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6) Atome und Bindungen

30) Atome weisen im Kern neutrale Teilchen auf (Neutronen, Symbol: n) sowie positiv geladene Teilchen, die Protonen (Symbol: p⁺). In der Atomhülle befinden sich negativ geladene Elektronen (Symbol: e^-, im Vergleich zum Atomkern fast masselos; Rutherford‘sches Atommodell).

31) Die Elektronen befinden sich in der Atomhülle auf verschiedenen Bahnen (Umlaufbahnen, von innen nach außen mit K, L, M, N, … bezeichnet; Bohr’sches Atommodell, inzwischen „überholt“).

32) Metalle sind Elemente. Sie sind allesamt Stoffe a) mit hoher elektrischer Leitfähigkeit, b) verformbar, c) glänzend und d) sehr gute Wärmeleiter, weil ihre Atome wenig Außenelektronen haben (und diese sind recht „locker“ an den Kern gebunden und daher frei beweglich).

33) Neutrale Atome haben immer gleiche Protonen- und Elektronenzahlen (Ihre Neutronenzahl berechnet sich aus der Differenz der relativen Atommasse zur Ordnungs- bzw. Protonenzahl). Ionen sind elektrisch geladene Atome: Die Anzahl ihrer Elektronen entspricht nicht der Anzahl der Protonen im Kern.

34) Ionen sind elektrisch geladene Atome oder Atomverbände (Kationen positiv, Elektronenzahl ist kleiner als die Anzahl der Protonen im Atomkern; Anionen negativ, Elektronenzahl ist größer als die Anzahl der Protonen). Beispiele für Ionen: Mg²⁺, Cl^-, S^2-, Al³⁺, SO₄^2-, CH₃COO^-

35) Im Periodensystem der Elemente (PSE) sind die Atome in der Reihenfolge ihrer Protonenzahl (im Kern) angeordnet. Nach jedem Edelgasatom (volle Außenschale) beginnt eine neue Zeile (Periode), da das Atom eine Schale hinzubekommt (Bohr’sches Atommodell). Atome von Elementen, die in einer Spalte (Hauptgruppe) untereinander stehen, weisen daher die gleiche Anzahl von Außenelektronen auf.

36) Edelgaskonfiguration: Alle Atome streben bei chemischen Reaktionen in ihrer Hülle eine volle Außenschale an (mit 2 bzw. 8 Außenelektronen). Beispiel: Die Edelgasatome (Elemente der 8. Hauptgruppe im Periodensystem) haben stets 8 Außenelektronen (Ausnahme: Helium). Die Atome der 7. Hauptgruppe (Halogen-Atome) haben 7 Außenelektronen. Sie sind daher bestrebt, bei chemischen Reaktionen noch je ein Elektron aufzunehmen. Cl + e^- → Cl^-

37) Atome verbinden sich mit anderen Atomen über die Außenelektronen in ihrer Atomhülle (Vgl. Merksatz 17+18, Atomverbände).

38) Metallatome reagieren mit Nichtmetallatomen, indem sie Elektronen an diese abgeben (Elektronenübertragung, Redoxreaktion), sie werden durch die Ladungstrennung elektrisch positiv geladen (Ionenbildung durch Oxidation = Elektronenabgabe), Beispiel: Mg → Mg²⁺ + 2 e^-

39) Nichtmetallatome reagieren mit Metallatomen, indem sie bei chem. Reaktionen von ihnen Elektronen aufnehmen (Bildung der Anionen durch Reduktion = Elektronenaufnahme). Anders ausgedrückt: Verbindungen aus Metallatomen mit Nichtmetallatomen entstehen, indem Metallatome ihre Außenelektronen an Nichtmetallatome abgeben (Vgl. Merksatz 23+24, Ionenbindung), es entstehen salzartige Verbindungen (Ionenbindungen).

