Ionenbindungen. Chemie. Library

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1 Chemie Ionenbindungen Library IONENBINDUNGEN Begriffserklärung 1 Formeltabelle 1 Ladungsermittlung 2 Formale Ladung 3 Hydrogen-Ionen 3 Verhältnisformeln 4 Nomenklatur 4 Gitterenthalpie 4 Eigenschaften 4 METALLISCHE BINDUNGEN Aufbau und Begriffserklärung 5 Eigenschaften von Metallen 5 Metalle / Legierungen 6 VARIA Siedepunkte und Wasserlöslichkeit 6 NACH EINER ZUSAMMENFASSUNG VON Marisa Longhi Dieses Dokument ist Teil der saliorel Library. saliorel.com/files

2 Einführung Chemie Ionenverbindungen 1/6 Sie können erklären, was bei einer Reaktion zwischen einem Metall- und einem Nichtmetall-Atom geschieht und warum. Sie können die Begriffe Ion, Kation, Anion, Salz, Ionenbindung und Ionenverbindung erläutern. LERNZIELE Definitionen und Begriffe Bei einer Reaktion zwischen einem Metall- und Nichtmetall-Atom entsteht eine Ionenverbindung. Dabei entstehen Ionen; Das Metall-Atom gibt Elektronen an das Nichtmetall-Atom ab, damit beide die Edelgasregel erfüllen. Ion geladenes Teilchen (Atom) Anion negativ geladenes Ion (Nichtmetallatomsorten) Kation positiv geladenes Ion (Metallatomsorten) Ionenbindung Bindung zwischen Ionen, die durch die Kraft der entgegengesetzten Ionen zusammengehalten wird. Ionenverbindung Ein aus Ionen aufgebauter Stoff. Im Stoff wirken viele Ionenbindungen. Salz Die Ionenverbindung wird auch Salz genannt. Ein Salz ist nach aussen elektrisch neutral. Formeltabelle LADUNG VON 1 LADUNG VON 2 LADUNG VON 3 Fluorid F Oxid O 2 Nitrid N 3 Chlorid Cl Sulfid O 2 Phosphid P 3 Bromid Br Hydrid H LADUNG VON 4 Iodid I Carbid C 4

3 Ladung Chemie Ionenverbindungen 2/6 Sie können die Ladung der Hauptgruppenmetall-Kationen aus dem Aufbau ermitteln. Sie kennen die Bedeutung der römischen Zahlen bei Übergangsmetallen. Ladungsermittlung bei Hauptmetallen Alle Valenzelektronen werden abgegeben. Es ist somit so viel Mal positiv geladen, wie welcher Hauptgruppe es angehört. Ladungsermittlung bei Übergangsmetallen Übergangsmetalle haben meistens mehrere Ladungsmöglichkeiten. Die Ladung wird durch römische Ziffern nach dem Metallnamen in Klammern angegeben. Ausnahmen Silber ist immer einfach positiv geladen Ag + Zink ist immer zweifach positiv geladen Zn 2+ Formeltabelle Fortsetzung Carbonat CO3 2 Hydrogencarbonat HCO3 Nitrat NO3 Acetat CH3COO Phosphat PO4 3 Nitrit NO2 Hydroxid OH Ammonium NH4 + Sulfat SO4 2

4 Ladung Chemie Ionenverbindungen 3/6 Formale Ladung 1. Anzahl Elektronenpaare bestimmen Formel (Anzahl Valenzelektronen aller Atome + Ladung des Ions) / 2 2. Elektronenpaare zeichnen 3. Formale Ladung bestimmen 4. Gesamtladung des Ions bestimmen Formale Ladung Gesamtladung Beispiel Nitrat: O hat ein Elektron zu viel, N ein Elektron zu wenig Alle formalen Ladungen zusammengezählt. Hydrogen-Ionen Sie wissen, die Hydrogen-Ionen abzuleiten sind. Bei gewissen Molekülen kann es vorkommen, dass positiv geladene Wasserstoffatome (Protonen) an die Umgebung abgegeben werden. Dabei wird die Kovalenzbindung zu einem mehratomigen Ion und wird danach Hydrogen genannt.

