BOKU - Atombau und PSE

Isotope

• Elemente können aus mehreren Isotopen bestehen d.h. Atome mit gleicher Protonenzahl, aber unterschiedlichen Neutronenzahl

• Unterscheiden sich nur in Neutronen -> haben gleiche Ordnungszahl 

Was ist ein Photon?

 Lichtteilchen 
Erklärbar durch Photoeffekt (s) -> Energie d. Photonen hoch genug -> Elektronen können Austrittsarbeit überwinden und werden "emittiert" -> Effekt bzw. benötigte Energie vom jeweiligem Metall abhängig 

Spin der Elektronen - das Stern Gerlach Experiment

durch Verdampfen von Silber in einem Ofen -> Strahl von Silberatomen 
Strahl durch inhomogenes Magnetfeld in zwei Strahlen gespalten 
Silberatom -> 47e^- und 46 davon haben paarweise entgegengesetzten Spin und sind magnetisch unwirksam -> ungepaarte 47 Atom macht Silber-Atom zu einem kleinem Magneten, der im Magnetfeld abgelenkt wird 
Silberatomstrahl in zwei Teile gespaltet, weil -> Hälfte ein ungepaartes Elektron mit s=+1/2 und andere Hälfte mit s = -1/2

quantitative Analyse

= die Messung der Intensität (Anzahl d. Energiequanten) d. spezifischen Strahlung ist proportional zur Anzahl d. Atome

Ar = relative Atommasse

Verhältnis zu 1/12 der Masse ¹²₆ C 

Licht als Teilchen (Formel und Info.)

c=λ·ν [m·s-1]

λ ... Wellenlänge [nm, cm, m]

Nach 1 Schwingung ist die Welle um 1 λ weitergerückt. Sichtbares Licht: λ = ca. 400 - 800 nm
UV-Strahlung: λ = < 350 nm
gelbes Licht: λ = 580 nm

rotes Licht: λ = 700 nm

ν ... Frequenz [s-1]

Schwingungen pro Sekunde
1 Hz = 1 s-1
UV-Strahlung: ν = > 8,6 · 1014 s-1 gelbes Licht: ν = 5,2 · 1014 s-1 rotes Licht: v = 4,3 · 1014 s-1

c ... Lichtgeschwindigkeit

(Genauer c0: Das ist die Lichtgeschwindigkeit im Vakuum. In Materie ist sie kleiner.) 

v = c/𝜆            d.h.: E↑ → ν↑ → λ↓

KURZWELLIGES LICHT HAT EINE HÖHERE ENERGIE ALS LANGWELLIGES 

 

d.h.: E↑ → ν↑ → λ↓ 

die drei Regeln zur richtigen Auffüllung der Orbitale

• der energetisch günstigste Zustand bzw. das Prinzip minimaler Energie

• Pauli-Prinzip

• Hundsche Regel bzw. die maximale Anzahl von ungepaarten Elektronen mit gleichem Spin bzw. maximale Multiplizität

Grundzustand (des Elektrons vom Atom)

= energetisch tiefst möglicher Zustand - Bestezung der Elektronen nach Pauli-Prinziep
(A = Grundzustand)

-> Energie wird in Form von Energiequant(en) - Photonen abgegeben -> entsprechen exakt jenen Energiebträgen, die zur Anregung des betreffenden Elektrons notwendig waren (Resonanzbedingung) 
-> sind für Element charakteristisch und ermöglichen eine quantitative Analyse 

exakte Masse der Atome

ist immer etwas kleiner, als die berechnete Summe an Protonen, Neutronen und Elektronen

Emission

Aussendung von Energiequanten

n2 → n1

Resonanzbedingung

= Rückkehr in den Grundzustand

• Wenn ein Elektron auf das ursprüngliche Niveau zurückfällt wird wieder das exakt gleiche Energiequantum frei

Gamma - Strahlen

elektromagnetische Strahlung (Bsp. sichtbares Licht, Röntgenstrahlung) bösartig, wenn Impact Ionisierung

Licht als Teilchen oder Photon

E = h • v

h...Plank-Konstante (h = 6,626 . 10-34 J.s) 

ν .... Frequenz in Hertz (1 Hz = 1 s-1)
E... Energie eines Lichtquants 

Aufbauprinzip

1 Proton, 1 Elektron und erforderliche Neutronen werden im energetisch günstigsten Zustand zusammengefügt → Zustand mit minimaler Energie → Erzeugung vom leichtesten Atom: Wasserstoff → dann Schrittweise ein Proton und ein Elektron unter Beachtung der “drei Regeln” hinzugefügt

