Chemie vs. Physik. Werkzeuge des Chemikers. Gefahrensymbole (GHS) Schreiben eines Protokolls. Allgemeines

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1 Allgemeines 1 Allgemeines 1 Chemie vs. Physik Chemischer Vorgang: Stoffänderung verbunden mit einer Energiebeteiligung. Die Produkte einer chemischen Reaktion besitzen andere Kenneigenschaften als die Ausgangsstoffe (= Edukte). Physikalischer Vorgang: Zustandsänderung unter Energiebeteiligung, jedoch keine Stoffänderung (z.b. Übergänge zwischen den verschiedenen Aggregatzuständen) Allgemeines 2 Allgemeines 2 Werkzeuge des Chemikers Allgemeines 3 Allgemeines 3 Gefahrensymbole (GHS) Allgemeines 4 Allgemeines 4 Schreiben eines Protokolls 1. Überschrift: Titel des Versuchs/Fragestellung 2. Material: Geräte und Chemikalien alle relevanten Geräte und Chemikalien Gefahren-/Sicherheits- und Entsorgungshinweise 3. Versuchsdurchführung alle Arbeitsschritte (keine Beobachtungen/Erklärungen) Versuchsskizze: beschriftete Schnittzeichnungen 4. Beobachtung alle sichtbaren, hörbaren und messbaren Beobachtungen 5. Auswertung Erklärung jeder Einzelbeobachtung meist Reaktionsgleichung

2 5 5 Stoffgemisch vs. Reinstoff 6 6 Typen von Reinstoffen Element vs. Verbindung 7 7 Kenneigenschaften von Reinstoffen Stoffeigenschaften sind stoffspezifische, charakteristische Größen, die einen Reinstoff kennzeichnen. Jeder Reinstoff zeichnet sich durch eine einzigartige Kombination von Stoffeigenschaften aus. Zwei verschiedene Stoffe können nie in allen Eigenschaften gleich sein. Eigenschaften, die mit den Sinnen wahrgenommen werden können: Geruch, Farbe, Glanz, Form, Härte (auch messbar), Verformbarkeit Eigenschaften, die gemessen werden können: Siede- und Schmelztemperatur, Magnetismus, elektrische Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit, Löslichkeit, Dichte (ρ=m/v) 8 8 Heterogene Stoffgemische Typen von Stoffgemischen Homogene Stoffgemische

3 9 9 Um Stoffgemische in ihre Bestandteile zu trennen, gibt es verschiedene physikalische Trennverfahren, denen die unterschiedlichen Stoffeigenschaften der Einzelbestandteile zugrunde liegen. Trennverfahren Gemischtyp Verfahren Stoffeigenschaft Filtrieren Partikelgröße Suspension Sedimentieren und Dekantieren Dichte Zentrifugieren Dichte Lösung Eindampfen Siedetemperatur Destillieren Siedetemperatur Um Stoffeigenschaften und Umwandlungen von Stoffen besser verstehen/vorhersagen zu können, betrachtet man in der Chemie Vorgänge immer auf zwei Ebenen: der Stoffebene und der Teilchenebene Stoffebene vs. Teilchenebene Stoffebene Makroskopischer Bereich: mit dem Auge wahrnehmbare Eigenschaften und Veränderungen Die Vorgänge auf der Stoffebene werden oft als Beobachtung dokumentiert Teilchenebene Submikroskopischer Bereich: Deutung/Erklärung der beobachteten Eigenschaften und Veränderungen mit Hilfe der Vorstellung kleinster Teilchen als Bausteine der Stoffe Die Vorstellung der Vorgänge auf der