In einem Atom lassen sich die Elektronen gruppenweise nach Energiestufen ordnen (Schalenmodell).
	Atome der Elemente einer Gruppe haben dieselbe Zahl an Außenelektronen (Valenzelektronen). Die Valenzelektronen bestimmen die chemischen Eigenschaften eines Elementes.

70. Edelgase sind sehr reaktionsträge. Sie besitzen jeweils 8 Valenzelektronen (Ausnahme: Helium 2). Diese Elektronenkonfigurationen heißen Edelgaskonfigurationen und sind sehr stabil.

71. Um eine Edelgaskonfiguration zu erreichen, können Atome von Atomen eines anderen Elementes Elektronen aufnehmen oder abgeben (Elektronenübergang). Die dabei entstehenden geladenen Teilchen nennt man Ionen.

72. Positiv geladene Ionen heißen Kationen, negativ geladene Anionen.

73. Chemische Verbindungen, deren kleinste Teilchen Ionen sind, nennt man Ionenverbindungen; sie werden auch als Salze bezeichnet.

74. Die regelmäßige Anordnung von Ionen in einer Ionenverbindung nennt man Ionengitter. Die chemische Bindung zwischen den Ionen innerhalb eines Ionengitters bezeichnet man als Ionenbindung.

75. Salze (bzw. Ionenverbindungen) haben einen hohen Schmelzpunkt.

76. Die Elemente der I. Hauptgruppe (die Alkalimetalle) sind jeweils metallisch glänzend und überziehen sich an der Luft mit einer festsitzenden Oxidschicht.

77. Bei chemischen Reaktionen gibt ein Alkaliatom ein Elektron ab. Es entsteht ein einfach geladenes Kation.

78. Der Atomradius der Alkaliatome nimmt vom Lithium zum Cäsium zu. Die Ionisierungsenergie für das Valenzelektron sinkt in dieser Reihe. Dadurch nimmt die Reaktionsfähigkeit der Alkalimetalle zu.

79. Säure-Base-Indikatoren (z.B. Lackmus, Phenolphthalein) zeigen durch ihre Farbe an, ob Lösungen sauer, basisch (alkalisch) oder neutral sind.

80. Lösungen, die eine blaue Lackmus-Lösung rot färben, heißen Säuren, solche, die eine rote Lackmus-Lösung blau färben Basen (oder Laugen).

81. Die wässrige Lösung von Natriumhydroxid (NaOH) heißt Natronlauge.

82. Molekülionen enthalten mehrere, durch eine chemische Bindung zusammengehaltene Atome und sind geladen (zum Beispiel das Hydroxid-Ion).

83. Alkalimetalle reagieren mit Wasser sehr heftig; dabei entsteht Wasserstoff. Die entstehenden Lösung reagieren basisch.

84. Halogene reagieren mit Wasserstoff zu Hydrogenhalogeniden (Hydrogenfluorid HF, Hydrogenchlorid HCl, Hydrogenbromid HBr, Hydrogeniodid HI). Das Bindungsbestreben zu Wasserstoff nimmt von Fluor zu Iod hin ab.

85. Eine Silbersalzlösung ist ein Nachweisreagens für Chloride, Bromide und Iodide. Bei Zugabe von (leicht löslichen) Silbersalzen entstehen die entsprechenden, schwerlöslichen Silberhalogenide (Niederschläge unterschiedlicher Gelbfärbung).

86. Das Bestreben der Halogenatome, Elektronen aufzunehmen, nimmt vom Fluor zum Iod ab.

87. Das Bestreben von Atomen, Elektronen aufzunehmen, bezeichnet man als Elektronenaffinität.

88. Die Valenzelektronen der Atome sind paarweise angeordnet; jeweils ein Elektronenpaar bildet eine Elektronenwolke, auch Orbital genannt.

89. Die Elektronenwolken stoßen sich gegenseitig ab; deshalb ordnen sie sich möglichst weit voneinander entfernt an. Im Idealfall sind die vier Elektronenwolken in die Ecken eines Tetraeders gerichtet.

90. Die chemische Bindung im Wasserstoffmolekül entsteht aus einer Durchdringung beider Atomorbitale zu einem Molekülorbital. Dabei bildet sich ein gemeinsames Elektronenpaar aus, das von beiden Bindungspartnern gemeinsam „benutzt“ wird. Man bezeichnet diese Bindung als Elektronenpaarbindung (auch Atombindung genannt).

91. Zwei Atome können eine Elektronenpaarbindung eingehen, wenn sie jweils mindestens ein ungepaartes Elektron besitzen und mit Hilfe der Elektronenpaarbindung(en) Edelgaskonfiguration (Elektronenoktett) erreichen.