Hund’sche Regel

bei energiegleichen Orbitalen wird jedes Orbital zuerst nur mit einem e- besetzt

Orbitale werde so besetzt, dass eine maximale Zahl von ungeplanten Elektronen mit parallelem Spin resultiert

Pauli-Prinzip

begrenzt Anzahl d. Elektronen in den Orbitalen 
Elektronen eines Atoms müssen sich in mindestens einer der vier Quantenzahlen unterscheiden -> in jedem Orbital höchstens 2 e^- vorhanden sein
sind energetisch gleichwertig und unterscheiden sich nur in ihrem Spin

energetisch günstiger Zustand

schrittweise Auffüllung der Orbitale mit e^- 
Aufbauprinzip erfolgt nach dem Prinzip der minimalen Energie -> Orbitale werden in der Reihnfolge steigender Energie besetzt  

diamagnetische Substanz

vom Magnetfeld schwach abgestoßen 
Susbatnz diamagnetisch, wenn alle ihrer Elektronen gepaart sind 
magnetische Induktion: wenn eine Substanz in ein Magnetfeld eingebracht wird, werden in den Atomen elektrische Ströme induziert -> die damit angeregte Bewegung der Elektronen in den Atomen erzeugt ein inneres (induziertes) Magnetfeld 
Nach Lenzschen Regel: induziertes Magnetfeld immer dem äußeren Magnetfeld entgegengesetzt 

paramagnetische Substanz

wird in ein Magnetfeld hineingezogen 
ist eine Substanz in der ungepaarte Elektronen vorhanden sind 
stärke von Magnetismus hängt von Zahl d. ungepaarter Elektronen ab
Beuträge zum Paramagnetismus: Spin & Bahnbewegung 

es ist immer auch Diamagnetismus vorhanden wird durch stärkeren Paramagnetismus überlagert 

Was besagt das Pauli-Prinzip?

in einem Atom gibt es niemals zwei Elektronen, die in Bezug auf ihren Zustand vollkommen übereinstimmen -> zwei Elektronen können niemals für alle Quantenzahlen dieselben Werte besitzen 

Spinquantenzahl

• s

• zur Unterscheidung der zwei e- in einem Orbital

• Elektron ist kleiner Stabmagnet

Magnetische Quantenzahl

zur Unterscheidung der energiegleichen e^- in einer Unterschale 

Die magnetische Quantenzahl beschreibt die räumliche Orientierung energiegleicher Orbitale
Der Betrag von m kann nicht größer als l sein -> m kann aber negativ sein 

Nebenquantenzahl

l 
"Form des Orbitlas" 
s,p,d,f,
Definiert die Anzahl der Orbitale in den Unterschalen 
s,p,d,f : (=2 * / +1) ... (1,3,5,7)

Hauptquantenzahl

n 
"Schale" und mittlerer Abstand vom Atomkern 
n = 1,2,3,...
K,L,M,N...

Orbitale

= Räume in denen sich die Elektronen aufhalten 

= derjenige Raum in der Atomhülle, in dem sich ein Elektron mit bestimmter Energie mit bestimmter Wahrscheinlichkeit aufhält 
-> In d. Theorie d. Wellenmechanik wird es als dreidimensionale stehende Welle bezeichnet 

De Broglie Interpretation Energieniveau

Energieniveau ist eine stehende Welle mit Wellenlänge λ= h / m • c  

Gleichung zur Berechnung der Energie E_n die das Elektron in der n-ten Bahn besitzt 

Coulombsche Gesetz

_C= Coloumb-Kraft 





- Elektron in einem größeren Abstand vom Kern bringen -> gegen die elektrostatische Anziehungskraft Arbeit leisten -> potentielle Energie und Gesamtenergie wird größer
- Elektron aus einer Elektronenhülle eines Atoms entfernen -> einen Energiegrenzbetrag, welcher mindestens der Ionisierungsenergie entspricht, zuführen 
- Elektron außerhalb der Hülle = freies Elektron -> es besitzt nur mehr kinetische Energie 

potentielle Energie

- negatives Elektron wird vom positivem Atomkern angezogen (elektrostatisches Feld) 
- hängt vom Kernbestand r und der Ladung der beiden Teilchen ab 

kinetische Energie

 Elektronen sind immer in Bewegung 
E_kin = m • v² / 2 bzw. wirkt die Zentrifugalkraft F_z = m • v² / r