Teilchenebene wird oft als Erklärung dokumentiert Aggregatzustände und Phasenübergänge Chemische Reaktion Umgruppierung von Teilchen Stoffebene Vorgang, bei dem Reinstoffe unter Energiebeteiligung in andere Reinstoffe umgewandelt werden. à Entstehung neuer Stoffe mit neuen chemischen und physikalischen Eigenschaften. Bsp.: Die Gase Wasserstoff und Sauerstoff reagieren zur Flüssigkeit Wasser. Teilchenebene Durch Zusammenstöße von Teilchen werden unter Energiebeteiligung chemische Bindungen gelöst und neue Bindungen ausgebildet. à Umgruppierung von Teilchen/Atomen Bsp.: Zwei Wasserstoffmoleküle reagieren mit einem Sauerstoffmolekül zu zwei Wassermolekülen

4 13 13 Es können drei verschiedene Typen von chemischen Reaktionen unterschieden werden: Synthese, Analyse und Umsetzung Synthese Bildung eines Produkts aus mehreren Edukten Allgemein gilt: Edukt 1 + Edukt 2 Produkt Reaktionstypen Analyse Zerlegung eines Edukts in mehrere Produkte Analysetypen: Elektrolyse, Thermolyse Allgemein gilt: Edukt Produkt 1 + Produkt 2 Umsetzung Umlagerungsreaktion, bei der aus mehreren Edukten mehrere Produkte entstehen Allgemein gilt: Edukt 1 + Edukt 2 Produkt 1 + Produkt Gesetze von der Erhaltung der Masse Gesetz von der Erhaltung der Masse Bei chemischen Reaktionen ist die Summe der Massen der Edukte gleich der Summe der Massen der Produkte: S m(edukte) = S m(produkte) Nachweisreaktionen Sauerstoff, Wasserstoff und Kohlenstoffdioxid Glimmspanprobe: Sauerstoff-Nachweis Verbrennung in reinem Sauerstoff ist heftiger als in Luft à glimmender Holzspan glüht auf bzw. entzündet sich wieder Knallgasprobe: Wasserstoff-Nachweis Wasserstoff reagiert mit Sauerstoff bei Zündung explosionsartig à pfeifendes/ knallendes Geräusch bei Entzündung an Luft Kalkwasserprobe: Kohlenstoffdioxid-Nachweis Kohlenstoffdioxid bildet in Kalkwasser (= Calciumhydroxid-Lösung) das weiße, schwer lösliche Salz Calciumcarbonat (= Kalk), welches als weißer Feststoff ausfällt à Trübung Elementsymbole Jedes chemische Element wird durch ein eigenes Elementsymbol dargestellt. Diese lassen sich dem PSE entnehmen. Bsp.: Li (Lithium), Au (Gold), N (Stickstoff), O (Sauerstoff) Chemische Symbol- und Formelsprache Chemische Formel Bsp.: Wasser 3 H2O (gesprochen: drei Ha-Zwei-Oh) Koeffizient bezieht sich auf das gesamte Atom oder die gesamte Verbindung z.b. 3 H2O = drei Moleküle Wasser Index gibt die Zahl der Atome innerhalb einer Verbindung an, wobei die Zahl 1 nicht geschrieben wird z.b. H2O = Verbindung aus zwei H-Atomen und einem O-Atom

