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):
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):
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).
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.