40) Salze sind allesamt ionische Verbindungen: Sie sind a) spröde (brüchig), b) weisen sehr hohe Schmelzpunkte auf und sind c) nur in Lösung oder Schmelze elektrisch leitfähig. Der Grund für ihre Eigenschaften liegt darin, dass sie aus Kationen und Anionen bestehen, die sich elektrisch anziehen und unter Abgabe von Energie zu Ionenkristallen vereinigen. Beispiele: Kochsalz NaCl, Magnesiumchlorid MgCl₂ Reaktionsbeispiel: Chlorgas reagiert mit dem Metall Natrium, indem jedes Na-Atom sein Außenelektron an ein Chloratom abgibt: Reaktionsverlauf: Na → Na⁺ + e^- (Oxidation, Kation entsteht), Cl + e^- → Cl^- (Reduktion, Anion entsteht) Na + Cl → Na⁺ + Cl^- (Redox, NaCl-Kristall entsteht) auch als: Na + Cl → Na⁺ + :Cl^- (Punkt = einzelnes Valenzelektron)

41) Nichtmetallatome reagieren untereinander so, dass sie danach ihre Außenelektronen gemeinsam als bindende Elektronenpaare (Elektronenpaarbindung EPB, auch: „Atombindung“) nutzen, denn die Nichtmetallatome streben dabei eine Edelgaskonfiguration an (maximal 4 Elektronenpaare, d.h. volle Außenschale mit 2 bzw. 8 Elektronen, vgl. Merksatz 36). Beispiel: Cl + e^- → Cl^- (Chlorid-Anion) Weiteres Beispiel: Zwei Wasserstoffatome H vereinigen sich zu einem Wasserstoffmolekül H₂, indem sie ihre beiden Elektronen gemeinsam benutzen (bindendes Elektronenpaar): H + H → H₂ bzw.: H + H → H – H (bzw. H₂) (Punkt = einzelnes Valenzelektron, Bindestrich = bindendes Elektronenpaar). Abbildung: H₂-Molekül (Bildquelle: https://de.wikibooks.org/wiki/Datei:Schema_Wasserstoffmolek%C3%BCl.svg , gemeinfrei)

42) Moleküle sind elektrisch neutrale Atomverbände. Die Atome sind über bindende Elektronenpaare miteinander verbunden.

43) Molekulare Verbindungen sind allesamt elektrische Nichtleiter (Isolatoren). Verbindungen mit kleinen Molekülen sind flüchtig (niedriger Siedepunkt), Verbindungen mit sehr großen Molekülen kunststoff- oder diamantartig (zersetzlich oder hoher Schmelzpunkt).

44) Moleküle können unpolar sein (gleiche Aufteilung des bindenden Elektronenpaares auf beide Bindungspartner) oder polar (ungleiche Aufteilung, Ausbildung von Plus- und Minuspol, so dass das Molekül zum Dipol wird; Folge: höhere Anziehungskräfte zwischen den Molekülen, somit z.B. höhere Schmelz- und Siedetemperaturen). Beispiele: Die Moleküle von Wasserstoff, Chlor und Methangas sind unpolar (gleiche Bindungspartner / symmetrischer Aufbau). Cl∙+ ∙Cl → Cl-Cl (Chlormolekül) Methangasmolekül: CH₄ :

Die Moleküle von Chlorwasserstoffgas und Wasser sind polar (Chlor- und Sauerstoffatom ziehen das bindende Elektronenpaar stärker an als die Wasserstoffatome): Wasser H₂O: H – O – H

Bildquellen: HCl-Bildung: Von Sundance Raphael 16:18, 16. Nov. 2006 (CET) - "own work", https://de.wikibooks.org/w/index.php?curid=34621, Sauerstoffmolekül: https://de.wikibooks.org/wiki/Datei:Sauerstoff_Elektronenschreibweise.svg, Chlormolekül: https://de.wikibooks.org/wiki/Anorganische_Chemie_f%C3%BCr_Sch%C3%BCler/_Die_Atombindung#/media/File:Chlor_Elektronenschreibweise.svg, CH₄-Molekül unten rechts: https://de.wikibooks.org/wiki/Datei:Methan_Elektronenschreibweise.svg)

45) Die Elektronegativität (EN) ist die Kraft, mit der ein Atom in einer Bindung das bindende Elektronenpaar anzieht.

