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Allgemeines
LEWIS-Konzept (Oktettregel)
1. Elektronen neigen dazu paarweise aufzutreten
2. Die Atome sind bestrebt, eine möglichst stabile Elektronenanordnung zu erlangen. Besonders stabil ist dabei die Elektronenkonfiguration der Edelgase.
Valence-Bond-Modell
1. Moleküle besitzen energieärmere Zustände als einzelne Atome (Überlagerung der Wellen der Elektronen).
2. Die Bindungsenergie ist abhängig vom Kernabstand (molekülspezifisch).
3. Bei kovalenten Bindungen überlappen sich die Atomorbitale.
Kovalente Bindungen
1. Die Atombindung beruht auf der Bildung von gemeinsamen Elektronenpaaren zwischen zwei Atomen.
2. Bildung von Atomgittern (Diamant) oder Molekülen
3. Stoffe mit Atombindung dissoziieren nicht.
4. Schmelz- und Siedepunkte solcher Verbindungen sind abhängig von der Größe der Atome.
5. Polarisierte Atombindungen stellen den einen Übergang zwischen der reinen Atombindung und der Ionenbindung dar.
6. Ein Molekül, dessen Ladungsschwerpunkte nicht aufeinander fallen, nennt man Dipolmoleküle.
Ionenbindung
1. Eine Ionenbindung besteht, wenn die Atome zweier Elemente unter Abgabe bzw. Aufnahme von Elektronen die Edelgaskonfiguration erlangt haben und dann in Form von Ionen vorliegen. Dabei ziehen sie sich aufgrund von elektrostatischen Kräften gegenseitig an.
2. Alle Verbindungen mit Ionenbindung tragen salzartigen Charakter.
3. Stoffe mit Ionenbindung besitzen eine elektrische Leitfähigkeit, wenn sie als im Wasser gelöste Ionen oder in geschmolzenen Zustand vorliegen.
4. Ionenladung und -größe bestimmen die Gitterenergie und -struktur.
Allgemeines
Aufbauprinzipien der Elektronenhülle
1. Energieprinzip: Energieärmste Zustände werden zuerst besetzt.
2. Hundsche Regel: Energiegleiche Orbitale mit gleicher Nebenquantenzahl werden zunächst einfach besetzt.
3. Pauli-Prinzip: Es gibt kein Elektron eines Atoms, das mit anderen in allen Quantenzahlen übereinstimmt.
Periodizität
1. Gesetz: Mit steigender Protonenzahl verändern sich die Eigenschaften der Elemente periodisch.
2. Atomradius nimmt von links nach rechts zu.
Quantenzahlen
1. Hauptquantenzahl n: Nummer der Schale (1,... 7 (K,... Q))
2. Nebenquantenzahl l: Form des Orbitals (s, p, d, f)
3. Magnetische Quantenzahl m: Lage des Orbitals im Raum (-2, -1, ±0, +1, +2)
4. Spinquantenzahl s: (-1/2, +1/2)
Elektronegativität
Die Elektronegativität ist die Fähigkeit von Atomen, Elektronen an sich zu ziehen.
Elektronenaffinität
Die Elektronenaffinität ist die Energiedifferenz zwischen dem Grundzustand eines Atoms und dem Grundzustand des zugehörigen negativ geladenen Ions.
Wasserstoffbrückenbindung
Wechselwirkung zwischen dem an einer Verbindung beteiligten Wasserstoffatoms und einem freien Elektronenpaar.
Van-der-Waals-Kräfte
Zwischenmolekulare Dipol-Dipol-Wechselwirkung
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