Ionenbindung, Atombindung (polar/unpolar), Metallbindung, Bindung in Komplexen, intermolekulare Wechselwirkungen.
Eine Atombindung wird hauptsächlich zwischen Elementen mit ähnlicher Elektronegativität ausgebildet und ist eine gerichtete Bindung.
Der pK_w-Wert von Wasser bei 22° C liegt bei 14.
Es entsteht eine Doppelbindung.
Die Valenzelektronen verlassen die Atome und ordnen sich gasartig um die positiv geladenen Atomrümpfe an.
Die Wechselwirkungen zwischen polaren Molekülen, die ihre Partialladungen entsprechend der elektrostatischen Anziehungskraft ausrichten.
Der energetisch günstigste Bindungswinkel für Kohlenstoff liegt bei 109°.
Die Koordinationszahl gibt die Anzahl der Ionen-umgebenden gegensätzlich geladenen Ionen an.
Eine polare Atombindung entsteht, wenn Atome unterschiedlicher Elektronegativität Elektronenpaare ungleichmäßig teilen, was zu Partialladungen führt.
Fullerene sind hohle, geschlossene Moleküle aus Kohlenstoffatomen, die sich in Fünf- und Sechsecken anordnen.
Die Polarität einer Atombindung wird durch die Elektronegativitätsdifferenz der Bindungspartner bestimmt; je größer die Differenz, desto polarer ist die Bindung.
Im Ammoniakmolekül überlappen die sp3-hybridisierten Orbitale des Stickstoffs mit Wasserstoff, wobei ein freies Elektronenpaar das letzte Orbital besetzt und die Struktur beeinflusst.
Die Ionen sind fest an die Gitterplätze gebunden und nicht frei beweglich.
Die Leitfähigkeit nimmt ab, da die Gitterschwingungen größer werden und der Elektronenfluss behindert wird.
Die Elektronenkonfiguration von Kohlenstoff im Grundzustand ist 1s² 2s² 2p².
Es bildet sich eine Hydrathülle, und die Gitterkräfte werden abgeschwächt.
Die tatsächliche Form des Moleküls wird durch eine Überlagerung aller mesomeren Grenzstrukturen vermittelt.
Planar trigonal
Linear
Kationen sind positiv geladene Ionen, die Elektronen abgegeben haben.
Die Lösungsenthalpie ist die Summe der Hydratationsenthalpie und der Gitterenergie.
Das Ionenprodukt des Wassers wird durch die Eigendissoziation von Wasser bestimmt, bei der aus zwei Wassermolekülen ein Oxonium-Ion und ein Hydroxy-Ion entstehen.
Doppelbindungen, die durch Einfachbindungen getrennt sind.
Zwei freie pz-Orbitale.
Alle Kohlenstoffatome sind sp3-hybridisiert.
Mit der Zunahme der Gitterenergie steigt auch die Schmelztemperatur eines Salzes.
Freie Elektronenpaare sind Elektronenpaare, die nicht an der Bindung teilnehmen.
Durch das Teilen von Valenzelektronen in kovalenten Bindungen.
Ein Zustand, in dem ein Molekül nur durch mehrere Lewis-Formeln korrekt dargestellt werden kann, da die wahre Elektronenverteilung zwischen den Darstellungen liegt.
Ein temporärer Dipol kann induziert werden, der unpolare Moleküle anzieht.
Es kommt zur s-sp³-σ (sigma)-Bindung.
Es entsteht spontan ein Hydroxonium-Ion (H3O+), auch bekannt als Hydronium-Ion oder Oxonium-Ion.
Alle Atome streben an, 8 Außenelektronen zu erreichen, um eine stabile Elektronenkonfiguration zu haben.
Anziehungskräfte zwischen Molekülen oder Edelgasatomen, die deutlich schwächer sind als andere chemische Bindungen.
AB-Verbindungen sind Salze wie NaCl, während AB2-Verbindungen wie MgCl2 oder CuCl2 sind.
Alkane sind Verbindungen, bei denen mehrere sp³-hybridisierte Kohlenstoffatome über Einfachbindungen miteinander verknüpft sind.
Die Lage des Gleichgewichts wird mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes ermittelt, wobei Hin- und Rückreaktion gleich schnell sind und die Konzentration des Wassers als konstant angesehen wird.
sp3-Hybridisierung
Kohlenstoffnanoröhren sind mikroskopisch kleine, röhrenförmige Gebilde aus Kohlenstoff mit einer wabenartigen Struktur, die durch sp2-Hybridisierung entsteht.
Anionen sind negativ geladene Ionen, die Elektronen aufgenommen haben.
Die sp³-hybridisierten Orbitale sind nach den Ecken eines Tetraeders ausgerichtet.
Eine Säure-Base-Reaktion ist die Übertragung von Protonen (H+) zwischen den Reaktionspartnern, auch als Protolyse bezeichnet.
Gute Leitfähigkeit von elektrischem Strom und Wärme, gute Verformbarkeit und typischer metallischer Glanz.
Bindungen, bei denen Atome über mehr als ein Elektronenpaar miteinander verbunden sind.
Ionen entstehen durch die Aufnahme (Anionen) oder Abgabe (Kationen) von Elektronen.
Ein Elektron aus dem 2s-Orbital wird in das höher liegende, leere 2p-Orbital angehoben.
Die C-C-Bindungen bilden immer einen Tetraederwinkel von 109,5°.
Elektronenpaare, die nicht der Bindung zwischen den Atomen dienen.
Der Vorgang der Hybridisierung ist ein rein mathematisches Verfahren zur erleichterten Darstellung und besitzt keine physikalische Realität.
Sie können elektrischen Strom leiten.
Die stark elektronegativen Sauerstoffatome ziehen die Elektronen der O-H-Bindung an, was zu einer negativen Partialladung am Sauerstoff und einer positiven Partialladung am Wasserstoff führt. Diese positivierten Wasserstoffatome bilden Brücken mit den freien Elektronenpaaren am Sauerstoff benachbarter Wassermoleküle.
Die Verbindungen können auch unter Erwärmen nicht in Wasser gelöst werden.
Im Wassermolekül führt die Überlappung der sp3-hybridisierten Sauerstofforbitale mit Wasserstoff zu einer gewinkelten Form, die einen Dipol erzeugt.
Ohne Hybridisierung würde der Bindungswinkel bei einem CH₂-Molekül 90° betragen.
Anionen sind immer größer als ihre neutralen Atome, Kationen sind immer kleiner.
Die Brönsted-Lowry-Theorie definiert Säuren als Protonen-Donatoren und Basen als Protonen-Akzeptoren, basierend auf ihrer Funktion zur Abgabe oder Aufnahme von Protonen.
Der Bindungswinkel beträgt 107°.
Jede sp3-sp3-σ-Bindung ist gleich lang und die Bindungsenergie ist gleich groß.
Die Struktur des Methanmoleküls stimmt mit den experimentellen Daten überein und hat eine Tetraederform.
Säuren sind Wasserstoffverbindungen, die in wässriger Lösung H+-Ionen abgeben, während Basen Hydroxylgruppen besitzen und hydratisierte OH--Ionen abgeben.
Durch die Wechselwirkung mit einem permanenten Dipol, was zu einer kurzzeitigen Verschiebung der Elektronen führt.
Es entstehen vier neue, äquivalente sp³-hybridisierte Orbitale.
Die Gitterstruktur wird durch die Anordnung der Ionen nach Ladung und Größe bestimmt.