46) Die EN ist im PSE bei Fluor- und Sauerstoffatomen am höchsten. Mit zunehmendem Abstand des Elementes im PSE vom Fluor sinkt die EN ab.

47) Elektropositiv sind Atome mit geringer Elektronegativität (hohe EN-Differenz EN: ionische Bindung, EN ≈0: unpolar). Besonders elektropositiv sind die Atome unedler Metalle (rechts im PSE stehend).

48) Es gibt drei wichtige Arten der chemischen Bindung: Ionenbindung (hohe EN-Differenz der Bindungspartner), Atombindung (geringe EN-Differenz) und die metallische Bindung (in Legierungen). Beispiele: Chlorgas, Natriumchlorid und Natrium-Kalium-Legierungen: (Bildquelle: Eigenes Werk, ebenso die folgende Abbildung)

Atommodelle versuchen, den Aufbau der Atome zu beschreiben – die chemische Bindung zwischen ihnen wird in Bindungsmodellen beschrieben.

Hinweise: Fachbegriffe aus den Atommodellen neben Atom, Ion und Molekül sind Elementarteilchen und Isotop :

Elementarteilchen sind Bestandteile eines Atoms (Proton p ⁺ und Neutron n im Atomkern, Elektronen e ^- in der Atomhülle).

Isotope sind Atome eines Elementes (also mit gleicher Protonenzahl) aber von unterschiedlicher Neutronenzahl (also ungleicher Neutronenzahl).

Die Atomhülle ist der fast masselose Bereich des Atoms um den Atomkern. Hier halten sich die Elektronen auf (in Schalen / Orbitalen).

Fachbegriffe aus den Bindungsmodellen neben Elektronegativität und chemischer Bindung sind Orbitale und Hybridisierung .

7) Orbitalmodell und MO-Theorie

49) Die Orbitaltheorie beschreibt den Aufenthaltsbereich der Elektronen in der Atomhülle anders als das Bohr’sches Atommodell nicht auf „Bahnen“ und in „Schalen“, sondern „wellenmechanisch“ in Räumen erhöhter Aufenthaltswahrscheinlichkeit. Elektronen sind hier nicht nur „Teilchen“ sondern auch „stehende Wellen“, die sich in diesen Orbitalen aufhalten.

50) Vereinfachtes Orbitalmodell: Die Elektronen halten sich im Atom nicht auf Bahnen, sondern in Kugelwolken auf – jeweils zwei in einer Kugelwolke („Elektronenpaare“) und je „Schale“ gibt es vier Kugelwolken („Elektronenoktett“).

Kugelwolkenmodell: Das Elektron befindet sich nicht auf einer festen Bahn, sondern hält sich im Atom mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit in einem zumeist kugelförmigen Raum auf (dem Orbital, der Kugelwolke). Ein zweites Elektron kann hinzukommen, dann aber ist der Aufenthaltsraum voll, ein neuer Aufenthaltsraum wird aufgefüllt. Immer wenn vier Aufenthaltsräume voll sind, geht das nachfolgend aufgefüllte Elektron in einen neuen, leeren Aufenthaltsraum, der eine Schale weiter vom Kern entfernt liegt.

51) Ein Atomorbital (AO) ist der Aufenthaltsbereich eines Elektrons oder Elektronenpaares in einem Einzelatom(s-,p-,d-,f-Orbital: kugel-, hantel-, doppelhantelförmig usw.). Beispiel: In der innersten und zweitinnersten „Schale“ (1. Energieniveau) existieren kugelförmige s-Atomorbitale (1s, 2s) und in der zweitinnersten Schale (2. Energieniveau) existieren entlang der x-, y- und z-Achse je ein hantelförmiges p-Orbital (2p_x, 2p_y, 2p_z): Bildquelle: Gemeinfrei, unter https://de.wikipedia.org/wiki/Datei:AOs-3D-dots.png Abbildung: Computergenerierte Darstellung der Wahrscheinlichkeitsdichte des 1s-Orbitals mithilfe einer (sehr feinen) Punktwolke Bildquelle: R.J.Hall, wikimedia commons, über: https://de.wikipedia.org/wiki/Datei:Orbital_s1.png (GNU-Lizenz für freie Dokumentation)

