Die Elektronen sind delokalisiert, leicht beweglich und halten als Elektronenwolke die positiv geladenen Atomrümpfe zusammen.
Regelmäßiger Aufbau, Neigung zur Kristallisation, Glanz, gute Wärmeleitfähigkeit und elektrische Leitfähigkeit.
Die Anziehungskräfte, die zwischen Atomen durch delokalisierte Valenzelektronen entstehen.
In den Hauptgruppen 1 und 2, sowie in den Nebengruppen.
Elemente wie Silicium oder Germanium, die zwischen Metallen und Nichtmetallen liegen.
Er nimmt von oben nach unten zu.
Metallsysteme, die durch Mischen verschiedener Metalle entstehen und als Werkstoffe von großer Bedeutung sind.
Ein positiv geladenes Ion, das entsteht, wenn Atome mit einer geringen Anzahl Valenzelektronen (Metalle) diese abgeben.
Das Bestreben von Atomen, beim Ausbilden einer chemischen Bindung formal acht Valenzelektronen um sich zu haben.
Metalle bilden Gitter, in denen die Valenzelektronen frei beweglich sind und die positiv geladenen Atomrümpfe zusammenhalten.
Sie nimmt von links nach rechts zu.
Die positive und die negative Ladung der Ionen müssen sich ausgleichen, um eine neutrale Salzformel zu erhalten.
Die Molekülmasse ist die Summe der Atommassen eines Moleküls.
Kochsalz hat völlig andere Eigenschaften als die zugrunde liegenden Elemente.
Die an einer Atombindung (= Einfachbindung) beteiligten Atome können gleich oder verschieden sein. Ein Atom kann mit seinen Valenzelektronen auch zur Bildung mehrerer Einfachbindungen beitragen.
Die Hybridisierung bezeichnet die Bildung von sp3-Hybridorbitalen, die dann in der Raumstruktur des Moleküls eine Rolle spielen.
Sie nimmt ab.
Entstehung von Ozon.
Er nimmt zu.
Sie haben die Tendenz, diese abzugeben, um die äußere Schale in eine Edelgaskonfiguration zu bringen.
Ethen und Ethin.
Verbindungen, die aus Ionen aufgebaut sind.
Freie Elektronenpaare sind Valenzelektronen, die keine Bindung eingehen, und sie dürfen die Oktettregel nicht überschreiten.
Die sp3-Molekülorbitale weisen in die Ecken eines Tetraeders.
Es entstehen Atombindungen.
In der Strukturformel sind alle Atome durch ihre Elementsymbole und die Atombindungen durch Striche markiert.
Eine heftige Reaktion tritt ein und es entsteht Natriumchlorid (Kochsalz).
NaCl.
NaCl - Natriumchlorid, (NH4)2SO4 - Ammoniumsulfat, KI - Kaliumiodid, AgNO3 - Silbernitrat, CaF2 - Calciumfluorid, NaNO2 - Natriumnitrit, NaHCO3 - Natriumhydrogencarbonat, FeCl3 - Eisen(III)-chlorid, Na2CO3 - Natriumcarbonat, NaH2PO4 - Natriumdihydrogenphosphat, MgSO4 - Magnesiumsulfat, CuSO4 - Kupfer(II)-sulfat, BaSO4 - Bariumsulfat, CH3COONa - Natriumacetat.
Die Summenformel addiert die Atome eines Moleküls und dokumentiert ihre Anzahl durch eine tief gesetzte Ziffer am Elementsymbol.
Elemente der Hauptgruppen 1 und 2 sowie bei den Nebengruppenelementen.
Eine π-Bindung.
Ein doppelt besetztes, bindendes π-Molekülorbital.
Verschiedene Strukturformeln für ein Molekül.
Sie lassen sich mit Hilfe der Röntgenstrukturanalyse kristalliner Festkörper und mit Hilfe von Schwingungsspektren bestimmen.
Dipolmoleküle sind Moleküle, bei denen aufgrund der räumlichen Ladungstrennung die Schwerpunkte der negativen und der positiven Ladung nicht zusammenfallen.
Er nimmt zu.
Die Elektronen müssten bindende und antibindende Molekülorbitale besetzen, was keinen Energiegewinn bringt.
Atome, denen ein oder zwei Elektronen an der Edelgaskonfiguration der Valenzelektronen fehlen und die eine Tendenz haben, diese aufzunehmen.
Die Energie, die bei der Aufnahme oder Abgabe von Elektronen freigesetzt oder aufgewendet wird.
Kohlenstoffatome.
Eine Hybridisierung, bei der das 2s-Atomorbital sich mit zwei 2p-Atomorbitalen vermischt und drei energetisch gleichwertige sp2-Hybridorbitale entstehen.
Man berücksichtigt die unterschiedliche Wertigkeit im Namen, z.B. Fe 2 • ⊕ , Fe 3 • ⊕.
Sie nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu und innerhalb einer Hauptgruppe von oben nach unten ab.
Die Bindigkeit eines Atoms richtet sich nach der Zahl der Elektronen, die durch die Bindungsbildung zu den vorhandenen Valenzelektronen hinzukommen.
Die Atombindung ist eine kovalente Bindung, bei der jedes Atom ein Elektron zur Bindung beisteuert und die von einem Atom ausgehend auf einen Partner gerichtet ist.
Oberhalb und unterhalb der Ebene der π-Bindungen.
Es ist giftig und kann Schleimhäute reizen, Kopfschmerzen verursachen und Schwindel erzeugen.
Ein Gleichgewicht zwischen Ozon und Sauerstoff.
