elemente
(PSE)
Spalten heißen Gruppen
Zeilen heißen Perioden
Ordnungsprinzip im PSE:
steigende Protonenzahl der Atome
Elemente mit ähnlichen chemischen Eigenschaften werden untereinander gesetzt
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8.2.9
Die Gruppen sind die senkrechten Spalten des
PSE.
Gruppe im PSE
Die Gruppennummer entspricht der Anzahl der
Valenzelektronen eines Atoms !
Jede Gruppe enthält eine Elementfamilie, also
Elemente mit ähnlichen chemischen Eigenschaften (z.B. VII. Gruppe stellt die Elementfamilie der
Halogene dar).
Die Perioden sind die waagrechten Reihen des
PSE.
8.2.10
Periode im PSE
Die Periodennummer entspricht der Hauptquantenzahl (= Anzahl der vorhandenen Energiestufen = Schalen) eines Atoms !
1
2
3
I
1H
3Li
II
II
IV
V
VI
VII
4Be
5B
6C
7N
8O
9F
VIII
2He
10Ne
8.2.11
Nukleonenzahl A
(= Massenzahl)
Kurzschreibweise eines Atoms
12
C
6
Elementsymbol
Protonenzahl Z
(= Kernladungszahl
= Ordnungszahl)
8.2.12
Ordnungszahl
Kernladungszahl
Protonenzahl Z
Nukleonenzahl N
Massenzahl
Ordnungszahl = Kernladungszahl = Protonenzahl Z (= Elektronenzahl eines Atoms)
Nukleonenzahl A = Protonenzahl Z + Neutronenzahl N
Massenzahl = Atommasse in u
Beispiel: He-Atom
Ordnungszahl = 2
Atommasse ma(He) = 4 u
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8.2.13
Atomradius
Innerhalb der Gruppen nimmt der Atomradius von
oben nach unten zu, in den Perioden von links
nach rechts ab.
8.2.14
H
Stellung von Metallen, Halbmetallen
und Nichtmetallen im PSE
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
Fr
Ra
= Metall
= Nichtmetall
= Halbmetall
8.2.15
Element mit charakteristischen Eigenschaften:
Nichtmetall
keine elektrische Leitfähigkeit (außer Graphit)
chemische Reaktion von Nichtmetallatomen:
Aufnahme von einem oder mehreren Valenzelektron/en (Atome sind Elektronenakzeptoren) unter Bildung von Anionen oder Molekülen
Beispiele:
Gase: z.B. Sauerstoff, Edelgase
Flüssigkeit: z.B. Brom
Feststoffe: z.B. Schwefel, Kohlenstoff
8.2.16
Element mit Eigenschaften zwischen Metallen und
Nichtmetallen:
Halbmetall
schwache elektrische Leitfähigkeit, nimmt beim
Erwärmen zu („Halbleiter“)
Aussehen ähnlich wie Metalle
stehen im PSE auf einer Diagonalen zwischen
Bor (B) und Astat (At)
Beispiele: Bor, Silicium, Arsen, Selen, …
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8.2.17
Element mit charakteristischen Eigenschaften:
Metalle
elektrisch leitfähig
verformbar („duktil“)
metallischer Glanz
chemische Reaktion von Metallatomen: Abgabe von einem oder mehreren Valenzelektron/en (Atome sind Elektronendonatoren)
unter Bildung von Kationen
Metalle stehen im (gekürzten) Periodensystem
„links und unten“
Beispiele: Natrium, Aluminium, Blei, Eisen, Kupfer,
8.2.18
Edelgaskonfiguration
Elektronenbesetzung wie bei einem Edelgasatom (besonders energiearmer = stabiler Zustand)
Acht Valenzelektronen auf der äußersten
Schale (= „Elektronenoktett“, „Achterschale“)
Ausnahme: Helium mit zwei Elektronen (=
„Elektronenduplett“)
8.2.19
Oktettregel
(= Edelgasregel)
Atome haben das Bestreben, durch Aufnahme
oder Abgabe von Valenzelektronen in ihren Elektronenhüllen die Edelgaskonfiguration zu erreichen.
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8.3.1
Entstehung der Ionen bei der Salzbildung
Metallatome (Elektronendonatoren) geben Elektronen ab und bilden positiv geladene Kationen
mit Edelgaskonfiguration.
Nichtmetallatome (Elektronenakzeptoren) nehmen Elektronen auf und bilden negativ geladene
Anionen mit Edelgaskonfiguration.
8.3.2
Ionenbindung und Ionengitter
Salze sind aufgebaut aus Kationen und Anionen, die durch ungerichtete (= nach allen Richtungen gleichmäßig wirkende) elektrostatische
Anziehungskräfte (Ionenbindung) im dreidimensionalen Ionengitter fest zusammengehalten
werden.
Die Koordinationszahl gibt die Anzahl der einem
Ion direkt benachbarten Ionen an.