52) Ein Hybridorbital (HO) ist der Aufenthaltsbereich eines Elektrons oder Elektronenpaares, der sich aus unterschiedlichen Atomorbitalen gebildet hat (Hybridisierung, Bildung von Mischorbitalen: sp,sp²,sp³,...). Beispiel: Drei 2p-POrbitale und ein 2s-Orbital bilden vier gleichwertige sp³-Mischorbitale (links), während zwei 2p-Orbitale und ein 2s-Orbital ein sp²-Hybridorbital ergeben (rechts): sp³ sp₂ Bildquelle: User:sven, wikimedia commons, über: https://de.wikipedia.org/wiki/Hybridorbital#/media/File:Sp3-Orbital.svg (Lizenz: the Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported)

53) Ein Molekülorbital (MO) ist der Aufenthaltsbereich eines Elektrons oder Elektronenpaares in einem Molekül (zwischen Einzelatomen; -Bindung achsensymmetrisch, -Bindung unsymmetrisch durch Beteiligung von p-Orbitalen). MOs bilden sich aus Atom- und Hybridorbitalen (Die MO-Theorie ersetzt die frühere Valenzstruktur-, valence-bond- oder VB-Theorie, die bildende Elektronenpaare beschreibt). Beispiel 1: Zwei Wasserstoffatome bilden ein bindendes Molekülorbital (links) und ein leeres, antibindendes MO (rechts). Bildquelle: Von Benjah-bmm27 - Eigenes Werk, Gemeinfrei, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=1970739) Beispiel 2: Ein Fluorwasserstoff-Molekülorbital entsteht im Fluorwasserstoff-Molekül H-F, wenn ein 1s-Atomorbital vom Wasserstoffatom H (oben links) und ein 2p-Atomorbitakl vom Fluoratom F (oben rechts, hantelförmig) zu einem MO verschmelzen (unten): Bildquelle: Von Leyo - Eigenes Werk, based on Datei:MOHF.jpg by Benutzer:Hati, Gemeinfrei, über: https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=8948600

54) Molekülorbitale (MO) halten Atome in Molekülen zusammen und können polar oder unpolar sein (vgl. Merksatz 44).

Hinweis: Neben den drei Arten chemischer Bindung – der Atom-, Ionen- und Metallbindung – existieren auch Wasserstoffbrückenbindungen und koordinative Bindungen: Eine Wasserstoffbrückenbindung ist eine über Wasserstoffatome locker erfolgte Bindung zwischen zwei polaren Molekülen (Dipol-Dipol-Wechselwirkung) Eine koordinative Bindung ist eine Bindung höherer Ordnung (unabhängig von Wertigkeit und Oxidationszahl) in einem Komplex zwischen einem Nebengruppenmetall-Kation und Molekülen mit freien Elektronenpaaren (Liganden). Ein Ligand ist ein Molekül mit freien Elektronenpaaren in einem Komplex, die Koordinationszahl gibt an, mit wieviel „einzähnigen“ Liganden sich ein Zentralatom in einem Komplex umgeben kann.

8) Alkali- und Erdalkalimetalle

55) Elemente und ihre Verbindungen sind – mit Ausnahme von Kohlenstoff-Wasserstoff-Verbindungen – das Thema der Anorganischen Chemie.

56) Verbindungen sind chemisch zerlegbare Reinstoffe, keine Stoffgemische.

Hinweis: Zu den Stoffgemischen gehören z.B. Emulsinen, Suspensionen und Aerosole: Eine Emulsion ist ein Stoffgemenge aus zwei nicht mischbaren Flüssigkeiten (z.B. Öl in Wasser). Eine Suspension ist ein Stoffgemenge / eine Aufschlämmung von unlöslichem Feststoff in einer Flüssigkeit. Ein Aerosol ist ein Stoffgemisch von Flüssigkeit in Gas (z.B. Nebel), ein Kolloid ist eine Aufschlämmung von Feststoff in Flüssigkeit, die sich ohne Ausflockung nicht filtrieren lässt.