Energie eines Teilchens

Gesamtenergie = Summe seiner kinetischen Energie (E_kin) und seiner potentiellen Energie (E_pot)

Ionisierung

Energiebetrag gleich od. größer als Ionisierungsenergie ist -> Elektron jede beliebige Energiemenge aufnehmen und das Atom verlassen -> geht in freies Elektron mit bestimmtern Überschussenergie über -> Atom wurde ionisiert 

Erst Ion, wenn Ionisierungsgrenze überschritten wird 

Bohrsche Atommodell 

- mathematischer Zusammenhang zwischen Frequenzen und Wellenlängen: ν = c/λ = 3,289 • 10¹⁵ [1/2² - 1/n²]    s^-1  n =3,4,5,... (Balmerische Gleichung)
- Niels Bohr 
-> Aufbau Elektronenstruktur des Wasserstoffatoms, hat nur 1 Elektron aber im Spektrum sieht man sehr viele Linien -> obowhl im Grundzusatnd 1s¹ nur ein Elektron im 1s-Orbital befindet sind alle anderen Orbitale vorhanden 
-> Elektron kann sich nur auf bestimmten Kreisbahnen, welche konzentrisch und mit definiertem Radien um den Kern geordnet sind aufhalten kann = Schalen
-> Bezecihnung: K,L,M,N,... oder n=1,2,3,4,... 
-> Elektron auf innersten Bahn -> geringste Energie (Grundzustand) 

Spektrallinie = Rückkehr auf ein energetisch niedrigeres Nivieau wird Licht einer bestimmten Frequenz und Wellenlänge emittiert 

Jedes erlaubte Energieniveau entspricht einer bestimmten räumlichen Entfernung vom Atomkern 

thermische Anregung

Absorption

= Aufnahme v. Energiequanten 
n₁ -> n₂

angeregter Zustand

durch Zufuhr, Absorption, von (quantisierter) Energie wird das Elektron auf ein höheres, energiereicheres Energieniveau "gehoben" und das Photon wird dabei "vernichtet" 

Anregung durch Licht:   A + h • v -> A*
strahlungslos mit thermischer Energie:   A + E_kin -> A* 

Qualitativer Nachweis verschiedener Elemente mittels Flammenfärbung

Alkali-, Erdalkali und andere Elemente bei relativ niedrigen Temperaturen zu Lichtemissionen angeregt werden
Elemente senden charakteristische Linienspektren -> Intensität und Dauer der Emissionen unterschiedlich sind 

Alkalien: Na > Li > K 
Erdalkali: Sr > Ca, Br 

Energie d. Flamme bewirkt strahlungslose, thermische Anregung von VE und nachfolgende Emission von Licht .
Elektrone durch (Zusammen)Stöße von Na-Atomen mit ernergiereichen Teilchen d. Flamme auf höhere Energieniveaus angehoben -> E_kin auf Elektronen übertragen 

Beim Zurückfallen auf ursprüngliches Energieniveau -> Energie in Form v. elektromagnetischer Strahlung (Licht = h • v)  abgegeben (ΔE = E1 - E0 = h • v_em) 

Valenzelektronen

= äußersten Elektronen eines Elements 
können bei Nebengruppenelementen aus verschiedenen Orbitalen stammen 
äußerste Schale = Valenzschale 
VE am schlechteseten gebunden -> am leichtesten anregbar 

VE hauptsächlich für chemische Eigenschaften der einzelnen Elemente verantwortlich 
   => Elemente einer Gruppe des PSE in den chemischen Eigenschaften einander ähnlich 

Emissionslinien

= diskontinuierliches Linienspektrum 

Glühende Gase und Dämpfe d. chemischen Elemente senden Licht ganz bestimmter Frequenzen aus, die für betreffende Elemente charakteristisch sind 
Nach spektraler Zerlegung durch ein Prisma können Emissionslinien erkannt werden


 