5 Gitter Chemie Ionenverbindungen 4/6 Verhältnisformeln Wichtig bei der Verhältnisformel ist, dass das Salz nach aussenhin elektrisch neutral geladen sein muss. Kationen und Anionen müssen also in der Summe 0 ergeben. Nomenklatur Bei Salznamen wird immer zuerst das Kation (Metall oder Ammonium) und dann das Anion genannt. Um nun die Verhältnisformel herauszufinden, muss man zuerst die Ladung der einzelnen Ionen aufzeichnen und diese dann ausgleichen. Zuerst KATION ; Dann ANION Bei Übergangsmetallen muss zusätzlich die Ladung in Klammern angegeben werden (siehe Seite 2, Ladungsermittlung bei Übergangsmetallen ) Gitterenthalpie = Gitterenergie Die Gitterenthalpie ist genau das gleiche wie die Gitterenergie, also die Differenz zwischen den freien Ionen und jenen, die im Gitter gebunden sind. _ Je höher die Ladungen der Ionen, desto höher ist die Gitterenergie. Je grösser das Ion, desto kleiner ist die Gitterenergie. Je höher der Schmelzpunkt, desto grösser die Gitterenergie. Eigenschaften Je grösser die Gitterenergie, desto höher ist der Schmelzpunkt, weil mehr Energie benötigt wird, um die Bindungen im Gitter zu brechen. Salze sind spröde, weil im normalen Gitter immer Anionen und Kationen nebenein- ander sind. Bei einer Verschiebung kommen gleichgeladene Teile nebeneinander, welche einander abstossen, wodurch das Gitter bricht.

6 Aufbau und Eigenschaften Chemie Metallbindungen 5/6 Begriffserklärung und Aufbau Eine Metallbindung ist eine Kraft, die die Atome in einem Metallgitter zusammenhält. Sie ist das Resultat einer elektrostatischen Wechselwirkung zwischen positiv geladenem Atomrumpf und den negativ geladenen Valenzelektronen. Valenzelektronen Elektronen in der äussersten Schale. Beweglich, da schwach gebunden durch Entfernung zum Kern. Verhalten sich ähnlich wie in einem Gas. Atomrumpf Kern und alle Elektronen ohne Valenzelektronen. Positiv geladen, da mehr Protonen als Elektronen (Valenzelektronen beim Rumpf nicht dabei). Elektronengas (-wolke) Aufenthalt der Valenzelektronen um das Metallgitter Metallgitter Gitterförmige Anordnung der Atomrümpfe Elektrische Leitfähigkeit Verformbarkeit Die Valenzelektronen sind frei, wenn durch den Strom neue Elektronen kommen, werden diese verdrängt und es entsteht eine Driftbewegung. Wenn man ein Metall verformt, dann verschiebt sich das Metallgitter. Die Elektronengaswolke verschiebt sich mit und stabilisiert.

7 Legierungen und Varia Chemie Metallbindungen, Varia 6/6 Metalle / Legierungen METALL LEGIERUNG Die Atome lassen sich leicht verschieben, folglich ist es weniger hart. Die Valenzelektronen lassen sich leicht verschieben, sie sind freier und der Stoff somit leitfähiger. Durch verschieden grosse Atome härter, Atome lassen sich weniger gut verschieben, da sie sich verkeilen. Die Valenzelektronen können sich weniger frei bewegen, da immer Atome im Weg sind > Als Folge weniger leitfähig. Siedepunkte und Wasserlöslichkeit # Die Siedepunkte verschiedener Stoffe variieren oft stark. Je mehr zwischenmolekulare Kräfte wirken, desto höher der Siedepunkt. Hierbei gilt, dass Wasserstoffbrücken stärker als Dipoldipol-Kräfte wirken. Van-der-Waals-Kräfte sind am schwächsten. Jedoch muss beachtet werden, dass die verglichenen Moleküle in etwa die gleiche Grösse haben sollten. # Ob ein Stoff wasserlöslich ist, hängt von zwischenmolekularen Kräften ab. Es gilt, dass Stoffe mit gleichen zwmk. Kräften ein homogenes Gemisch ergeben. (gleiche Kräfte > homogen > gleiches zu gleiches) Um nun im Wasser löslich zu sein, darf aber der apolare Teil des Moleküls nicht zu gross sein. Zudem müssen Wasserstoffbrücken vorhanden sein! The saliorel Group BASIERT AUF INHALTE VON Alle Rechte vorbehalten. Marisa Longhi Inhalte in der saliorel Library sind nicht zur freien Lizenzierung, Vervielfältigung bereitgestellt und durch urheberrechtliche Gesetze geschützt. Die unautorisierte Verwendung oder Extraktion ist untersagt.