57) Das Zerlegen von Verbindungen (Analyse) ist deshalb immer eine chemische Reaktion – im Unterschied zu Aggregatzustandsänderungen und zu den Stofftrennverfahren, bei denen Stoffgemische in Reinstoffe aufgetrennt werden.

Hinweis: Zu den Stofftrennverfahren gehören Filtration, Destillation und Extraktion. Aggregatzustandsänderungen sind Erstarren (Gefrieren), Sieden, Sublimieren und Kondensieren.

Definitionen dazu: Kondensation ist der Übergang vom gasförmigen zum flüssigen Aggregatzustand, Sublimation ist der Übergang vom festen zum gasförmigen Aggregatzustand. Eine Filtration ist ein Stofftrennverfahren zur Abtrennung unlöslicher Feststoffe aus einer Flüssigkeit (Suspension). Eine Destillation ist ein Stofftrennverfahren zur Auftrennung eines Flüssigkeiten-Gemisches durch Erhitzen über den Siedepunkt der flüchtigeren Substanz mit anschließender Kondensation zur Abtrennung derselben („Destillat“; ein Azeotrop ist ein durch Destillation nicht weiter auftrennbares Flüssigkeitsgemisch). Eine Extraktion ist ein Stofftrennverfahren zur Auftrennung eines Feststoffgemisches, bei dem dessen lösliche Bestandteile durch eine Flüssigkeit (Extraktionsmittels) abgetrennt werden („Extrakt“, „Auszug“). Eine Sedimentation ist die Bildung eines Niederschlages („Ausfällung“) aus einer Suspension, indem der unlösliche Feststoff (das „Sediment“) schwerkraftbedingt absinkt, sich unten absetzt.

58) Die Elemente werden in Haupt- und Nebengruppen eingeteilt (Vgl. Merksätze Nr. 9, 15, 35 und Periodensystem). Die wichtigsten Hauptgruppen heißen: 1: Alkalimetalle, 2: Erdalkalimetalle 7: Halogene 8: Edelgase Metalle stehen im Periodensystem links und unten, Nichtmetalle oben und rechts.

Elemente der fünften Hauptgruppe, von links nach rechts: Stickstoff, Phosphor, Arsen und Bismut - der metallische Charakter nimmt in dieser Gruppe von links nach rechts zu (im Periodensystem: Von oben nah unten; eig. Foto).

59) Die 1. Hauptgruppe im Periodensystem sind die Alkalimetalle (ohne Wasserstoff in „Vorperiode“, von arab. „al kalja“ = Asche, aus Asche u. ähnl. herstellbar), 2. Hauptgruppe: Erdalkalimetalle (Oxide „erdig“). Sie alle sind metallisch (Leichtmetalle), sehr empfindlich (unedel) und brennbar. Sie reagieren mit Luftsauerstoff (O₂) zu Oxiden (Anion O^2-)und mit Wasser zu Laugen (Hydroxiden, Anion OH^-) und Wasserstoffgas (H₂).

Beispiele: 4 Li + O₂ → 2 Li₂O (aus Li⁺ und O^2- 2:1) 2 Mg + O₂ → 2 MgO (aus Mg²⁺ + O^2- 1:1) 2 Li + 2 H₂O → 2 LiOH + H₂ (Li⁺/OH^-) Mg + 2 H₂O → 2 Mg(OH)₂ (aus Mg²⁺ / OH^- 1:2)

Alkalimetalle färben Flammen, hier z.B. im Feuerwerk (eig. Foto)

60) Die Oxide der Alkali- und Erdalkalimetalle bilden in Wasser Laugen (das sind Lösungen der Hydroxide in Wasser, pH > 7; Laugen sind „basisch“, also Lösungen von Basen in Wasser, Wortherkunft von: „die Basis von Salzen“). Beispiele: Li₂O + H₂O → 2 LiOH Mg + 2 H₂O → Mg(OH)₂