5 17 Stoffe du Reaktionen 17 Molekülformel vs. Verhältnisformel Die Molekülformel gibt an, aus welchen und wie vielen Atomen jeweils ein Molekül (Nichtmetall- Nichtmetall-Verbindung) besteht. Hinweis: Die Elemente Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff, Fluor, Chlor, Brom und Iod liegen als zweiatomige Moleküle vor (H 2, O 2, N 2, F 2, Br 2, I 2, Cl 2). Eselsbrücken: HOFBrINCl oder HNO-Arzt auf Hausnr. 7 Die Verhältnisformel gibt das Zahlenverhältnis der Ionen in einem Salz (Metall-Nichtmetall- Verbindung) an Wertigkeit als Hilfsmittel zum Erstellen chemischer Formeln Die Wertigkeit eines Elements ist die Anzahl der Wasserstoffatome, die ein Atom des betreffenden Elements binden oder ersetzen kann. Die Wertigkeit der Elemente im gekürzten PSE Wertigkeit I II III IV III II I 0 Li Be B C N O F Ne Wertigkeit von A mal Index a Es gilt: = Wertigkeit von B mal Index b Bsp.: Aluminiumoxid: III * 2 = II * 3 Al2O Das Erstellen von Molekülformeln ist nach folgendem Schema möglich: Aufstellen von Molekülformeln 1. Symbole der beteiligten Nichtmetalle angeben 2. Wertigkeiten in römischen Ziffern über Atome schreiben 3. Kleinstes gemeinsames Vielfaches (kgv) berechnen 4. kgv dividiert durch die Wertigkeit des Atoms ergibt den Index 5. Molekülformel angeben Bsp.: Ammoniak N H kgv(3;1) = 3 III I Stickstoff: 3 : III = 1 Wasserstoff: 3 : I = 3 à NH Benennung von Molekülen Allgemeine Regel Unveränderter Name + historischer Name des zweiten des ersten Elements Elements + Endung -id Um das Atomzahlverhältnis zu beschreiben, verwendet man griech./lat. Zahlwörter 1: mono 4: tetra 2: di 5: penta 3: tri 6: hexa Die wichtigsten Nachnamen Sauerstoff -oxid Brom -bromid Schwefel -sulfid Iod -iodid Fluor -fluorid Chlor -chlorid Beispiele HCl à Wasserstoffchlorid (Hydrogenchlorid) SO3 à Schwefeltrioxid NO2 à Stickstoffdioxid N2O5 àdistickstoffpentaoxid

6 Aufstellen von Verhältnisformeln Das Erstellen von Verhältnisformeln ist nach folgendem Schema möglich: 1. Symbole des Metalls und Nichtmetalls angeben 2. Wertigkeiten in römischen Ziffern über Atome schreiben 3. Kleinstes gemeinsames Vielfaches (kgv) berechnen 4. kgv dividiert durch die Wertigkeit des Atoms ergibt den Index 5. Verhältnisformel angeben Bsp.: Blei(IV)-oxid Pb O kgv(4;2) = 4 IV II Blei: 4 : IV = 1 Sauerstoff: 4 : II = 2 à PbO Allgemeine Regel Unveränderter Name + historischer Name des zweiten des ersten Elements Elements + Endung -id Im Gegensatz zur Benennung bei Molekülen werden hier keine griechischen/lateinischen Zahlwörter verwendet. Benennung von Salzen Beispiele: K2O à Kaliumoxid AlCl3 à Aluminiumchlorid Erweiterung der allgemeinen Regel Einige Metallatome (Eisen, Kupfer, ) können unterschiedliche Wertigkeiten aufweisen. Unveränderter Name + historischer Name des zweiten des ersten Elements Elements + Endung -id mit Wertigkeit in römischen Zahlen in Klammer Beispiele: FeO à Eisen(II)-oxid Fe2O3 à Eisen(III)-oxid Reaktionsenergie und innere Energie Der gesamte Energievorrat im Inneren eines Systems ist dessen innere Energie Ei. [Ei] = 1 kj; sprich: Kilojoule (veraltet 1 kcal; sprich: Kilokalorie; 1 kcal = 4,2 kj) exoenergetische/exotherme Reaktion: Energie wird an die Umgebung abgegeben, d.h. Energie wird frei; es gilt: DEi < 0 endoenergetische/endotherme Reaktion: Energie wird der Umgebung entzogen, d.h. Energie wird