Brückenkurs CHEMIE: Atombau und chemische Bindung

Brückenkurs Chemie 

Brückenkurs CHEMIE: Atombau und chemische Bindung 

Aufbau der Materie => Atome 

Periodizität der Eigenschaften 

Chemische Bindung 

Struktur


Grundlagen der Chemie 

Demokrit, ca. 400 v. Chr. 

Aufbau der Materie aus kleinsten, unter sich gleichen Teilchen, die er als unteilbar ansah 

und deshalb Atome (griechisch: atomos = unteilbar) nannte. 

Jungius, 1642; Boyle, 1661 

Chemische Elemente sind Substanzen, die sich nicht in andere Stoffe zerlegen lassen. 

Lavoisier, 1785 

Gesetz von der Erhaltung der Masse 

Proust, 1797 

Gesetz der konstanten Proportionen 

Dalton, 1808 

Gesetz der multiplen Proportionen 

Dalton, 1809 

Atommodell auf stöchiometrischen Erkenntnissen: 

Atome sind die kleinsten Teilchen chemischer Elemente. 

Atome verschiedener Elemente besitzen unterschiedliche Massen. 

alle Atome eines Elements sind untereinander gleich. 

Atome werden als kugelförmig angenommen.


Begriffe in der atomaren Dimension 

Stoffe Makroskopische Mengen kleinster submikroskopischer Einheiten 

Atome kleinste, auf chemischem Weg nicht weiter teilbare Teilchen 

Moleküle Einheiten aus einer begrenzten Anzahl von Atomen 

Ionen geladene atomare oder molekulare Teilchen 

Atom- und Molekülmassen 

Grundlegende Begriffe der Chemie 

Absolute Atommasse m: Masse eines Atomes 

Wasserstoff-Atom: 1,673525 10-27 kg 

Atomare Masseneinheit u: 1/12 der absoluten Masse des Kohlenstoffisotopes 12C 1,660531 10-27 kg 

Relative Atommasse mrel. : Masse eines Atomes bezogen auf 1/12 der Masse 

des Kohlenstoffisotopes 12C Wasserstoff-Atom: 1.007825 u


Atome bestehen aus drei Elementarteilchen: Elektronen, Protonen und Neutronen 

Protonenzahl = Kernladungszahl = Ordnungszahl 

Nukleonenzahl = Massenzahl = Protonenzahl + Neutronenzahl 

Nuklid: durch Kernladungszahl und Neutronenzahl charakterisierte 

Atomsorte. 

Schreibweise: 

12 

C oder C 

Isotope: Nuklide gleicher Kernladungszahl, unterscheiden sich in der 

Neutronenzahl. 

Element: durch Kernladungszahl charakterisierte Atomsorte, aus 

Isotopen in definierten Anteilen zusammen gesetzt. 

Etwa 300 bekannte Nuklide 

112 (oder mehr?) bekannte Elemente 

Atome 

12 

6


Atommodelle des 20. Jahrhunderts 

Grundlage Wissen 

Rutherford Klassische Mechanik Kern und Hülle 

1911 

Bohr, Sommerfeld 

1913, 1920 

Quantentheorie Energieniveaus 

de Broglie, Schrödinger 

Heisenberg 

1924-1926 

Wellenmechanik Orbitaltheorie


Elektronenbahnen und Orbitale 

Als Orbital bezeichnet man den Raum, der einem Elektron für seinen Aufenthalt zur 

Verfügung steht. 

Das Elektron kann nicht beliebige Energiewerte annehmen, sondern es gibt nur ganz 

bestimmte Energiezustände, die durch die Quantenzahl n festgelegt ist! 

Sowohl das Auftreten der Quantenzahl n als auch die Unbestimmtheit des Aufenthaltsortes 

eines Elektrons im Atom ist eine Folge der Welleneigenschaft des Lichtes.


Elektronenbahnen und Orbitale - 2 

Das Elektron kann nicht beliebige Energiewerte annehmen, sondern es gibt nur ganz 

bestimmte Energiezustände, die durch die Quantenzahl n (Einelektronensystem) 

bzw. n und l (Mehrelektronensysteme) festgelegt ist. 

Die Eigenschaften der Orbitale werden durch ihre Quantenzahlen bestimmt 

Hauptquantanzahl n 

bestimmt die Größe der Orbitale 

Nebenquantenzahl l 

bestimmt die Gestalt der Orbitale 

magnetische Quantenzahl m l 

bestimmt die Orientierung der Orbitale im Raum 

Spinquantenzahl s 

erfüllt das Pauli-Prinzip


Quantenzahlen 

Größe der Orbitale ist durch die Hauptquantanzahl n bestimmt. 

Gestalt der Orbitale ist durch die Nebenquantenzahl l bestimmt. 

Orientierung der Orbitale im Raum ist durch die magnetische Quantenzahl m l bestimmt.


Schematische Darstellung von Atomorbitalen 

Größe der Orbitale ist durch die Hauptquantanzahl n bestimmt. 

Gestalt der Orbitale ist durch die Nebenquantenzahl l bestimmt. 

Orientierung der Orbitale im Raum ist durch die magnetische Quantenzahl m l bestimmt. 