Kontinuierliches Spektrum

Feste Stoffe senden beim Glühen ein kontinuierliches Spektrum aus 
spektrales Zerlegen -> man sieht kontinuierlich alle Farben d.h. Frequenzen von infrarotem (IR) über sichtbares (VIS (visible)) bis zu ultraviolettem (UV) Licht 
keine einzelnen Linien oder banden erkennbar 

submikroskopischer Vorgang

auf atomarer bzw. molekularar Ebene
z.B. Absorption von Energie in Form von Wärme auf der Ebene der Atomorbitale -> Elektronen auf höheres Energieniveau gehoben -> bei Rückkehr aus angeregtem Zustand in Grundzustand wird aufgenommene Energie in Form v. Licht(quanten) abgegeben 

makroskopische Vorgang

statisch gemitteltes Ergebnis der vielen beteiligten Teilchen 
z.B. man sieht, dass Dämpfe eine Flamme färben 

Einführung in Spektroskopie und Atomspektren

in natur unter "normalen Umständen" praktisch keine freien Atome 
Nur durch Energiezufuhr aus Atomverband freie Atome erzeugt werden 
Betrachtung von Atomspektren üblicherweise von Atomen im Grundzustand aus 

Symbole für Lichtteilchen

h • v
E = h • v 
E = (h • c ) / λ 

Dualismus des Lichts

Elektromagnetische Strahlung ("Licht") hat sowhol Teilchen- als auch Welleneigenschaften 
-> bei manchen Experimenten verhaltet es sich wie ein Teilchen, bei anderen wie eine Welle 

Durchdringungsvermögen durch Materie

nimmt mit abnehmender Masse d.h., von Alpha, nach Beta nach Gamma zu 

=> Von Alpha nach Beta nach Gamma nimmt die Masse ab und daher das Durchdringungsvermögen zu 

Alpha Strahlen

Teilchen, doppelt geladene ⁴₂He²⁺ Kernen 

Radioaktivität Definition

Zerfall von instabilen Atomen unter Abgabe von radioaktiver Strahlung und Bildung von stabileren Atomen 

mittlere (durchschnittliche) relative Atommasse =

= gerichteter Mittelwert aus der Masse d. Isotope

berechnet sich aus der Masse der natürlichen Häufigkeit der einzelnen Isotope

Massenspektrometer

Isotope über räumlichen od. zeitliche Trennung unterschieden werden 

Bestimmung: Verhältnis von Masse zu Ladung eines Ions -> beruht auf Trennung in elektromagnetischen Feldern, über die ungeladene Teilchen nicht beeinflusst werden können 

Bestimmung: relative Masse und Häufigkeit d. Atome 
-> Isotopenanteile/-verhältnisse von Elementen bestimmen 

chemische Eigenschaften - Isotope

werden von VE bestimmt

unterschiedliche Masse d. Isotope eines Elements, also unterschiedliche Anzahl neutraler Kernteilchen -> untergeordneten Bedeutung => Isotopengemische in der Natur nicht unterschieden 

Ion

positiv (Kation) od Negativ (Anion) 
prinzipiell Unterscheidung: Atomionen, Molekülionen und Radikalion (einzelnes ungepaartes (freies) e-)

Element

besteht aus Atomen gleicher Kernladungszahl (Ordnungszahl); Zahl d. Protone = Zahl d. Elektronen (d.h. Teilchen ist ungeladen)

Nukleonenzahl (=Massenzahl)

= A 
A= ∑(p⁺ + n)
A = Protonenzahl + Neutronenzahl = Z + Zahl d. Neutronen 

A -> Kennziffer nicht Masse, da Anzahl d. Nukleone = Kernteilchen 

Kernladungszahl

= Z

entspricht Anzahl d. Protonen und Anzahl d. Elektronen → man betrachtet ungeladene Atome

mittlere relative Atommassen Ar

ergibt sich aus Isotopen und ihrer relativen Häufigkeit

Atomsorten

Mehrzahl d. Elemente besteht aus verschiedenen Atomsorten

Unterscheiden sich in Anzahl d. Neutronen

Atomsorten = Isotope eines Elementes

Ladung Atom

- immer ungeladen 
- Anzahl von Protonen muss immer gleich d. Anzahl d. Elektronen sein 
- Verschiedene Elemente unterscheiden sich in d. Anzahl d. Elektronen und Protonen 

