From Vision to Version - Step by step guide for crafting and aligning your product vision, strategy and roadmap. Daniel Thulfaut
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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).
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)
Die Moleküle von Chlorwasserstoffgas und Wasser sind polar (Chlor- und Sauerstoffatom ziehen das bindende Elektronenpaar stärker an als die Wasserstoffatome):
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:
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“).
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 (2px, 2py, 2pz):