8.3.3
Eigenschaften der Salze
hohe Schmelz- und Siedetemperaturen aufgrund starker elektrostatischer Anziehungskräfte zwischen Kationen und Anionen
Kristallbildung wegen regelmäßiger Anordnung der Ionen im Ionengitter
Sprödigkeit: bei Krafteinwirkung auf den Kristall leicht spaltbar wegen Abstoßung gleichnamiger benachbarter Ladungen
elektrische Leitfähigkeit (Ionenleiter): nur in
Schmelzen oder wässrigen Lösungen sind Ionen frei beweglich (Ionenwanderung)
8.3.4
Metallbindung
Der Zusammenhalt im Metallgitter beruht auf den
elektrischen Anziehungskräften zwischen den
positiv geladenen Metallatomrümpfen und dem
negativ geladenen delokalisierten Elektronengas.
Diese chemische Bindung wird Metallbindung
genannt.
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8.3.5
Feststoffe (außer Quecksilber Hg)
Eigenschaften der Metalle
sehr gute elektrische Leitfähigkeit (Elektronenleiter) aufgrund des frei beweglichen Elektronengases
Verformbarkeit (= Duktilität) wegen gleitender
Verschiebbarkeit von Atomrumpfschichten bei
Krafteinwirkung
Wärmeleitfähigkeit aufgrund der leichten
Übertragbarkeit von Schwingungen auf Nachbarteilchen
metallischer Glanz
8.3.6
Nur wenige Metalle kommen gediegen d.h. elementar vor (z.B. Gold).
Herstellung von Metallen
8.3.7
Edle und unedle Metalle
Die meisten Metalle gewinnt man durch
Elektrolyse von Salzlösungen oder –
schmelzen (z.B. bei der Herstellung von Natrium Na)
Reduktion von Metalloxiden (z.B. bei der Herstellung von Eisen Fe)
Je edler das Metall, desto geringer ist seine
Reaktivität gegenüber Sauerstoff und verdünnten Säuren (Elektronendonatorfähigkeit der
Metallatome ist gering).
Je unedler das Metall, desto höher ist die
Reaktivität gegenüber Sauerstoff und verdünnten Säuren (Elektronendonatorfähigkeit der
Metallatome ist hoch).
Beispiele:
unedle Metalle: Na, Mg, Ca, Zn, Fe
edle Metalle: Pt, Au, Ag, Cu
8.3.8
Satz von Avogadro
Volumengesetz von Gay-Lussac
Satz von Avogadro:
Gleiche Volumina verschiedener Gase enthalten
bei gleichem Druck und gleicher Temperatur (gleiche äußere Bedingungen) gleich viele Gasteilchen.
Volumengesetz von Gay-Lussac:
Gase reagieren bei konstanter Temperatur und
konstantem Druck stets miteinander in kleinen
ganzzahligen Volumenverhältnissen.
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8. Jahrgangsstufe NTG
8.3.9
Ableitung von Molekülformeln bei Gasreaktionen
Beispiel:
Synthese von Chlorwasserstoff
(Wasserstoff-, Hydrogenchlorid)
H2
+
Cl2
→
2HCl
Fazit:
Alle Gase bestehen aus Molekülen, die aus mindestens zwei Atomen aufgebaut sind.
(Ausnahmen bilden Edelgase und Metalldämpfe,
die atomar vorkommen !)
8.3.10
Darstellung der Nichtmetalle
Sauerstoff und Wasserstoff
Darstellung der Gase durch Elektrolyse von Wasser (z.B. im HOFMANNschen Dreischenkelgerät):
2 H2O(ℓ) → 2 H2(g) + O2(g)
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8. Jahrgangsstufe NTG
Elektronenpaarbindung (= Atombindung, kovalente Bindung)
8.3.11
Elektronenpaarbindung
H•
+
H• H−H
Hierunter versteht man den durch mindestens ein
gemeinsames bindendes Elektronenpaar bewirkten Zusammenhalt zweier gleich- oder ungleichartiger
Nichtmetallatome.
Eine Elektronenpaarbindung erfolgt durch mindestens
zwei Elektronen, die von beiden Atomkernen der Bindungspartner angezogen werden. Die Elektronenhüllen der Atome überlappen sich dabei.
Beide Nichtmetall-Atome erreichen durch die Ausbildung eines gemeinsamen Elektronenpaars die
stabile Edelgaskonfiguration.
8.3.12
Zur Erfüllung der Edelgasregel müssen bei manchen Molekülen Doppel- bzw. Dreifachbindungen
zwischen den Atomen ausgebildet werden.
Doppel- und
Dreifachbindungen
8.3.13
Darstellung von Molekülen durch
Valenzstrichformeln
(LEWIS-Formeln)
Beispiele: HF, Br2, O2, N2, NH3, CO2
Je mehr gemeinsame Elektronenpaare zwischen
zwei Atomen ausgebildet werden, umso geringer
ist der Abstand der Atomkerne, umso größer ist
der Betrag der Bindungsenergie und umso stabiler ist die betrachtete Bindung.