Moleküle = Verbindungen

1. Zwischenmolekulare Anziehungskräfte

1.1. Van der Waals-Kräfte

1.1.1. elektronische Anziehungskräfte zwischen induzierten, temporären Dipolen

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

1.2. Dipol-Dipol-Kräfte

1.2.1. Kräfte zwischen permantenten Dipolen

1.2.2. 10x stärker als bei van der Waals-Kräfte

1.3. Wasserstoffbrücken

1.3.1. Anziehungskräfte zwischen H-Atomen und freien Elektronenpaaren stark elektronegativer Elemente

1.3.2. 10x stärker als Dipol-Dipol-Kräfte

2. Elektronegativität

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

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

3. Gitterenergie

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

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

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

3.4. 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.

4. unpolare Bindungen

4.1. positiver und negativer Ladungsschwerpunkt sind auf gleicher Stelle

4.2. Differenz der Elektronegativität = <0,7

5. Elektronenpaarbindungen

5.1. Einfachbindung

5.2. Doppelbindung

5.3. Dreifachbindung

6. Salze / Ionenbindungen

6.1. aus Ionen aufgebaute Metall/Nichtmetallverbindungen

6.2. Metallionen positiv geladen

6.3. Nichtmetallionen negativ geladen

7. polare Bindungen

7.1. positiver und negativer Ladungsschwerpunkt sind nicht auf gleicher Stelle

7.2. Differenz der Elektronegativität: 0,7 - 1,7

8. Beispiele

8.1. Wasser

8.1.1. Wasserstoffbrücken

8.1.2. Dichteanomalie

8.1.3. polare Bindung

8.2. H₂

8.2.1. Elektronenpaarbindung