Molekülorbitale entstehen durch Überlappen von Atomorbitalen bei der Bildung eines Moleküls.
Das energieärmere ' -Molekülorbital, in dem die beiden einzelnen Elektronen der 1s-Atomorbitale gemeinsam besetzt sind.
Die Vermischung von einfach besetzten s- und p-Orbitalen, wodurch vier neue, energetisch gleichwertige Orbitale entstehen.
Atombindung, Ionenbindung, Metallische Bindung.
Ionenbindung, Atombindung, Metallische Bindung.
Elemente der Gruppen 16 und 17.
Im geradkettigen n-Pentan.
Gewinkelt und polarisiert.
Die Atombindung (kovalente Bindung).
Kohlenstoffatome können nicht nur mit Atomen anderer Elemente Atombindungen eingehen, sondern auch mit sich selbst, indem zwei einfach besetzte sp3-Orbitale benachbarter C-Atome überlappen.
Ein Körper, bei dem die Schwerpunkte der negativen und der positiven Ladung nicht zusammenfallen, wird als Dipol bezeichnet.
Er vergrößert sich.
Eine Bindung, die aus Elementen entsteht, die eine große Differenz in den Elektronegativitäten aufweisen.
Die Energie, die benötigt wird, um ein Elektron aus einem Atom herauszulösen.
Die molare Masse gibt die Masse pro Mol an und hat die Einheit g/mol.
Bei Nichtmetallen - mit Ausnahme der Edelgase - zeigen die Atome eine starke Tendenz, sich so zusammenzulagern, dass jedes Atom ein einzelnes (= ungepaartes) Elektron zu einem gemeinsamen (= bindenden) Elektronenpaar beisteuert. Es entsteht eine Atombindung, für die es auch die Bezeichnungen kovalente Bindung, homöopolare Bindung oder Elektronenpaarbindung gibt.
Singulett-Sauerstoff.
Vier doppelt besetzte, bindende Molekülorbitale entstehen.
Eine gegenseitige Ionisierung der Atome und die Bildung von Salzen.
Er nimmt von links nach rechts ab.
Hier liegt ein Übergang zwischen einer reinen Ionenbindung und einer reinen Atombindung vor.
Maximal zwei Elektronen.
Die Bindungsenergie eines Salzes, z.B. beim NaCl 788 kJ/mol.
Die molare Formelmasse wird errechnet, z.B. 1 mol NaCl entspricht 58,5 g (23 + 35,5).
Die Oktettregel besagt, dass sich am Ende nicht mehr als acht Elektronen auf der äußeren Schale eines Atoms befinden dürfen.
Vier Einfachbindungen.
Eine starke Tendenz, Elektronen zu sich herüberzuziehen.
Die zweite Bindung zwischen den C-Atomen.
Eine Atombindung entsteht, wenn zwei Atome sich in ihrer Elektronegativität unterscheiden.
Freigesetzte Fluorchlorkohlenwasserstoffe (FCKWs).
Der Grad der Polarisierung ist für die chemische Reaktivität gegenüber anderen Molekülen bedeutsam, da gegensinnig polarisierte Atome benachbarter Moleküle sich anziehen.
Die Tendenz eines Atoms, Elektronen anzuziehen, charakterisiert durch dimensionslose Werte zwischen 0,7 und 4,0.
Die Achsen liegen in einer Ebene und bilden einen Winkel von 120° (trigonale Anordnung).
Ein p_z-Orbital, das senkrecht zur Ebene der π-Bindungen steht.
Anziehungskräfte, die gegensinnig geladene Ionen zusammenhalten.
Der mittlere Abstand zwischen den Atomkernen, der in nm oder pm angegeben wird.
Die Energie, die aufgewendet werden muss, um ein Molekül in Atome zu zerlegen, und genau der Beitrag, der bei der Bildung des Moleküls aus den Atomen frei wird.
Die Bindungselektronen sind symmetrisch im Raum verteilt.
Eine Bindung, bei der sich die Atome über Elektronen, die ihnen gemeinsam gehören, aneinander binden.
Der Zusammenhalt erfolgt einzig und allein durch elektrostatische Anziehungskräfte zwischen den Ionen.
Zwei Einfachbindungen.
Der Bindungswinkel beträgt 109,5°.
Für jede einzelne Bindung in einem Molekül oder bei mehreren gleichartigen Bindungen nimmt man den Mittelwert.
Bindende Molekülorbitale entstehen aus zwei Atomorbitalen, von denen eines energieärmer und das andere energiereicher als die Atomorbitale ist.
Die Ausbildung von drei Atombindungen.
Die elektronegativeren Atome ziehen das bindende Elektronenpaar deutlich zu sich herüber, was die Atombindung polarisiert.
Er nimmt deutlich ab.
Das energiereichere ' *-Molekülorbital, das frei bleibt.
H-H: 0,074 nm, 436 kJ/mol; O-H: 0,096 nm, 463 kJ/mol; N-H: 0,100 nm, 391 kJ/mol; C-H: 0,107 nm, 413 kJ/mol.
Die beiden einzelnen Elektronen der 1s-Atomorbitale besetzen gemeinsam das energieärmere ' -Molekülorbital, während das energiereichere ' *-Molekülorbital frei bleibt.
1s2 2s2 2p2.
Ein Orbital mit Elektronendichte im Raum zwischen den beiden Atomen, das um die gedachte Bindungsachse der Atomkerne rotationssymmetrisch ist.
Beim Entstehen von Atombindungen wird tatsächlich Energie frei (Bindungsenergie).
