Zwei Arten von Bindung
Aus der Mittelstufe kennst du zwei Arten, wie Atome zusammenhalten.
- Ionenbindung:Metall + Nichtmetall: Elektronen gehen über → Kationen und Anionen, z. B. \(\ce{Na+}\) und \(\ce{Cl-}\).
- Ionengitter:jedes Ion ist von entgegengesetzt geladenen Ionen umgeben — Anziehung in alle Richtungen, sehr stark.
- Verhältnisformel:NaCl, CaCl₂ nennen nur das Zahlenverhältnis der Ionen; einzelne Moleküle gibt es nicht.
- Elektronenpaarbindung:zwischen Nichtmetallatomen: gemeinsame Elektronenpaare → abgeschlossene Moleküle, z. B. \(\ce{CH4}\), \(\ce{H2O}\).
- Zwischen Molekülen:nur schwache Anziehungskräfte (genauer in Kapitel 1.3).
- Organische Stoffe:bestehen fast immer aus Molekülen.
Eigenschaften vorhersagen
Aus dem Teilchenaufbau folgen typische Stoffeigenschaften.
- Schmelztemperatur:Salze hoch — das Ionengitter muss aufbrechen. Molekülstoffe meist niedrig.
- Leitfähigkeit:Schmelze oder Lösung eines Salzes leitet: frei bewegliche Ionen. Molekülstoffe leiten nicht, fester Salzkristall auch nicht.
- Löslichkeit:viele Salze lösen sich gut in Wasser, aber nicht alle — und viele Molekülstoffe auch.
Wähle einen Stoff und tippe zuerst alle drei Eigenschaften. Erst dann startet „Versuch durchführen“ die drei Stationen und die Teilchenansicht.
Halte fest: Leitet die Schmelze, liegen Ionen vor. Eine hohe Schmelztemperatur spricht für Ionen, die Löslichkeit in Wasser entscheidet nichts.
Sicherstes Merkmal: Nur Ionenverbindungen leiten als Schmelze oder Lösung den Strom — Molekülverbindungen nicht.
Allgemeine Hinweise
Fester Salzkristall leitet nicht
Im Gitter sitzen die Ionen fest. Erst in der Schmelze oder in Lösung werden sie beweglich und tragen Strom.
Löslich heißt nicht Ionen
Zucker löst sich besser als Kochsalz, Magnesiumoxid fast gar nicht. Die Löslichkeit trennt die beiden Stoffgruppen nicht.
Formel lesen
Metall + Nichtmetall → Ionenverbindung (Verhältnisformel). Nur Nichtmetalle → Moleküle. Ausnahme: Ammoniumsalze wie NH₄Cl.