aufgenommen; es gilt: DEi > Bei einer exoenergetischen/exothermen Reaktion ist die innere Energie der Produkte kleiner als die der Edukte. Während des Reaktionsverlaufs wird Energie in Form von Wärme-, Lichtenergie etc. abgegeben. Reaktionsenergie ΔEi < 0 Exoenergetische/ exotherme Reaktion EA = Aktivierungsenergie Ei = Innere Energie Reaktionsverlauf Hinweis: Pfeilrichtung gibt an, ob Energie aufgenommen oder abgegeben wird! Pfeil nach oben: Energieaufnahme Pfeil nach unten: Energieabgabe

7 25 25 Bei einer endoenergetischen/endothermen Reaktion ist die innere Energie der Produkte größer als die der Edukte. Während des Reaktionsverlaufs wird Energie aus der Umgebung aufgenommen. Reaktionsenergie ΔEi > 0 Endoenergetische/ endotherme Reaktion EA = Aktivierungsenergie Ei = Innere Energie Reaktionsverlauf Hinweis: Pfeilrichtung gibt an, ob Energie aufgenommen oder abgegeben wird! Pfeil nach oben: Energieaufnahme Pfeil nach unten: Energieabgabe Katalyse Herbeiführung/Beschleunigung einer Reaktion mit Hilfe eines Katalysators Katalyse und Katalysator Eigenschaften eines Katalysators senkt die benötigte Aktivierungsenergie einer Reaktion beschleunigt so die Reaktion geht unverändert aus der Reaktion hervor Aufstellen einer Reaktionsgleichung 1. Aufstellen des Reaktionsschemas Wortgleichung notieren (Welche Edukte reagieren, welche Produkte entstehen?) 2. Einsetzen der korrekten Formeln bzw. Elementsymbole Aufstellen der korrekten chemischen Formeln mit Hilfe der Wertigkeit, Formeln dürfen anschließend nicht mehr verändert werden 3. Ausgleichen der Atomanzahl auf Seite der Ausgangsstoffe (= Edukte) und der Endstoffe (= Produkte) Angabe von Koeffizienten, der Faktor 1 wird in der Regel weggelassen 4. Angabe des Energieumsatzes (Reaktionsenergie ΔEi) Soweit bekannt, wird angegeben, ob es sich um eine exoenergetische oder eine endoenergetische Reaktion handelt Beispiel: Synthese von Kochsalz aus den Elementen Reaktionsschema: Natrium + Chlor Natriumchlorid Reaktionsgleichung: 2 Na. + Cl2 2 NaCl exoenergetisch Atommodelle Thomson Wissenschaftler Dalton Rutherford Bohr Atommodell Atomtheorie: Alle Stoffe bestehen aus kleinsten, unteilbaren Atomen, die in chemischen Reaktionen weder zerstört noch erzeugt werden können. Atome eines Elements haben die gleiche Masse und Größe, Atome unterschiedlicher Elemente unterscheiden sich. Rosinenkuchen-Modell Jedes Atom besteht aus einer elektrisch positiv geladenen Kugel, in die elektrisch negativ geladene Elektronen eingelagert sind wie Rosinen in einem Kuchen. Kern-Hülle-Modell: Das Atom besteht aus einem Atomkern und einer Atomhülle. Der zentrale Atomkern ist elektrisch positiv geladen. In der Atomhülle befinden sich negativ geladene Elektronen, die um den Atomkern kreisen. Schalenmodell Atome bestehen aus einem schweren, positiv geladenen Atomkern und leichten, negativ geladenen Elektronen, die den Atomkern in geschlossenen Schalen/Bahnen umkreisen.