Massendefekt

= Masse die der Bindungsenergie des Atomkerns (Kernbindungsenergie) entspricht 

N_A

Avogadro-Konstante = 6,02214076 • 10²³ Teilchen mol^-1

1mol

= Stoffmenge die aus 6,02214076 • 10^23 Teilchen besteht 

1u

1/12m (¹²₆C ) = 1u
<-> 
¹²₆C = 12u

Was wird für die Definition der Atommasseneinheit benutzt

¹²₆C von Kohlenstoff

Dichte Atomkerne

10^12g cm^-3= 1 Million Tonnen cm^-3

Aufbau d. Atome

- Kernbausteine, Elektrone 
- Atomkern und Elektronenhülle

chemische Reaktion

Atome nie zerstört oder ineinander umgewandelt 
-> es findet eine Stoffumwandlung statt: Atome werden miteinander verbunden oder voneinander getrennt es bilden sich neue Substanzen 

Verbindungen

- resultiert aus Verknüpfungen von Atomen v. zwei oder mehr unterschiedlichen Elementen 
- Atome immer in festem Mengenverhältnis miteinander verknüpft
- wird bei Eingehen einer chemischen Reaktion in eine andere Verbidnung/Stoff umgewandelt

welche Schalen sind stabiler

halbbesetzte

Kationradien

- kleiner als die zugehörigen Atomradien 
- in Reihe Na⁺ , Mg²⁺ , Al³⁺ -> Abnahme mit steigender Kernladung

Ionisierungsenergie - Metallcharakter

niedrigste Ionisierungsenergie

Alkalimetall Cäsium (Cs)
hat den stärksten ausgeprägten Metallcharakter 

Elektronegativität Definition

Ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, innerhalb einer Bindung Elektronen an sich zu ziehen 

Änderung der Polarität der Bindungen innerhalb einer Gruppe des PSE

F ist am elektronegativsten, es folgen Cl, Br, l 

-> bedeuted, dass die Elektronen um Atomkern des H-Atoms in HF seltener anzutreffen sind als z.B. um den Atomkern des das H-Atoms in HCl
-> Umgekehrt sind Elektronen um das F-Atom in HF öfter anzutreffen, als um das Cl-Atom in HCl 

Übersicht Eigenschaften der Hauptgruppenelemente

Energie innerhalb einer Schale

s < p < d < f

wovon hängt die Energie der e- ab

Hauptquantenzahl, Nebenquantenzahl 

es gibgt keine Standardabfolge für die Energie der Orbitale

Einteilung des PSE

chemische Eigenschaften von Nebengruppenelemente

hängt von äußeren zwei Schalen ab

chemische Eigenschaften - f-Block Elemente

hängt von den äußersten drei Schalen ab 

Bezeichnung der Hauptgruppen des PSE

Atomradien

2 Atome eines Elements -> kovalente Bindung -> Kovalenzradius d. Atome über Bindungslänge bestimmt werden 
Kovalenzradius entspricht Hälfte der Bindungslänge zwischen den Atomen 

PSE -> verdetlich den Verlauf der Atomgrößen bzw. Kovalenzradien in den Gruppen (senkrecht) und Perioden (waagrecht) 

Atomradius - Atomgröße in einer Gruppe

Innerhalb einer Gruppe (von oben nach unten) nimmt Atomgröße mit steigender Ordnungszahl zu 
-> es werden laufend neue Orbitale bestezt bzw. e^- kommen dazu 
-> steigende Kernladungszahl sollte eigentlich eine stärkere Anziehung d. e^- und somit Verkleinerung d. Radius bewirken => wird durch Abschirmung des Kerns durch die inneren Elektronen und Verminderung der Anzeihungskraft stark reduziert  

Atomradius - Atomgrgröße in einer Periode 

Innerhalb einer Periode nehmen Kovalenzradien (von links nach rechts) bei den Hauptgruppenelementen ab -> Schale wird gefüllt und es kommen keine neuen Orbitale hinzu -> eine zunehmende Kernladung eine stärkere Anziehung d. Elektronenwolke verursacht  

Atomradius Nebengruppenelemente

inner Orbitale bzw. Schalen werden befüllt
-> innerhalb einer Periode nur zu einer geringen Abnahme bzw. bei starker Abschirmung zu einer Zunahme 

Anionradien

größer als entsprechende Atomradien in der Reihe P^3- , S^2- , Cl^- Abnahme mit steigender Kernladung 

positive Ionen (Kationen) sind kleiner als Atome

Negative Ione (Anione) sind größer als entsprechende Atome

Was zeigt die Ionisierungsenergie

Welche chemischen Elemente leicht (also unter geringem Energieaufwand) positive Ionen bilden (auch: Metallcharakter) 

Ionisierungsenergie

nimmt von links nach rechts und von oben nach unten ab -> PSE
Edelgase haben höchste Ionisierungsenergie

