1. Molekül
1.1. chemische Bindung zwischen Nichtmetallen
1.1.1. Lewis Formel
1.1.1.1. Strukturformel, mit der Atome und Moleküle dargestellt werden können
1.1.1.2. Besteht aus dem Elementsymbol und den Valenzelektronen als Punkte
1.1.1.2.1. Bestimmung der Anzahl der Valenzelektronen eines Atoms anhand des Periodensystems
1.1.1.3. Der Atomkern wird nicht beachtet
1.1.1.4. Die freien Elektronenpaare brauchen räumlich mehr Platz
1.2. Kugelwolkenmodell
1.2.1. Atommodell mit dem sich die Atombindung und der Molekülaufbau erklären lassen
1.2.2. Wolken = Aufenthaltsorte von Elktronen in den Schalen
1.2.2.1. 1 Wolke = Max. 2 Elektronen
1.2.2.2. ...werden erste alle 1× besetzt -> Dann doppelt
1.2.2.3. Nur die, die 1× besetzt sind können Bindungen eingehen
1.2.2.3.1. Bindung = zwei 1× besetzte Wolken überlappen -> volle Kugelwolke
1.2.2.4. ...wollen größtmöglichen Abstand zu einander
1.2.2.4.1. Elektronenpaarabstossungsmodell (EPA)
2. Edelgaskonfiguration
3. Polarität
3.1. Atome mit höhere EN -> negative Teilladung δ-
3.2. Auftritt in chemischen Verbindungen durch getrennte Ladungsschwerpunkten, entsteht durch Ladungsverschiebung zwischen Atomen unterschiedlicher Elektronegativität
3.2.1. Elektronegativität (EN)
3.2.1.1. ...gibt an, wie stark ein Atom Bindungselektronen zu sich ziehen kann
3.2.1.2. Je stärker ein Atom an den Bindungselektronen zieht und je größer somit die Elektronegativitätsdifferenz (ΔEN)...
3.2.1.2.1. ...,desto höher die Ladungsverteilung und dadurch auch die Polarität.
3.2.1.3. Atome mit niedrigere EN -> positive Teilladung δ+
3.2.1.4. ...nimmt in einer Periode von links nach rechts zu (Anziehungskraft des Kerns auf jedes Elktron nimmt zu)
3.2.1.4.1. ... nimmt in einer HG von oben nach unten ab (Abstand zwischen Aussenelektronen und Kern steigt)
3.3. ΔEN 0,5-1,7 = polare Moleküle
3.3.1. Dipol
3.3.1.1. Teilchen, die 2 entgegengesetzte Pole aufweisen. (positiv und negative geladenen Polen)
3.3.1.2. Entsteht durch die beiden Teilladungen