8 29 29 Kern-Hülle-Modell und Nuklidschreibweise Atomkern Der Atomkern enthält die ungeladenen Neutronen n und die positiv geladenen Protonen p +. Protonen und Neutronen werden daher als Nukleonen bezeichnet. Im Atomkern ist nahezu die gesamte Masse eines Atoms lokalisiert. Atomhülle Die Atomhülle enthält die negativ geladenen Elektronen e -, die sich in unterschiedlichen Energiestufen/Schalen befinden. Ihre Masse ist vernachlässigbar klein. Nuklidschreibweise Massenzahl, Nukleonenzahl Kernladungszahl, Protonenzahl, Elektronenzahl, Ordnungszahl %& $C Elementsymbol Bohr verfeinerte das Rutherford sche Atommodell, indem er den einzelnen Elektronen genau definierte Bahnen zuordnete. Diese Bahnen sind vergleichbar mit den Schalen einer Zwiebel à Schalenmodell Bohr sches Atommodell Eine Schale kann maximal 2n 2 Elektronen aufnehmen. Je größer der Abstand zum Kern ist, desto energiereicher sind die Elektronen Energiestufenmodell (Energieniveauschema) Das Energiestufenmodell beschreibt den Aufbau der Atomhülle. Die Elektronen befinden sich auf sogenannten Energiestufen. Eine Hauptenergiestufe kann von maximal 2n 2 Elektronen besetzt werden. Elektronen, die sich dem Kern am nächsten befinden, liegen auf der untersten Energiestufe, die Valenzelektronen befinden sich auf der höchsten besetzten Energiestufe. Bsp.: Natrium-Atom Elektron Elektronenkonfiguration Die Elektronenkonfiguration gibt die Verteilung der Elektronen auf die einzelnen Energiestufen an. Sie erfolgt nach dem Aufbaugesetz: Zuerst wird die energieärmste (kernnahe) Stufe besetzt. Ist diese voll besetzt, befinden sich die weiteren Elektronen in den nächsthöheren Energiestufen. Energiestufen: 1, 2, 3 Elektronenbesetzung: Exponenten Bsp.: Stickstoff-Atom Chlor-Atom

9 33 33 Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die aufgebracht werden muss, um eines oder mehrere Elektronen aus der Atomhülle zu entfernen. Ionisierungsenergie Die Ionisierungsenergie steigt mit zunehmender Kernnähe. Beim Anbruch einer neuen Schale muss ein stabiler Zustand aufgehoben werden, dies führt zu einem sprunghaften Anstieg der Ionisierungsenergie Valenzelektronen sind die Elektronen in der jeweils höchsten besetzten Energiestufe bzw. der äußersten Schale eines Atoms. Sie sind am weitesten vom Kern entfernt und lassen sich daher am leichtesten abtrennen. Eselsbrücke: Anzahl der Valenzelektronen = Hauptgruppennummer Valenzelektronen und Valenzschreibweise Um die Zahl der Valenzelektronen anschaulich zu machen, gibt man sie als Punkte um das Elementsymbol an. Elektronenpaare (zwei Elektronen) werden als Strich symbolisiert. Dies gilt jedoch erst ab dem fünften Elektron. PSE 35 PSE 35 Einteilung und Trends im Periodensystem der Elemente PSE 36 PSE 36 Edelgaskonfiguration (Oktettzustand, Duplettzustand) Atome können durch Elektronenaufnahme/-abgabe (à Bildung von Ionen) oder durch Ausbildung von gemeinsamen Elektronenpaaren in ihren Atomhüllen die gleiche Anzahl und Anordnung von Elektronen wie die Edelgas-Atome erreichen (= Edelgaskonfiguration). Beispiel: Ausbildung von Ionen Na Na + + e - S + 2 e - S 2- Beispiel: Ausbildung einer Elektronenpaarbindung H + H H H Atome mit acht Valenzelektronen (Elektronen der äußersten Schale/höchsten Energiestufe) sind besonders stabil (= Oktettregel) (Ausnahme: Elektronenduplett bei Helium).