61) Laugen (Basen) reagieren mit Säuren zu Salz und Wasser („Neutralisation“). Salze sind also Verbindungen von Metallen mit Nichtmetallen und entstehen aus der Reaktion von Laugen mit Säuren zu Salz und Wasser (Neutralisation): Lauge + Säure → Salz + Wasser Beispiele: NaOH + HCl → NaCl + H₂O Natronlauge + Salzsäure → Natriumchlorid + Wasser Mg(OH)₂ + 2 HCl → MgCl₂ + 2 H₂O Magnesiumhydroxid + Salzsäure → Magnesiumchlorid + Wasser

62) Erdalkalimetalle reagieren nicht ganz so heftig wie Alkalimetalle. Alkalimetall-Salze sind wasserlöslich. Bei den Erdalkalisalzen sind Hydroxide kaum und Carbonate und Sulfate überhaupt nicht wasserlöslich (Ausnahme: MgSO₄).

Beispiele: Löslich sind NaCl, KCl, LiOH, KOH, Na₂S, Na₂SO₄, MgSO₄ usw., unlöslich sind: CaSO₄ (Gips), SrSO₄, BaSO₄, CaCO₃ (Kalk), SrCO₃, BaCO₃, Ca(OH)₂ (kaum lösl.)

63) Alkali- und Erdalkali-Atome (außer Mg) nehmen in Flammen (Wärme-)Energie auf (Absorption) und geben sie als Licht(-energie) wieder ab (Emission). Das Licht kommt, wenn nach außen „angehobene“ Außenelektronen in der Atomhülle wieder „zurückspringen“ (Einstein: „Quantensprung“. Weil jedes Atom anders aufgebaut ist, sendet es andere Energieportionen / Lichtstrahlen anderer Wellenlängen bzw. Farben aus. Man erkennt daher das Atom an der jeweiligen Flammfärbung oder noch besser: im Spektroskop an den Spektrallinien im (Regenbogen-) Spektrum, das vom Prisma erzeugt wird – eine Nachweisreaktion, Spektroskopie).

9) Halogene und Halogenide

Chlorgas (grünlich), Brom- und Ioddampf (orangebraun und violett, eig. Foto)

64) Die 7. Hauptgruppe im Periodensystem sind die Halogene (von griech. „halos“ = Salz und „genein“ = bilden, herstellen) – Salzbildner (reagieren mit Metallen zu Salzen): F, Cl, Br, I (+At). Alle Halogene sind farbig, giftig, ein wenig wasserlöslich und sehr gut löslich in Flüssigkeiten wie Öl, Hexan und Benzin (unpolare, nicht mit Wasser mischbare Flüssigkeiten). Sie haben niedrige Schmelz- und Siedetemperaturen. Sie sind daher molekular (zweiatomig) wie Gase, d.h. sie bilden F₂-, Cl₂-, Br₂- und I₂-Moleküle.

65) Alle Halogene reagieren mit Metallen zu Salzen: Halogen + Metall → Metallhalogenid (Salz).

Beispiele: 2 Na + Cl₂ → 2 NaCl Mg + I₂ → MgI₂ Pb + + I₂ → PbI₂

Hinweis: Bei diesen Reaktionen gibt das Na-Atom seine Außen-e ^- an Chloratom ab, bei der Bildung von Magnesiumiodid das Mg-Atom 2 Außen-e ^- an I ab und bei der Bildung von Blei(II)-iodid, gelb, gibt das Pb-Atom 2 e ^- an je ein Iodatom ab. Bei dieser Elektronenabgabe ( Ox idation, ox) entstehen aus den Metallatomen immer Kationen (positiv geladene Atomteilchen), die Nichtmetall-Atome werden durch Elektronenaufnahme zu Anionen (negativ geladene Teilchen): F ^- , Cl ^- , Br ^- , I ^- ( Halogenid-Anionen ). Kationen und Anionen bilden unter Abgabe von Energie die Salzkristalle (Halogenide).

