6) Atome und Bindungen

30) 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).

31) 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“).

32) 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 Außenelektronen haben (und diese sind recht „locker“ an den Kern gebunden und daher frei beweglich).

33) 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.

34) 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-

35) 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.

36) 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 (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-

37) Atome verbinden sich mit anderen Atomen über die Außenelektronen in ihrer Atomhülle (Vgl. Merksatz 17+18, Atomverbände).

38) 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-

39) Nichtmetallatome reagieren mit 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 (Vgl. Merksatz 23+24, Ionenbindung), es entstehen salzartige Verbindungen (Ionenbindungen).

40) 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 MgCl2

Reaktionsbeispiel: 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-
(Punkt = einzelnes Valenzelektron)

41) Nichtmetallatome reagieren untereinander 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, vgl. Merksatz 36).

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)

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

43) 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).

44) 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, CH4-Molekül unten rechts: https://de.wikibooks.org/wiki/Datei:Methan_Elektronenschreibweise.svg)

45) Die Elektronegativität (EN) ist die Kraft, mit der ein Atom in einer Bindung das bindende Elektronenpaar anzieht.

46) Die EN ist im PSE bei Fluor- und Sauerstoffatomen am höchsten. Mit zunehmendem Abstand des Elementes im PSE vom Fluor sinkt die EN ab.

47) Elektropositiv sind Atome mit geringer Elektronegativität (hohe EN-Differenz EN: ionische Bindung, EN ≈0: unpolar). Besonders elektropositiv sind die Atome unedler Metalle (rechts im PSE stehend).

48) Es gibt drei wichtige Arten der chemischen Bindung: Ionenbindung (hohe EN-Differenz der Bindungspartner), Atombindung (geringe EN-Differenz) und die metallische Bindung (in Legierungen).
Beispiele:
Chlorgas, Natriumchlorid und Natrium-Kalium-Legierungen:
(Bildquelle: Eigenes Werk, ebenso die folgende Abbildung)

Atommodelle versuchen, den Aufbau der Atome zu beschreiben – die chemische Bindung zwischen ihnen wird in Bindungsmodellen beschrieben.

Hinweise:

Fachbegriffe aus den Atommodellen neben Atom, Ion und Molekül sind Elementarteilchen und Isotop:

Elementarteilchen sind Bestandteile eines Atoms (Proton p+ und Neutron n im Atomkern, Elektronen e- in der Atomhülle).

Isotope sind Atome eines Elementes (also mit gleicher Protonenzahl) aber von unterschiedlicher Neutronenzahl (also ungleicher Neutronenzahl).

Die Atomhülle ist der fast masselose Bereich des Atoms um den Atomkern. Hier halten sich die Elektronen auf (in Schalen / Orbitalen).

Fachbegriffe aus den Bindungsmodellen neben Elektronegativität und chemischer Bindung sind Orbitale und Hybridisierung.