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Moleküle = Verbindungen by Mind Map: Moleküle = Verbindungen
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Moleküle = Verbindungen

unpolare Bindungen

positiver und negativer Ladungsschwerpunkt sind auf gleicher Stelle

Differenz der Elektronegativität = <0,7

Elektronenpaarbindungen

Einfachbindung

Doppelbindung

Dreifachbindung

Salze / Ionenbindungen

aus Ionen aufgebaute Metall/Nichtmetallverbindungen

Metallionen positiv geladen

Nichtmetallionen negativ geladen

Zwischenmolekulare Anziehungskräfte

Van der Waals-Kräfte

elektronische Anziehungskräfte zwischen induzierten, temporären Dipolen

Van der Waals-Kräfte nehmen zu mit steigender Elektronenzahle (≈Molmasse) und Oberfläche

Dipol-Dipol-Kräfte

Kräfte zwischen permantenten Dipolen

10x stärker als bei van der Waals-Kräfte

Wasserstoffbrücken

Anziehungskräfte zwischen H-Atomen und freien Elektronenpaaren stark elektronegativer Elemente

10x stärker als Dipol-Dipol-Kräfte

polare Bindungen

positiver und negativer Ladungsschwerpunkt sind nicht auf gleicher Stelle

Differenz der Elektronegativität: 0,7 - 1,7

Elektronegativität

relatives Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer chemischen Bindung Elektronenpaare an sich zu ziehnen

nimmt im Periodensystem von oben nach unten ab, von links nach rechts zu (Ausnahme: Edelgase)

Gitterenergie

Energie, die man braucht, um ein Molekül zu zerstören.

Energie, die freigesetzt wird, wenn sich die Atome, Moleküle oder Ionen aus unterschiedlicher Entfernung (Gaszustand) zu einem Kristallgitter zusammenfinden.

Je höher die Gitterenergie und damit die Festigkeit der Stoffes, desto höher ist der Schmelzpunkt des Salzes.

Je kleiner die Ionen sind, d.h. je kleiner der Abstand zwischen den Ladungsschwerpunkten der Ionen im Kristall ist, desto größer ist die Anziehungskraft zwischen den Ionen und damit die Gitterenergie.

Beispiele

Wasser

Wasserstoffbrücken

Dichteanomalie

polare Bindung

H₂

Elektronenpaarbindung