Fachbegriffe der Chemie. Michael Wächter

       Elemente bestehen aus Atomen (kleinstmögliche Stoffportionen der Elemente). Bei Reaktionen bilden sie Verbindungen (Teilchen-Umgruppierung), d.h. die Atome der Elemente bilden Atomverbände aus Ionen oder Molekülen (Verbände aus Atomen gleicher Elektronegativität bilden neutrale Verbände.

      Beispiele für Moleküle und ihre Formeln: Sauerstoff O₂, Chlor Cl₂, Iod I₂, Hexan C₆H₁₄, Schwefelpulver S₈ usw.). weitere Beispiele für Reaktionsgleichungen: Kupfer + Schwefel  Kupfer(II)-sulfid Cu + S  CuS (Stoffmengenverhältnis Cu : S = 1:1) Kupfer + Schwefel  Kupfer(I)-sulfid 2 Cu + S  Cu₂S (Stoffmengenverhältnis Cu : S = 2:1) Aluminium + Sauerstoff  Aluminiumoxid 4 Al + 3 O₂ 2 Al₂O₃ (Verhältnis Al : O = 2 : 3)

      Grundwissen zu Atomen und Bindungen

      1 Atome weisen im Kern neutrale Teilchen auf (Neutronen, Symbol: n) sowie positiv geladene Teilchen, die Protonen (Symbol: p+). In der Atomhülle befinden sich negativ geladene Elektronen (Symbol: e-, im Vergleich zum Atomkern fast masselos; Rutherford‘sches Atommodell).

      2 Die Elektronen befinden sich in der Atomhülle auf verschiedenen Bahnen (Umlaufbahnen, von innen nach außen mit K, L, M, N, … bezeichnet; Bohr’sches Atommodell, inzwischen „überholt“).

      3 Metalle sind Elemente. Sie sind allesamt Stoffe a) mit hoher elektrischer Leitfähigkeit, b) verformbar, c) glänzend und d) sehr gute Wärmeleiter, weil ihre Atome wenig Außenelektronenhaben (und diese sind recht „locker“ an den Kern gebunden und daher frei beweglich).

      4 Neutrale Atome haben immer gleiche Protonen- und Elektronenzahlen (Ihre Neutronenzahl berechnet sich aus der Differenz der relativen Atommasse zur Ordnungs- bzw. Protonenzahl). Ionen sind elektrisch geladene Atome: Die Anzahl ihrer Elektronen entspricht nicht der Anzahl der Protonen im Kern.

      5 Ionen sind elektrisch geladene Atome oder Atomverbände (Kationen positiv, Elektronenzahl ist kleiner als die Anzahl der Protonen im Atomkern; Anionen negativ, Elektronenzahl ist größer als die Anzahl der Protonen). Beispiele für Ionen: Mg2+, Cl-, S2-, Al3+, SO42-, CH3COO-

      6 Im Periodensystem der Elemente (PSE) sind die Atome in der Reihenfolge ihrer Protonenzahl (im Kern) angeordnet. Nach jedem Edelgasatom (volle Außenschale) beginnt eine neue Zeile (Periode), da das Atom eine Schale hinzubekommt (Bohr’sches Atommodell). Atome von Elementen, die in einer Spalte (Hauptgruppe) untereinander stehen, weisen daher die gleiche Anzahl von Außenelektronen auf.

      7 

      1 Edelgaskonfiguration: Alle Atome streben bei chemischen Reaktionen in ihrer Hülle eine volle Außenschale an (mit 2 bzw. 8 Außenelektronen). Beispiel: Die Edelgasatome (Elemente der 8. Hauptgruppe im Periodensystem) haben stets 8 Außenelektronen (vgl. Bild oben: Ne, Ar; Ausnahme: Helium). Die Atome der 7. Hauptgruppe (Halogen-Atome) haben 7 Außenelektronen. Sie sind daher bestrebt, bei chemischen Reaktionen noch je ein Elektron aufzunehmen. Cl + e-→ Cl-

      2 Atome verbinden sich mit anderen Atomen über die Außenelektronen in ihrer Atomhülle.

      3 Metallatome reagieren mit Nichtmetallatomen, indem sie Elektronen an diese abgeben (Elektronenübertragung, Redoxreaktion), sie werden durch die Ladungstrennung elektrisch positiv geladen (Ionenbildung durch Oxidation = Elektronenabgabe), Beispiel: Mg → Mg2+ + 2 e-

      4 Nichtmetallatome reagierenmit Metallatomen, indem sie bei chem. Reaktionen von ihnen Elektronen aufnehmen (Bildung der Anionen durch Reduktion = Elektronenaufnahme).Anders ausgedrückt: Verbindungen aus Metallatomen mit Nichtmetallatomen entstehen, indem Metallatome ihre Außenelektronen an Nichtmetallatome abgeben, es entstehen salzartige Verbindungen (Ionenbindungen).