10 Salze Ionenbindung 37 Salze Ionenbindung 37 Salze sind Verbindungen aus Ionen (Metall-Kationen und Nichtmetall-Anionen), welche bei der Reaktion von Metallatomen (links im PSE) mit Nichtmetallatomen (rechts im PSE) entstehen. Durch die Aufnahme bzw. Abgabe von Elektronen erreicht jeder Reaktionspartner den Edelgaszustand. Aufbau von Salzen Ionen sind elektrisch geladene Teilchen. Man unterscheidet: Kationen: positiv geladene Teilchen (Eselsbrücke: Ka+ion) Anionen: negativ geladene Teilchen (Eselsbrücke: Anion) Zwischen den Ionen herrschen elektrostatische Anziehungskräfte (= Ionenbindung), wodurch ein Ionengitter entsteht Kation Anion Salze Ionenbindung 38 Salze Ionenbindung 38 Wenn ein Metall und ein Nichtmetall miteinander reagieren, dann entsteht ein Salz. Dabei werden Elektronen übertragen. Beispiel: Synthese von Aluminiumiodid Salzbildungsreaktion 1. Wortgleichung notieren Aluminium + Iod Aluminium-iodid 2. Metall gibt Elektronen ab, um den Edelgaszustand zu erlangen à Teilgleichung 1 (= OXIDATION) formulieren: Al Al e - 3. Nichtmetall nimmt Elektronen auf, um den Edelgaszustand zu erlangen à Teilgleichung 2 (= REDUKTION) formulieren I2 + 2 e - 2 I - 4. Elektronen-Anzahl angleichen Al Al e - / x2 à 2 Al 2 Al e - I2 + 2 e - 2 I - /x3 à 3 I2 + 6 e - 6 I - 5. Vollständige Reaktionsgleichung formulieren, wenn möglich kürzen 2 Al + 3 I2 2 Al I - 2 AlI 3 Salze Ionenbindung 39 Salze Ionenbindung 39 Eigenschaften von Salzen Sprödigkeit und Biegsamkeit Aufgrund des starken Zusammenhalts zwischen den Ionen an ihren Gitterplätzen lassen sich Salze nicht verformen/verbiegen. Bei großer mechanischer Krafteinwirkung verschieben sich die Ionenschichten gegeneinander. Gleich geladene Ionen kommen nebeneinander zum Liegen à Abstoßung à Kristall zerspringt Löslichkeit von Salzen Wassermoleküle lösen die einzelnen Ionen aus dem Gitterverband. Im gelösten Zustand liegen Natrium-Kationen und Chlorid-Anionen vor, die jeweils von Wassermolekülen umgeben sind. Elektrische Leitfähigkeit Damit Strom geleitet werden kann, müssen bewegliche Ladungsträger/Ionen vorhanden sein. In festem Salz sind Ionen vorhanden, diese sind aber an festen Gitterplätzen und somit unbeweglich à feste Salze sind nicht elektrisch leitfähig. Beim Lösungsvorgang von Salzen in Wasser werden die einzelnen Ionen aus dem Gitter gelöst und sind somit frei beweglich à gelöste Salze sind elektrisch leitfähig. Metalle Metallbindung 40 Metalle Metallbindung 40 Metallatome geben Valenzelektronen ab. Fehlen ihnen Reaktionspartner, bilden sie mit sich selbst Metallgitter aus. Die Gitterplätze werden dabei durch positiv geladene Metall-Kationen besetzt = Atomrümpfe. Die frei beweglichen, delokalisierten Valenzelektronen (= Elektronengas) bewegen sich zwischen den Atomrümpfen. Elektronengasmodell Der Zusammenhalt zwischen den positiv geladenen Atomrümpfen und den negativ geladenen Elektronen wird durch die elektrostatischen Anziehungskräfte bewirkt à = Metallbindung

