Klausurvorbereitung 09.03.2026

Metallbindung – Metall + Metall (Elektronengas)
Ionenbindung – Metall + Nichtmetall (Elektronenübertragung → Salze)
Elektronenpaarbindung – Nichtmetall + Nichtmetall (Elektronenteilung → Moleküle)

Ionenbindung vs. Elektronenpaarbindung

	Ionenbindung	Elektronenpaarbindung
Partner	Metall + Nichtmetall	Nichtmetall + Nichtmetall
Was passiert?	Elektronen werden übertragen	Elektronen werden geteilt
Es entstehen	Ionen (Kation⁺ + Anion⁻)	Moleküle mit geteilten e⁻-Paaren
Beispiel	NaCl (Na⁺ + Cl⁻)	H₂O (H-O-H)
ΔEN	> 1,7	0 – 1,7

Elektronegativitätsdifferenz (ΔEN) – Entscheidungshilfe

ΔEN-Wert	Bindungstyp	Eigenschaft
0 – 0,4	Unpolare Bindung	Elektronen gleichmäßig geteilt
0,4 – 1,7	Polare Bindung	Elektronen ungleichmäßig → δ+ und δ-
> 1,7	Ionenbindung	Elektronen gehen komplett über

Thema 2: Oxidationszahlen – Kurzfassung

Was ist die Oxidationszahl? Eine ausgedachte Ladung. Man tut so, als wären alle Bindungen ionisch und gibt dem elektronegativeren Atom die Elektronen.

Die wichtigsten Regeln:

Elemente (z.B. H₂, O₂, Fe, Na) → Oxidationszahl = 0
Einatomige Ionen → Oxidationszahl = Ionenladung (Na⁺ = +I, Cl⁻ = −I)
Wasserstoff → meistens +I
Sauerstoff → meistens −II
Fluor → immer −I
Summenregel: Summe aller Oxidationszahlen in einem neutralen Molekül = 0

Beispiel: NaCl

Na → gibt 1 Elektron ab → Na⁺ → Oxidationszahl: +I

Cl → nimmt 1 Elektron auf → Cl⁻ → Oxidationszahl: −I

Na → Na⁺ + e⁻ (Oxidation: Elektron abgeben)
Cl + e⁻ → Cl⁻ (Reduktion: Elektron aufnehmen)

Beispiel: H₂O

H = +I (Regel 3), O = −II (Regel 4)

Check: 2×(+I) + 1×(−II) = +2 − 2 = 0 ✓

Nomenklatur (Benennung von Verbindungen)

Vorsilben für die Anzahl der Atome:

Anzahl	1	2	3	4	5
Vorsilbe	mono	di	tri	tetra	penta

Bei Ionen mit verschiedenen Ladungen:

Cu₂S → Kupfer(I)-sulfid (Cu hat +I)
CuS → Kupfer(II)-sulfid (Cu hat +II)

Thema 3: Verhältnisformeln – Kurzfassung

Was ist eine Verhältnisformel? Die Formel eines Salzes, die angibt wie viele Kationen und Anionen man braucht, damit sich die Ladungen ausgleichen.

Anleitung: Verhältnisformel aufstellen

Ladung des Kations bestimmen (z.B. Na⁺, Ca²⁺, Al³⁺)
Ladung des Anions bestimmen (z.B. Cl⁻, O²⁻, N³⁻)
Kreuztausch: Ladungszahl des einen wird zur Anzahl des anderen
Kürzen wenn möglich

Beispiele Verhältnisformeln

Kation	Anion	Kreuztausch	Verhältnisformel
K⁺	Br⁻	1:1	KBr
Na⁺	S²⁻	2:1	Na₂S
Al³⁺	Cl⁻	1:3	AlCl₃
Ca²⁺	F⁻	1:2	CaF₂
Mg²⁺	N³⁻	3:2	Mg₃N₂
Al³⁺	O²⁻	2:3	Al₂O₃

Übung: Verbindungsnamen → Verhältnisformeln zuordnen

Verbindungsname	Deine Antwort
Natriumchlorid	?
Kaliumbromid	?
Magnesiumoxid	?
Kaliumsulfid	?
Magnesiumchlorid	?
Silbersulfid	?
Aluminiumnitrid	?
Aluminiumoxid	?
Natriumiodid	?
Eisen(II)-sulfid	?

Verbindungsname	Verhältnisformel	Erklärung
Natriumchlorid	NaCl	Na⁺ + Cl⁻ → 1:1
Kaliumbromid	KBr	K⁺ + Br⁻ → 1:1
Magnesiumoxid	MgO	Mg²⁺ + O²⁻ → 1:1
Kaliumsulfid	K₂S	K⁺ + S²⁻ → 2:1
Magnesiumchlorid	MgCl₂	Mg²⁺ + Cl⁻ → 1:2
Silbersulfid	Ag₂S	Ag⁺ + S²⁻ → 2:1
Aluminiumnitrid	AlN	Al³⁺ + N³⁻ → 1:1
Aluminiumoxid	Al₂O₃	Al³⁺ + O²⁻ → 2:3
Natriumiodid	NaI	Na⁺ + I⁻ → 1:1
Eisen(II)-sulfid	FeS	Fe²⁺ + S²⁻ → 1:1

Atomverhältnis & Massenverhältnis

Atomverhältnis: Wie viele Atome von jedem Element? Steht direkt in der Formel!