92. Binden sich Bindungspartner über 2 gemeinsame Elektronenpaare, so spricht man von einer Doppelbindung; bei 3 gemeinsamen Elektronenpaaren liegt eine Dreifachbindung vor.

93. Die Anziehungskraft, die Atome auf ihre Bindungselektronen ausüben, wird durch Elektronegativitätswerte ausgedrückt.

94. Das gebundene Fluoratom zieht die Bindungselektronen am stärksten an; ihm wird der Elektronegativitätswert 4 zugeordnet.

95. Die Elektronegativität nimmt innerhalb einer Hauptgruppe von oben nach unten und innerhalb einer Periode von rechts nach links ab.

96. In Molekülen können Teilladungen vorliegen, wenn zwei unterschiedliche Atome durch eine Elektronenpaarbindung miteinander verbunden sind. Diese Bindung bezeichnet man als polare Atombindung.

97. Eine Elektronenpaarbindung ist um so stärker polarisiert, je größer der Elektronegativitätsunterschied zwischen den Bindungspartnern ist.

98. Im Tetraeder beträgt der Winkel zwischen den Bindungen etwa 109,5°. Wegen der Abstoßung der bindenden Elektronenpaare durch die nichtbindenden (freien) Elektronenpaare verkleinern sich die Bindungswinkel von Methan (CH₄) über Ammoniak (NH₃) zu Wasser (H₂O, 104°).

99. Die Bindungen, die jeweils zwischen Molekülen der Wasserstoffverbindungen von Stickstoff, Sauerstoff und Fluor herrschen, bezeichnet man als Wasserstoffbrückenbindungen. Diese Bindung ist eine besonders stabile Form der Dipol-Dipol-Wechselwirkung.

100. Moleküle, bei denen die Ladungsschwerpunkte der positiven und negativen Teilladungen nicht zusammenfallen, nennt man Dipolmoleküle (Dipole, z.B. HCl, H₂O; nicht CO₂, CCl₄).

101. Van-der-Waals-Kräfte sind schwache zwischenmolekulare (intermolekulare) Kräfte.

102. Nichtgebundene Atome bzw. Moleküle ziehen sich durch Van-der-Waals-Kräfte an. Diese Kräfte nehmen mit der Größe der Teilchen und ihrer Masse zu.

103. Molekülgitter sind aus einzelnen Molekülen aufgebaut. Die zwischen den Teilchen herrschenden Kräfte sind im Gegensatz zu Ionengittern sehr schwach.

104. Lagern sich Wassermoleküle an Ionen an, so nennt man dies die Hydratisierung; die Ionen umgeben sich mit einer Hydrathülle.

105. Beim Lösen eines Salzes (Ionengitters) in Wasser geht die Verbindung in frei bewegliche, hydratisierte Ionen über.

106. Die Reaktionswärme bei konstantem Druck nennt man Reaktionsenthalpie; sie wird mit DH bezeichnet. Die Einheit der Reaktionsenthalpie ist kJ.

107. Wird Wärmeenergie freigesetzt, ist die Reaktionsenthalpie negativ; wird Energie verbraucht, so ist die Reaktionsenthalpie positiv.

108. Die Gitterenthalpie eines Salzes ist die Energie, die man zum Trennen der Ionen aus dem Gitterverband aufwenden muss.

109. Die Hydratationsenthalpie eines Ions ist die bei der Hydratation des Ions freiwerdende Wärmeenergie.

110. Die Lösungsenthalpie eines Salzes ist die Differenz aus der Summe der Hydratationsenthalpien der Ionen und der Gitterenthalpie des Salzes.

111. Für die Konzentration von Lösungen gibt es folgende Einheiten:

     	Volumen- bzw. Massenanteil:      %
     	Massenkonzentration:                 g/l
     	Stoffmengenkonzentration:          mol/l

112. Verschiedene Erscheinungsformen eines Elements bezeichnet man als Modifikationen.

113. Graphit und Diamant sind zwei Modifikationen des Kohlenstoffs.

114. Im Diamantgitter ist jedes Kohlenstoffatom mit vier weiteren Kohlenstoffatomen über gleichlange Elektronenpaarbindungen verbunden.

115. In einem Atomgitter sind die Bausteine durch Elektronenpaarbindungen verbundene Atome.

116. Das Graphitgitter besteht aus vielen übereinanderliegenden ebenen Schichten; jedes Atom ist über seine Valenzelektronen mit drei gleich weit entfernten Atomen verbunden. Jedes Atom besitzt ein weiteres Valenzelektron, das über die ganze Schicht frei beweglich ist.