      5 Salze sind allesamt ionische Verbindungen: Sie sind a) spröde (brüchig), b) weisen sehr hohe Schmelzpunkte auf und sind c) nur in Lösung oder Schmelze elektrisch leitfähig. Der Grund für ihre Eigenschaften liegt darin, dass sie aus Kationen und Anionen bestehen, die sich elektrisch anziehen und unter Abgabe von Energie zu Ionenkristallen vereinigen. Beispiele:Kochsalz NaCl, Magnesiumchlorid MgCl2Reaktionsbeispiel:Chlorgas reagiert mit dem Metall Natrium, indem jedes Na-Atom sein Außenelektron an ein Chloratom abgibt: Reaktionsverlauf: Na → Na+ + e- (Oxidation, Kation entsteht), Cl + e- → Cl- (Reduktion,Anion entsteht) Na + Cl → Na+ + Cl- (Redox, NaCl-Kristall entsteht) auch als: Na + Cl → Na+ + :Cl-

       Abbildung: Ionenkristalle weisen stoffspezifische Formen auf: Natriumchlorid kristallisiert immer würferlförmig, Kalziumfuorid (Flussspat) in oktaedern und wieder andere Mineralien in Doppelspat- oder Oktaeder-Form (eig. Foto)

      Abbildung: Metall-Nichtmetall-Verbindungen sind stets salzartig (ionisch): kristallkin und nicht verformbar (spröde, brüchig), von hoher Schmelztemperatur und elektrisch leitfähig nur in Lösung und Schmelze. Iim Foto: Sulfide der Elemente Eisen, Zink, Molybdän und Quecksilber (FeS₂, ZnS, MoS₂, rechts HgS), mittig auch Quecksilberoxid (HgO) und Quecksilberchlorid (HgCl₂).

      1 Nichtmetallatome reagierenuntereinander so, dass sie danach ihre Außenelektronen gemeinsam als bindende Elektronenpaare (Elektronenpaarbindung EPB, auch: „Atombindung“) nutzen, denn die Nichtmetallatome streben dabei eine Edelgaskonfiguration an (maximal 4 Elektronenpaare, d.h. volle Außenschale mit 2 bzw. 8 Elektronen). Beispiel: Cl + e- → Cl- (Chlorid-Anion) Weiteres Beispiel: Zwei Wasserstoffatome H vereinigen sich zu einem Wasserstoffmolekül H2, indem sie ihre beiden Elektronen gemeinsam benutzen (bindendes Elektronenpaar): H + H → H2 bzw.: H + H → H – H (bzw. H2) (Punkt = einzelnes Valenzelektron, Bindestrich = bindendes Elektronenpaar). Abbildung: H2-Molekül (Bildquelle: https://de.wikibooks.org/wiki/Datei:Schema_Wasserstoffmolek%C3%BCl.svg , gemeinfrei)

      2 Moleküle sind elektrisch neutrale Atomverbände. Die Atome sind über bindende Elektronenpaare miteinander verbunden.

      3 Molekulare Verbindungen sind allesamt elektrische Nichtleiter (Isolatoren). Verbindungen mit kleinen Molekülen sind flüchtig (niedriger Siedepunkt), Verbindungen mit sehr großen Molekülen kunststoff- oder diamantartig (zersetzlich oder hoher Schmelzpunkt).

      4 Moleküle können unpolar sein (gleiche Aufteilung des bindenden Elektronenpaares auf beide Bindungspartner) oder polar (ungleiche Aufteilung, Ausbildung von Plus- und Minuspol, so dass das Molekül zum Dipol wird; Folge: höhere Anziehungskräfte zwischen den Molekülen, somit z.B. höhere Schmelz- und Siedetemperaturen). Beispiele: Die Moleküle von Wasserstoff, Chlor und Methangas sind unpolar (gleiche Bindungspartner / symmetrischer Aufbau). Cl∙+ ∙Cl → Cl-Cl (Chlormolekül) Methangasmolekül:CH4 :

      Die Moleküle von Chlorwasserstoffgas und Wasser sind polar (Chlor- und Sauerstoffatom ziehen das bindende Elektronenpaar stärker an als die Wasserstoffatome): Wasser H₂O: H – O – H

      Bildquellen: HCl-Bildung: Von Sundance Raphael 16:18, 16. Nov. 2006 (CET) - "own work", https://de.wikibooks.org/w/index.php?curid=34621, Sauerstoffmolekül: https://de.wikibooks.org/wiki/Datei:Sauerstoff_Elektronenschreibweise.svg, Chlormolekül: https://de.wikibooks.org/wiki/Anorganische_Chemie_f%C3%BCr_Sch%C3%BCler/_Die_Atombindung#/media/File:Chlor_Elektronenschreibweise.svg,