NaCl → Na : Cl = 1 : 1
H₂O → H : O = 2 : 1

Massenverhältnis: Atommasse × Anzahl

NaCl → Na(23) : Cl(35,5) = 23 : 35,5 ≈ 0,65 : 1
H₂O → H₂(2×1) : O(16) = 2 : 16 = 1 : 8

Thema 4: EPA-Modell (Molekülgeometrie)

Was ist das EPA-Modell? Das Elektronenpaarabstoßungsmodell sagt voraus, welche räumliche Form ein Molekül hat. Die Idee ist simpel:

Elektronenpaare (bindende UND freie) stoßen sich ab → sie gehen so weit wie möglich voneinander weg → daraus ergibt sich die Form!

Freie Elektronenpaare brauchen mehr Platz als bindende Paare → sie drücken die Bindungen zusammen → der Winkel wird kleiner!

Die 4 wichtigsten Formen:

↔️

Linear

180°

2 Bindungspartner, 0 freie Paare

Beispiel: CO₂ (O=C=O)

Symmetrisch → kein Dipol!

📐

Gewinkelt

~105°

2 Bindungspartner, 1-2 freie Paare

Beispiel: H₂O (105°), SO₂ (~120°)

Unsymmetrisch → Dipol!

🔺

Trigonal-pyramidal

~107°

3 Bindungspartner, 1 freies Paar

Beispiel: NH₃

Unsymmetrisch → Dipol!

💎

Tetraedrisch

109,5°

4 Bindungspartner, 0 freie Paare

Beispiel: CH₄

Symmetrisch → kein Dipol!

Molekül	Bindungspartner	Freie Paare am Zentralatom	Form	Winkel	Dipol?
CO₂	2 (O)	0	Linear	180°	Nein ✗
H₂O	2 (H)	2	Gewinkelt	105°	Ja ✓
SO₂	2 (O)	1	Gewinkelt	~120°	Ja ✓
BF₃	3 (F)	0	Trigonal-planar	120°	Nein ✗
NH₃	3 (H)	1	Pyramidal	107°	Ja ✓
CH₄	4 (H)	0	Tetraedrisch	109,5°	Nein ✗

🚨 Klausurfalle: Trigonal-planar oder Pyramidal?

Beide Formen haben 3 Bindungspartner um ein Zentralatom. Wie unterscheidest du sie?

Der einzige Unterschied ist das freie Elektronenpaar am Zentralatom!

1. Trigonal-planar (z.B. BF₃)

0 freie Paare am Zentralatom
Zentralatom hat alle Elektronen für Bindungen "verbraucht"
Das Molekül ist komplett flach (planar).

2. Pyramidal (z.B. NH₃)

1 freies Paar am Zentralatom
Das freie Paar braucht Platz und drückt die 3 Bindungen nach unten!
Aus dem flachen Dreieck wird eine 3D-Pyramide.

Symmetrische Formen (linear ohne freie Paare, trigonal-planar, tetraedrisch) → Dipole heben sich auf → kein Gesamtdipol! Unsymmetrische Formen (gewinkelt, pyramidal) → es gibt einen Dipol!

Thema 5: Lewis-Strukturen – So zeichnest du sie

Schritt-für-Schritt Anleitung:

Valenzelektronen zählen (= Hauptgruppennummer)
Beispiel H₂O: O hat 6, jedes H hat 1 → Gesamt: 6 + 2×1 = 8 Elektronen
Bindungen setzen: Jeder Strich (—) = 2 Elektronen
H—O—H → 2 Bindungen = 4 Elektronen verbraucht
Restliche Elektronen als freie Paare verteilen
8 − 4 = 4 Elektronen übrig → 2 freie Paare am O
Oktettregel prüfen: Hat jedes Atom 8 Elektronen? (H nur 2!)
O: 2 Bindungen + 2 freie Paare = 8 Elektronen ✓

Lewis-Strukturen der wichtigsten Moleküle

H₂O (Wasser)

  _
H—O—H
  ¯

2 freie Paare am O

NH₃ (Ammoniak)

  _
H—N—H
  |
  H

1 freies Paar am N

CO₂ (Kohlendioxid)

_       _
O = C = O
¯       ¯

Doppelbindungen, linear

CH₄ (Methan)

  H
  |
H—C—H
  |
  H

0 freie Paare (tetraedrisch)

Thema 6: Zwischenmolekulare Kräfte – Spickzettel

→ Ausführliche Erklärung mit allen Aufgaben: Zum vollständigen Lernzettel →

Kraft	Zwischen wem?	Stärke	Beispiel
Ion-Dipol	Ion + polares Molekül	💪💪💪 Richtig stark	NaCl in Wasser
H-Brücken	H an N/O/F + freies e⁻-Paar	💪💪 Sehr stark	H₂O, HF, NH₃
Dipol-Dipol	Polar + Polar	💪 Stark	HCl, HBr, SO₂
Debye	Polar + Unpolar	Mittel	HCl neben O₂
London	Alle (v.a. Unpolar + Unpolar)	Schwach	F₂, I₂, CH₄

London-Kräfte wirken IMMER – auch zusätzlich zu den anderen Kräften! H-Brücken gibt es NUR bei N, O, F!

🎯 Zusammenfassung: Was du können musst

Checkliste für die Klausur:

☐ Lewis-Strukturen zeichnen (Valenzelektronen zählen, Bindungen + freie Paare)
☐ EPA-Modell anwenden (Form bestimmen: linear, gewinkelt, pyramidal, tetraedrisch)
☐ Dipol bestimmen (symmetrisch → kein Dipol, unsymmetrisch → Dipol)
☐ Bindungsart einordnen (ΔEN: unpolar / polar / Ionenbindung)
☐ Oxidationszahlen berechnen (Regeln anwenden, Summe = 0)
☐ Verhältnisformeln aufstellen (Ladungsausgleich durch Kreuztausch)
☐ Zwischenmolekulare Kräfte bestimmen und Stärke einordnen
☐ Siedetemperaturen erklären mit Hilfe der zwischenmolekularen Kräfte