117. Die wichtigsten Modifikationen des Phosphors sind der weiße und der rote Phosphor.

118. Im weißen Phosphor sind die Atome in (nicht sehr stabilen) P₄-Molekülen gebunden, in denen sich die einzelnen Atome in den Ecken eines Tetraeders befinden.

119. Im roten Phosphor ist wieder ein Atomgitter zu finden. Aus diesem Grunde ist der rote Phosphor reaktionsträger als der weiße Phosphor.

120. Die wichtigsten Modifikationen des Schwefels sind der rhombische und der monokline Schwefel. In beiden Formen finden wir ringförmige S₈-Moleküle, die sich unterschiedlich dicht aneinander lagern.

121. Beim Erwärmen wird der Schwefel zunächst dünnflüssig, dann wieder zähflüssig, um dann bei noch höherer Temperatur wieder dünnflüssig zu werden. In der ersten flüssigen Phase werden die Van-der-Waals-Kräfte zwischen den S₈-Molekülen überwunden; anschließend werden die ringförmigen Moleküle aufgelöst; dabei bilden sich lange Ketten, die die Zähflüssigkeit bedingen.

122. Kühlt man eine Schwefelschmelze rasch ab, bildet sich plastischer Schwefel, da sich dabei keine Kristalle bilden können.

123. Makromoleküle sind Moleküle mit einer Molekülmasse größer als 10000 u.

124. Natürliche Makromoleküle bilden die Kohlenhydrate (Stärke, Cellulose) und Eiweiße; ihre Moleküle bestehen jeweils aus vielen gleichen Bestandteilen, die über Elektronenpaarbindungen miteinander verbunden sind.

125. Künstliche Makromoleküle sind die Bestandteile der Kunststoffe; man spricht auch von Polymeren.

126. Die Reaktion zwischen Wasserstoff und Chlor nennt man Chlorknallgasreaktion. Sie ist das Beispiel einer Kettenreaktion.

127. Wird das bindende Elektronenpaar einer Verbindung gleichmäßig auf die entstehenden Teilchen verteilt, spricht man von einer homolytischen Spaltung der Bindung.

128. Die bei einer homolytischen Spaltung entstehenden, ungeladenen Teilchen besitzen jeweils ein „ungepaartes“ Elektron; solche Teilchen bezeichnet man als Radikale. Radikale sind sehr reaktionsfähig.

129. Bei der heterolytischen Spaltung einer Elektronenpaarbindung wird das bindende Elektronenpaar ganz auf das elektronegativere Atom übertragen. Dadurch entstehen Ionen.

130. Beim Einleiten von Hydrogenchlorid in Wasser werden seine Moleküle heterolytisch gespalten. Das entstehende Wasserstoff-Kation (Proton) reagiert mit einem Wassermolekül; dabei bildet sich das Hydroxonium-Ion (H₃O⁺).

131. Teilchen, die bei Reaktionen Protonen abgeben, nennt man „Brönsted-Säuren“. (Protonen-Donatoren)

132. Teilchen, die bei Reaktionen Protonen binden, nennt man „Brönsted-Basen“. (Protonen-Akzeptoren)

133. Damit eine Brönsted-Säure ein Proton abgeben kann, muss eine Brönsted-Base vorhanden sein, die das Proton aufnimmt.

134. Die Eigenschaften wässriger, saurer Lösungen (Arrhenius-Säuren) sind auf Hydroxonium-Ionen zurückzuführen.

135. Die Eigenschaften wässriger, alkalisch reagierender Lösungen (Arrhenius-Basen) sind auf Hydroxid-Ionen zurückzuführen.

136. Teilchen, die je nach Reaktionspartner als Brönsted-Säure oder als Brönsted-Base reagieren, bezeichnet man als Ampholyte.

137. Wichtige Säuren und ihre Anionen:

	Das Fluoratom hat stets die Oxidationszahl –I.
	Ein Metallatom hat stets eine positive Oxidationszahl.
	Das Wasserstoffatom hat die Oxidationszahl +I.
	Das Sauerstoffatom hat die Oxidationszahl –II.
	Ein Halogenatom hat die Oxidationszahl –I.
	Atome innerhalb eines Atomverbandes von Elementen bekommen die Oxidationszahl 0.
	Bei Molekülen und Formeleinheiten ist die Summe der Oxidationszahlen aller Atome gleich 0.
	Bei (Atom-)Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ladung.
	Bei Molekülionen entspricht die Summe der Oxidationszahlen der Ionenladung.