66) Halogene reagieren mit Wasserstoffgas zu Halogenwasserstoffen, die ätzend sind und mit Wasser Säuren bilden: Halogen + Wasserstoff → Halogenwasserstoff Halogenwasserstoff + Wasser → Säure. Grund: Halogenwasserstoffe H-Hal bilden in Wasser H⁺-Kationen (Protonen) und Halogenid-Anionen Hal^{- :} H-Hal → H⁺ + Hal^- Beispiele: H₂ + Cl₂ → 2 HCl H₂ + F₂ → 2 HF (Redoxreaktionen, HCl = Chlorwasserstoff, in Wasser gelöst bildet HCl Salzsäure, ihre Salze heißen Chloride; HF = Fluorwasserstoff / Flusssäure, Salze: Fluoride). Halogenwasserstoffe, in Wasser gelöst, sind Säuren und greifen unedle Metalle an (Ätzvorgang, Korrosion). Dabei bilden sie Salze und Wasserstoffgas: Metall + Säure → Salz + Wasserstoff Beispiel: Mg + 2 HCl → MgCl₂ + H₂ (Redoxreaktion: H⁺ nimmt je ein e^- vom Metall auf)

67) Die Reaktionsfähigkeit der Halogene nimmt im PSE von unten nach oben stark zu. Fluor F₂ ist das reaktionsfähigste Element. Beispiel: Es entflammt Kunststoffe, setzt auch viele Metalle in Brand und reagiert mit Waserstoffgas auch unterhalb von -200 °C noch explosionsartig. Es zersetzt sogar Wasser: 2 F₂ + H₂O → 2 HF + OF₂ (Produkt: Sauerstoffdifluorid, brandfördernd).

68) Metall-Halogenide sind wasserlöslich (Ausnahmen: AgHal wie z.B. AgCl, PbHal₂ wie z.B. PbI₂).

69) Halogenid-Anionen geben e^- an reaktionsfähigere Halogenatome (im PSE weiter oben) ab. Beispiele: 2 Br^- + Cl₂ → 2 Cl^- + Br₂ (Nachweisreaktion für Bromid, Br₂ in Hexan orangebraun) 2 I^- + Cl₂ → 2 Cl^- + I₂ (Nachweisreaktion für Iodid, I₂ in Hexan rosaviolett, in H₂O braun; Redoxreaktion: Cl₂ nimmt je Atom 1 e^- auf). Halogenid-Anionen werden daher mit Chlorwasser und Hexan nachgewiesen (pH<7), Iodid-Anionen alternativ auch mit Blei(II)-Salzlösungen: Pb²⁺ + 2 I^- → PbI₂ (gelb, s.o.)

70) Die Nachbargruppe links der Halogene im Periodensystem ist die 6. Hauptgruppe. Diese Elemente bilden mit Metallen kalkähnliche Oxide (Kalkbildner, Chalkogene, von griech. „chalkos“ = Kalk und „genein“ = bilden, herstellen): O, S, Se, Te(,Po) Beispiele: O + 2 e^- → O^2- S + 2 e^-  S² Se + 2 e^- → Se^2- (Oxid-, Sulfid-, Selenid-Anion).

Chalkogenide (eig. Foto)

71) Eine weitere Nachbargruppe der Halogene sind die Edelgase (8. Hauptgruppe): He, Ne, Ar, Kr, Xe (,Rn). Ale Edelgase sind farblos, geruchlos, ungiftig, kaum wasserlöslich und normalerweise nicht reaktionsfähig. Sie liegen daher nur in Form einzelner Atome vor (atomar), da diese kaum bzw. keine chemischen Bindungen eingehen, weil ihre Außenschale voll mit Elektronen besetzt ist („Elektronenkonfiguration“, „Elektronenoktett“, volle Außenschale mit 8 e^- bzw. bei He 2 e^-).

Heliumgefüllte Luftballons (eig. Foto)

72) Elemente, die Verbindungen eingehen, zeigen folgende Arten von Reaktionen: Austausch von Elektronen, Austausch von Protonen oder Austausch von Ionen.