Anorganische Chemie für Dummies.pdf

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§ Bemerkung: Die Elemente 113, 115 und 117 sind heute noch nicht bekannt. Sie sind
jedoch in dieser Tabelle an ihrer erwarteten Position
Redoxreaktionen
Oxidation–Abgabe von Elektronen
Reduktion–Aufnahme von Elektronen
Oxidationsmittel–werden selbst reduziert
Reduktionsmittel–werden selbst oxidiert
Zuordnung von Oxidationszahlen
1. Die Oxidationszahl eines Elements im elementaren Zustand ist Null.
2. Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions ist gleich der Ionenladung.
3.
Die Summe aller Oxidationszahlen einer neutralen Verbindung ist gleich Null. Die
Summe aller Oxidationszahlen eines mehratomigen Ions ist gleich der Ionenladung.
4. Die Oxidationszahl von Fluor ist immer–1, die von Sauerstoff fast immer–2.
5.
Größere Verbindungen werden gedanklich in Ionen aufgeteilt. Der elektronegativere
Bindungspartner bekommt immer die Bindungselektronen zugeteilt. Bei gleichen
Atomen als Bindungspartnern erhalten beide die Hälfte der Bindungselektronen.
Säuren und Basen
Eine Säure gibt Protonen (H
+
) ab, eine Base nimmt Protonen auf.
c
H+
= Konzentration der Protonen in Lösung
pH = 1 starke Säure
pH = 7 neutrale Lösung
pH = 14 starke Base
Elektronenbesetzung
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p,
5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d
Bindungstypen
Metallbindung–zwischen Elementen mit niedriger Elektronegativität
Ionenbeziehung–zwischen Metall (niedrige Elektronegativität) und Nichtmetall (hohe
Elektronegativität)
Atombindung (kovalente
Elektronegativität)
Bindung)–zwischen
Nichtmetallen
(mittlere
bis
hohe
Elektronegativitäten der Elemente

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