11 Metalle Metallbindung 41 Metalle Metallbindung 41 Eigenschaften von Metallen Ø Ø Ø Ø Metallischer Glanz: Verformbarkeit: Wärmeleitfähigkeit Elektrische Leitfähigkeit Metalle Metallbindung 42 Metalle Metallbindung 42 Edle und unedle Metalle Edle Metalle reaktionsträge geringes Bestreben Elektronen abzugeben liegen in der Natur meist elementar vor reagieren nicht mit verdünnter Säure Bsp.: Kupfer, Gold, Platin Unedle Metalle unterschiedliche Reaktivität liegen in der Natur nicht elementar vor reagieren mit verdünnter Säure unter Bildung von Wasserstoff reagieren mit Sauerstoff der Luft zu Oxiden Bsp.: Zink, Eisen, Aluminium Molekular gebaute Stoffe 43 Molekular gebaute Stoffe 43 Nichtmetalle reagieren miteinander, um in den stabileren Edelgaszustand überzugehen. Die Elektronen bewegen sich dann in einer gemeinsamen Hülle um die Atomkerne. Elektronenpaarbindung Die Bindung zwischen Nichtmetallatomen erfolgt durch gemeinsame, bindende Elektronenpaare. Man nennt sie deshalb Elektronenpaarbindung (=( Atombindung, kovalente Bindung). Ein Bindungselektronenpaar besteht aus zwei Valenzelektronen. Es gilt: Freie Elektronenpaare + Bindungselektronenpaar =( Elektronen-Duplett/-Oktett (Edelgaszustand) Molekular gebaute Stoffe 44 Molekular gebaute Stoffe 44 Moleküle werden mit Valenzstrichformeln dargestellt, wenn man die genaue Verknüpfung der beteiligten Atome zeigen will. Valenzstrichformel (Lewis-Formel) 1 1. Freie Elektronenpaare werden dem entsprechenden Element als Strich zugeordnet 2. Bindende Elektronenpaare stehen zwischen den entsprechenden Elementen 3. Oktettregel muss immer eingehalten werden! 4. Es kann Doppel und Dreifachbindungen geben H H H N H H

12 Molekular gebaute Stoffe 45 Molekular gebaute Stoffe 45 Valenzstrichformel (Lewis-Formel) 2 Valenzstrichformeln berechnen 1. Summe der vorhandenen Valenzelektronen (VE) aller Atome 2. Summe der benötigten VE (Oktett: 8 VE, Duplett: 2 VE) 3. Bindende VE (BE) ermitteln: BE = benötigte VE vorhandene VE Bindungsanzahl: BE/2 4. Nicht bindende VE (NBE) ermitteln: NBE = vorhandene VE BE 5. Zentralatom angeben 6. Restl. Atome anordnen (Symmetrie) 7. Rest -BE bilden Doppel-/Dreifachbindungen 8. NBE entsprechend verteilen (Oktett-/Duplettzustand) 9. Formalladungen ermitteln Bsp. für NH3: vorhandene VE (8 VE); benötigte VE (14 BE); BE (6; 3 Bindungen); NBE (2; 1 EP) Molekular gebaute Stoffe 46 Molekular gebaute Stoffe 46 Einfachbindungen und Mehrfachbindungen Mehrere Bindungspartner Der Edelgaszustand kann durch Bindung mehrerer Partner erreicht werden. Bsp.: Wasser (H2O) Mehrfachbindungen Der Edelgaszustand wird durch mehrere Bindungen zu einem der Partner erreicht. Doppelbindung: Ausbildung zwei gemeinsamer Elektronenpaare Bsp.: Sauerstoffmolekül (O2) Dreifachbindung: Ausbildung drei gemeinsamer Elektronenpaare Bsp.: Stickstoffmolekül (N2) Sonstiges 47 Sonstiges 47 Chemische Bindungen Überblick Jede chemische Bindung beruht auf den Wechselwirkungen (Anziehungs- und Abstoßungskräften) zwischen positiv und negativ geladenen Teilchen. Sonstiges 48 Sonstiges 48 wichtige chemische Verbindungen Trivialnamen Name Formel Name Formel Methan CH4 Kalkwasser Ca(OH)2(aq) Ammoniak NH3 Ammonium-Ion NH4 + Salzsäure HCl (aq) Hydroxid-Ion OH - Schwefelsäure H2SO4 (aq) Sulfat-Ion SO4 2- Salpetersäure HNO3 (aq) Nitrat-Ion NO3 - Phosphorsäure H3PO4 (aq) Carbonat-Ion CO3 2- Natronlauge NaOH (aq) Phosphat-Ion PO4 3- Kalilauge KOH (aq)