Nichtmetalle & Bindung - Chemie Lernzettel

1. Eigenschaften der Nichtmetalle

Haben meist eine hohe Elektronegativität.
Nehmen Elektronen auf oder teilen sie, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen.
Leiten Strom und Wärme meist schlecht (Isolatoren), außer Graphit.
Bilden untereinander Elektronenpaarbindungen (Atombindungen).

2. Die Oktettregel

Atome streben danach, ihre Außenschale voll zu besetzen (Edelgaskonfiguration). Für die meisten Hauptgruppenelemente bedeutet das: 8 Valenzelektronen (Oktett).

Ausnahme: Wasserstoff und Helium genügen 2 Elektronen (Duplett).

3. Elektronenpaarbindung (Kovalente Bindung)

Nichtmetalle geben keine Elektronen ab (wie Metalle), sondern teilen sie sich. Durch das Teilen von Elektronenpaaren können beide Partner so tun, als gehörten die Elektronen ihnen, und erreichen so die begehrte Edelgaskonfiguration (volle Schale).

Wie "berechnet" man die Bindungen? (Der Rechenweg)

Man kann logisch herleiten, wie viele Bindungen ein Atom eingehen muss:

Formel: Benötigte Elektronen (8) - Vorhandene Valenzelektronen = Anzahl der Bindungen

Beispiel 1: Chlor-Molekül (Cl₂)

Chlor steht in der 7. Hauptgruppe -> hat 7 Valenzelektronen.
Es möchte 8 haben (Oktettregel).
Rechnung für Bindungen: 8 (Ziel) - 7 (Ist) = 1 Bindung nötig.
Woher kommen die 3 freien Paare?
Jedes Chlor-Atom startet mit 7 Elektronen.
1 Elektron wird für die Bindung benutzt.
7 - 1 = 6 Elektronen bleiben übrig.
Diese 6 Elektronen bilden Paare: 6 ÷ 2 = 3 freie Elektronenpaare.
Ergebnis: |Cl — Cl| (Der Strich in der Mitte ist das bindende Paar, die Striche oben/unten/außen sind die freien Paare).

Beispiel 2: Sauerstoff-Molekül (O₂)

Sauerstoff steht in der 6. Hauptgruppe -> hat 6 Valenzelektronen.
Es möchte 8 haben.
Rechnung: 8 (Ziel) - 6 (Ist) = 2 Bindungen nötig.
Ergebnis: Die Atome teilen sich 2 Paare -> Doppelbindung.
⟨O = O⟩

Beispiel 3: Stickstoff-Molekül (N₂)

Stickstoff steht in der 5. Hauptgruppe -> hat 5 Valenzelektronen.
Es möchte 8 haben.
Rechnung: 8 - 5 = 3 Bindungen nötig.
Ergebnis: Dreifachbindung.
|N ≡ N|

Beispiel 4: Wasser (H₂O)

Sauerstoff (O): 6 Valenzelektronen. Braucht 8 - 6 = 2 Bindungen.
Wasserstoff (H): 1 Valenzelektron. Braucht 2 (Duplett) - 1 = 1 Bindung.
Lösung: Ein Sauerstoff-Atom schnappt sich zwei Wasserstoff-Atome, um seine 2 fehlenden Bindungen zu füllen.
Struktur: H — O — H (gewinkelt).

💡 Der "Punkte-Trick" (Wenn du nicht rechnen willst)

Vergiss die Formeln. Mach es einfach visuell:

Punkte malen: Schau ins Periodensystem. Welche Hauptgruppe?
Beispiel Chlor (7. HG): Mal 7 Punkte um das "Cl".
Händchen halten (Bindung): Die Atome wollen sich verbinden. Nimm von jedem Atom einen Punkt und verbinde sie zu einem Strich in der Mitte.
Jetzt sind bei Chlor noch 6 Punkte übrig.
Aufräumen (Freie Paare): Elektronen sind nicht gern allein. Verbinde immer zwei übrige Punkte zu einem Strich.
6 Punkte ÷ 2 = 3 Striche.

Ergebnis: Ein Strich zur Verbindung in der Mitte, und 3 Striche außen rum.

Lewis-Schreibweise (Strukturformel)

Punkte symbolisieren einzelne Valenzelektronen, Striche symbolisieren Elektronenpaare (bindende oder freie).

4. Elektronegativität (EN) & Polarität

Die Elektronegativität ist ein Maß dafür, wie stark ein Atom Bindungselektronen anzieht.

Unpolare Bindung (ΔEN ≈ 0): Elektronen werden gleichmäßig geteilt (z.B. H-H, Cl-Cl).
Polare Bindung (ΔEN > 0,5): Das elektronegativere Atom zieht die Elektronen stärker an und erhält eine negative Teilladung (δ-), das andere eine positive (δ+).
Ionenbindung (ΔEN > 1,7): Elektronen gehen vollständig über (Salze).

Beispiel HCl: Chlor (EN=3.0) zieht stärker als Wasserstoff (EN=2.1). Das Elektronenpaar liegt näher beim Chlor. HCl ist ein Dipol.