Wovon ist ∆H_A abhängig 

1. effektiver Kernladung (innerhalb einer Periode steigt die Elektronenaffinität

∆HA -Werte zunehmend negativ)
2. Atomgröße (Elektronenaffinität sinkt mit steigendem Radius innerhalb der Gruppe) 

3. Elektronenkonfiguration 

Elektronegativität

- qualititavie Betrachtungen von chemischen Bindungen wichtig 
- EN IST KEINE ENERGIE 
- EN-Werte können nicht gemessen werden
- Maß für Fähigkeit eines Atoms, die Elektronen innerhalb einer Bindung an sich zu ziehen 

- Flour Element mit der höchsten EN -> 4
- Sauerstoff hat zweithöchste EN 
- Alkalimetalle haben niedrigsten EN 

- relativen EN Werte für Bestimmung d. OX-Zahlen, abhängig von:
1) Kernladung (innerhalb einer Periode steigen die EN-Werte)
2) Atomgröße (innerhalb einer Gruppe sinkt die EN mit steigendem Radius aufgrund der zunehmenden Abschirmung)

- Generell: EN zeigt im PSE die gleiche Abhängigkeit wie der Nichtmetallcharakter und die Ionisierungsenergie 

Faustregel EN

Unterschied der rel. EN - Werte der beiden Bindungspartner 

∆EN > 2, dann Ionenbindung 

Abbildung allgemeine Beziehung zwischen der Stellung der Elemente im Periodensystem und ihrer Reaktivität und Elektronegativität

polarisierte Atombindung

Dipol

durch räumliche Anordnung zweier einander entgegengesetzter Ladungen bildet sich ein Dipol aus 

Wann ist eine chemische Bindung polarisiert (!)

- Prinzipiell, wenn verschiedene Atome aneinandergebunden sind 
- nur bei gleichen Atomen (d.h. bei einem chemischen Element, z.B. H₂) ist die Bindung (gar) nicht polarisiert 

neg. Partialladung

ist am F-Atom am größten 
Schreibweise der Polarisierung immer die gleiche, es handelt sich nur um eine qualitative Betrachtung 

Was geben δ-- und δ + an?

 geben an, dass eine Bindung polarisiert ist
- Angabe an welchem Atom si ch negative und positive Partialladung befindet
- Beim anschreiben von Partialladungen ist nicht zu erkennen, in welchem Molekül die Partialladung stärker/schwächer ist -> nur aus EN 

Eigenschaften Hauptgruppenelemente -> Metalle

Verbindung mit NM -> praktisch immer Salze NIE MOLEKÜLE
MeOH sind Salze und bilden im Wasser Me⁺ und OH^- => reagieren in Wasser basisch

 Eigenschaften Hauptgruppenelemente - Nichtmetalle 

Binäre Verbindungen mit H

• „binär“: zwei Elemente

• HCl „Chlorwasserstoff“ ist bei Raumtemperatur (25 °C) ein Gas HCl(g)

  Leitet man es in Wasser ein, so reagiert es und es bildet sich „Salzsäure“

  HCl(g) + H2O → H3O+ + Cl- Molekül Kation + Anion

  Chlorwasserstoff + H2O → (Salzsäure)

• weitere binäre Verbindungen von Nichtmetallen mit H:
  NH3: bei Raumtemperatur ein Gas NH3(g) – „Ammoniak–Gas“ (PH3 ist nicht wichtig für uns)

  Oxide und Hydroxoverbindungen reagieren in Wasser sauer.
  (Hydroxoverbindungen werden im Mortimer als Oxo-Verbindungen bzw. Oxo-Säuren

  bezeichnet)

  • Oxide z.B. SO3, CO2 (binäre Verbindungen z.B. eines NMe mit Sauerstoff)

  • Hydroxogruppe: -OH, Oxo-Gruppe: =O

  • Hydroxo-Verbindungen: -OH; z.B. H2SO4; H2CO3

    reagieren in Wasser sauer: H3O+ wird gebildet 

Beim Spalten der Bindung zwischen O und H verbleiben beide Elektronen beim O. Das O-Atom hat dann „ein Elektron zu viel“ und ist daher negativ geladen. Das H-Atom hat „ein Elektron zu wenig“ und ist daher positiv geladen. Es bildet „ein nacktes Proton“, H+, welches mit einem H2O-Molekül zu H3O+ reagiert.