Big Bang HTL 2, Schulbuch

56 Bereich Grundlagen der Chemie (II. Jahrgang, 3. Semester) Diese Packs sind natürlich nur 1x ver- wendbar, aber man muss sie nicht schon vor der Verwendung kühl oder warm lagern und sie können daher bequem z. B. auf Wanderungen mitgenommen werden. ( F34 ) Elektrische Leitfähigkeit: Salze leiten den elektrischen Strom nur in wässriger Lösung oder in geschmolzenem Zustand . Wir erinnern uns: Um Strom leiten zu können, benötigt man frei bewegliche ge- ladene Teilchen. ( F33 ) Die Ionen im Salz sind geladene Teilchen. Im festen Zustand sind sie aber nicht beweglich, daher leiten Salze in festem Zustand nicht den elektrischen Strom. In Lösung zerfällt ein Salz in seine Ionen (es disso- ziiert), NaCl dissoziiert z. B. in Na + und Cl – -Ionen. Diese Ionen sind frei beweglich und machen das Salz zu einem Strom- Leiter. Auch als Schmelze ist Stromleitung möglich, denn auch hier wurde das Gitter aufgebrochen und die Ionen sind frei beweglich. Zusammenfassung Das Ionengitter bewirkt im Allgemeinen gute Wasserlös- lichkeit, hohe Schmelzpunkte und eine gute Spaltbarkeit. Elektrische Leitfähigkeit zeigen Salze nur in Lösung und Schmelze. 4.5 Durch Pärchenbildung zum Molekül Die Atombindung Die Stoffgruppe der molekularen Stoffe (die mit Atombin- dung) ist die verschiedenartigste Gruppe. Trotzdem ist das Bauprinzip der Bindung recht einfach. In diesem großen Kapitel erfahren wir, wie die Verschiedenheiten in den Eigenschaften zustande kommen. Abb. 4.20: Kältekissen (Cool-Pack) Z Eigenschaften von Salzen Erkläre das unterschiedliche Verhalten von Metall und Salz bei mechanischer Krafteinwirkung. L Ermittle Formel und Namen des entstehenden Salzes aus den Elementen Al und F. Wird bei der Bildungs- reaktion Energie frei oder benötigt? Warum? L Erkläre den Vorgang der Hydratisierung. L Erläutere die Vorgänge beim Benutzen eines Ein- mal-Coolpacks. Benutze die Begriffe Hydratisierung- senergie und Gitterenergie. L 4.4.3 F36 A1 F37 A1 F38 A1 F39 C2 4.5.1 Grundlagen Im ersten Abschnitt geht es darum zu erkennen, welche Atome sich mit wie vielen anderen Atomen zu Molekülen verbinden. Wir werden kennenlernen, wie man Molekül- formeln aufschreibt und wie Moleküle räumlich aufgebaut sind. Eine Atombindung entsteht grundsätzlich zwischen Nicht- metallatomen. Sie heißt auch Elektronenpaarbindung oder kovalente Bindung . Wir nehmen gleich ein konkretes Beispiel und sehen uns 2 Chloratome an: Jedes Chloratom besitzt 17 Elektronen, davon sind 7 Valenz­ elektronen, d. h. es fehlt jeweils 1 Elektron auf Edelgaskonfi- guration ( F40 ). Im Folgenden werden nur mehr die Valenzelektronen be- trachtet, denn nur sie bewirken die Bindung. Anstatt jetzt dem Partner einfach ein e – wegzunehmen (wie bei der Ionenbindung), schlagen Nichtmetalle einen kollegialeren Weg ein: sie teilen sich die benötigte Anzahl an Elektronen, was in diesem Fall heißt: sie benutzen sie gemeinsam. Dazu müssen sich die Atome sehr nahe kommen, denn aus zwei einfach besetzten Atomorbitalen bildet sich ein ge- meinsames doppelt besetztes Molekülorbital. Nun hat jedes Chloratom 7 ursprünglich „eigene“ Valenze- lektronen, plus wechselseitig Zugriff auf 1 Valenzelektron des Partners (8 = Edelgaszustand). Es ergibt sich ein ge- meinsames Elektronenpaar , welches die Atome zu einem Molekül zusammenschließt. Deshalb heißt diese Art der Bindung auch Elektronenpaar- bindung . Es entstehen also keine riesigen Gitter wie bei Ionen- und Metallbindung, sondern kleine, abgeschlossene Einheiten, die Moleküle . Wie viele Valenzelektronen besitzt ein Chlor-Atom? Wie viele hätte es gerne? F40 Abb. 4.21: Cl-Atome im theoretischen „Anfangszustand“ Abb. 4.22: Chlormolekül aus 2 Chloratomen, dargestellt sind nur die Valenzelektronen Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv