Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität. Bindigkeit Valenzstrichformel Molekülgeometrie

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1 Tendenzen im Periodensystem Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität Atombindung (Elektronenpaarbindung) Bindigkeit Valenzstrichformel Molekülgeometrie Räumlicher Bau einfacher Moleküle Polare Atombindung Elektronegativität EN

2 Dipol-Molekül Van-der-Waals-Kraft Wasserstoffbrückenbindung Dipol-Dipol- Wechselwirkungen Hydratation Säure Base Protolyse, Säure-Base-Reaktion Neutralisation

3 Saure Lösung Alkalische od. basische Lösung Neutrale Lösung ph-wert Ampholyt Stoffmengenkonzentration c Äquivalenzpunkt Oxidationszahl Oxidation und Reduktion

4 Redoxreaktion Redoxgleichung

5 Ammoniak: pyramidal Methan: tetraedrisch Wasser: gewinkelt Freie Elektronenpaare bedingen eine Deformierung des idealentetraederwinkels Elektronenpaarbindung, bei der das bindende Elektronenpaar zu dem Atom mit der höheren Elektronegativität verschoben ist. Sie ist die Eigenschaft der Atome, Elektronen an sich zu ziehen. Eine Atombindung ist umso polarer, je größer die Elektronegativitätsdifferenz EN zwischen den Bindungspartnern ist. Anzahl der Elektronenpaarbindungen, die ein Atom in einem Molekül oder Molekül-Ion ausbildet. Sie enthält Striche zur Symbolisierung bindender und nicht-bindender Elektronenpaare. Sie erlaubt ferner die Andeutung von Bindungswinkeln. Sie ergibt sich aus dem größeren Platzanspruch nicht-bindender Elektronenpaare im Vgl. zu den bindenden und der wechselseitigen Abstoßung aller im Molekül oder Molekül-Ion vorkommenden Elektronenpaare. Verhalten von Ordnungszahl, Anzahl der Elektronenschalen, Anzahl der Valenzelektronen, Massenzahl, Metallcharakter, Nichtmetallcharakter und Atomradius innerhalb der Perioden und Gruppen (vgl. auch GW C 9) Ionisierungsenergie: Die Energie, die zur Abtrennung eines Elektrons aus einem Atom benötigt wird! Elektronenaffinität: Neigung eines Atoms zur Aufnahme eines Elektrons (X X - ) von einem nicht gebundenen Partner bzw. die dabei gemessene Enthalpiedifferenz Die chemische Bindung, die in einem Molekül oder Molekül-Ion als Anziehungskraft zwischen positiver Kernladung und negativer Elektronenladung wirkt. Sie ist gleichbedeutend mit der Ausbildung eines gemeinsamen Elektronenpaars und wird daher auch Elektronenpaarbindung genannt. Einfachbindung: ein bindendes Elektronenpaar, Doppelbindung: zwei bindende Elektronenpaare, Dreifachbindung: drei bindende Elektronenpaare

6 Basen sind Teilchen, die Protonen aufnehmen, also Protonenakzeptoren Bsp.: Hydroxid-Ion, Ammoniak-Molekül oder Oxid-Ion Protolysen oder Säure-Base-Reaktionen sind Protonenübergänge zwischen Säuren und Basen. Z.B.: HCl + NH 3 NH Cl -, wobei hier HCl und Cl - bzw. NH 4 + und NH 3 korrespondierende Säure-Base-Paare darstellen Protolyse zwischen Oxonium-Ionen und Hydroxid-Ionen: H 3 O + + OH - 2 H 2 O Die Wasserstoffbrückenbindung ist eine besonders starke Form der Anziehung zwischen Dipolen. Sie erfolgt zwischen einem stark positiv polarisierten Wasserstoffatom und dem freien Elektronenpaar eines stark elektronegativen Atoms (Stickstoff, Sauerstoff oder Fluor) in einem anderen Molekül. Anlagerung von Wassermolekülen um die Teilchen eines sich dadurch in Wasser lösenden Stoffes Säuren sind Teilchen, die Protonen abgeben, also Protonendonatoren Bsp.: Hydrogenchlorid-Molekül Fallen die Schwerpunkte der positiven und negativen Partialladungen eines Moleküls nicht zusammen, so liegt ein Dipol-Molekül vor. Bsp.: Hydrogenchlorid, Wasser, Ammoniak Fallen die Schwerpunkte der positiven und negativen Partialladungen eines Koleküls zusammen, so liegt ein unpolares Molekül, mit weiterhin polaren Atombindungen vor. Bsp.: Methan od. Tetrachlormethan Hierunter versteht man schwache zwischenmolekulare Kräfte, die auf der elektrostatischen Anziehung zwischen spontanen und induzierten Dipolen bei Atomen oder Molekülen beruhen. Diese Kräfte nehmen mit der Größe der Atome oder Moleküle zu. Anziehungskräfte zwischen polaren Molekülen

7 An diesem Punkt haben sich gleiche Mengen von Oxonium-Ionen und Hydroxid-Ionen zu Wasser verbunden Anzahl wirklicher bzw. angenommener Ladungen von Teilchen. Die Oxidationszahl ergibt sich, wenn man sich das vorliegende Teilchen nur aus Atom-Ionen aufgebaut denkt, wobei man in einem Molekül die Bindungselektronen dem jeweils elektronegativeren Bindungspartner zuschlägt. Oxidation: Erhöhung der Oxidationszahl Reduktion: Erniedrigung der Oxidationszahl Hierunter versteht man den negativen dekadischen Logarithmus der Oxonium- Ionen-Konzentration Ampholyte sind Teilchen, die sowohl als Säure als auch als Base fungieren können. Bsp.: Wasser Die Stoffmengenkonzentration eines gelösten Stoffes c (X) ist der Quotient aus der Stoffmenge n (X) und dem Volumen V (Ls), in dem n (X) gelöst ist: n (X) c (X) = ; [c] = 1 mol/l V (Ls) Lösungen, die Oxonium-Ionen enthalten. Dabei gilt c(h 3 O + ) > c(oh - ), also ph < 7 Bsp.: wässrige Hydrogenchlorid-Lösung = Salzsäure Lösungen, die Hydroxid-Ionen enthalten. Dabei gilt c(h 3 O + ) < c(oh - ), also ph > 7 Bsp.: wässrige Natriumhydroxid-Lösung = Natronlauge oder wässrige Ammoniak- Lösung = Ammoniak-Wasser Bei neutralen Lösungen ist die Konzentration der Oxonium-Ionen gleich der Konzentration der Hydroxid-Ionen: c(h 3 O + ) = c(oh - ), also ph = 7

8 Reaktion, bei der Elektronen von einem Elektronendonator, dem Reduktionsmittel, auf einen Elektronenakzeptor, das Oxidationsmittel, (korrspondierendes Redoxpaar) übertragen werden. Erstellen einer beliebigen Redox- Gleichung

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