Formen der Atomorbitale, bestimmt durch die Nebenquantenzahl l


Elektronen in Orbitalen 

Energieprinzip 

Die freien Orbitale werden in der energetischen Reihenfolge aufgefüllt, d.h. 

zunächst werden die Orbitale mit der niedrigsten Energie besetzt. 

Pauli-Prinzip 

Ein Orbital kann mit höchstens zwei Elektronen besetzt werden, die sich im 

Spin unterscheiden. Man nennt diese beiden Elektronen gepaart. Den 

unterschiedlichen Spin stellt man durch eine Pfeilspitze dar, die entweder nach 

oben oder nach unten zeigt. Damit ergibt sich die Anzahl der besetzbaren 

Elektronenniveaus für die Hauptquantenzahl n mit 2, 8, 18, 32, ... , 2n2 Hundsche Regel 

Werden entartete Orbitale (Orbitale mit gleicher Energie) besetzt, so werden 

zunächst alle einfach mit Elektronen mit dem gleichen Spin besetzt. Sind alle 

entarteten Orbitale mit Elektronen mit dem gleichen Spin besetzt, beginnt die 

Auffüllung mit einem Elektron mit entgegengesetztem Spin.


Energieniveauschema der Orbitale in einem Atom 

Spinquantenzahl m s gibt den Drehimpuls des Elektrons an. 

Pauli-Prinzip: Ein Atom darf keine Elektronen enthalten, 

die in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen. 

Hundsche Regel: Die Orbitale einer Unterschale werden so besetzt, dass die 

Anzahl der Elektronen mit gleicher Spinrichtung maximal wird.


Periodensystem der Elemente


Atomradien


innerhalb einer Gruppe 

mit zunehmender Ordnungszahl weiter außen liegende 

Elektronenschalen besetzt 

innerhalb einer Periode 

Atomradien - 2 

Kernladungszahl nimmt stetig zu, Anziehung auf die Elektronenhülle 

wird größer 

Atomradius ist das Ergebnis von Anziehung der Elektronen durch den Kern einerseits, 

der gegenseitigen Abstoßung der Elektronen andererseits


Ionisierungsenergie - 1


Ionisierungsenergie ~ 

Atomradius 

Elektronenkonfiguration 



Ionisierungsenergien - 2 

großer Atomradius = geringe Anziehung eines Elektrons 

= kleine Ionisierungsenergie 

Kernladungszahl nimmt stetig zu = Anziehung der Elektronen größer 

= höhere Ionisierungsenergie 

Ionisierungsenergien der Übergangselemente ändern sich wenig 

äußere Elektronen werden durch den sukzessiven Einbau von Elektronen in die 

innen liegenden d-Orbitale weitgehend abgeschirmt 

=> Abspaltung der äußeren Elektronen bei Nebengruppenelementen einer 

Periode mit ähnlichen Energiebeträgen


Elektronegativität 


Maß für die Fähigkeit eines Atoms in einer kovalenten Bindung Elektronen 

anzuziehen 

=>Elektronegativitäten zweier unterschiedlicher Atome ~ Polarität der Bindung 

Elektronegativität ist auf technischem Gebiet benutzten Kennzahlen (zum Beispiel Härte, 

Flammpunkt) vergleichbar 

=> keine Stoffkonstante => dimensionslose Größe. 

Elektronegativitäten nicht direkt experimentell bestimmbar 

=>verschiedene Methoden zur rechnerischen Abschätzung 

(Dissoziationsenergie von Molekülen, Ionisierungsenergien, 

Elektronenaffinitäten, Atomradien, Dipolmomente,…)



4.5 

4.0 

3.5 

3.0 

2.5 

2.0 

1.5 

1.0 



H 


0 2 4 6 8 10 12 14 16 18 

F 

Gruppe 

Periode 

2 

3 

4 

5 

6


Periodizität einiger Elementeigenschaften (Hauptgruppen) 

die meisten Eigenschaften der Elemente hängen von Art und Anzahl der äußeren 

Elektronen ab 

=> sie ändern sich daher mit 

zunehmender Ordnungszahl 

periodisch 

Atom- und Ionenradien 

Ionisierungsenergie 

Elektronegativität Metallcharakter


Pause


Empfehlung


Chemische Bindung - Moleküle 

Chemische Bindung = 

Wechselwirkungskräfte zwischen Atomen, Ionen, Molekülen 

=> neuen Stoffe mit anderen Eigenschaften 

Grenztypen der chemischen Bindung: 

• die metallische Bindung 

• die Ionenbindung 

• die Atombindung 

• die van der Waals-Bindung 

Moleküle Einheiten aus einer begrenzten Anzahl von Atomen, 

gegeneinander abgegrenzt 

=> Bindungen im Molekül (intramolekulare Bindungen) 

=> Bindungen zwischen den Molekülen (intermolekulare Bindungen)


Chemische Bindung - Hauptvalenzen 

Bindigkeit = 

Anzahl der Atombindungen, die ein bestimmtes Atom ausbilden kann 

Atome von Elementen der zweiten Periode können maximal vier 

kovalente Bindungen ausbilden 

~ nur vier Orbitale für Bindungen zur Verfügung (Oktett-Regel) 

(vgl. HNO 3 ) 

Elemente der dritten Periode und höherer Perioden können eine größere 

Bindigkeit als vier erreichen 

(vgl. H 3 PO 4 ) 

~ außer den s- und p-Orbitalen auch d-Orbitale zur Bindung zur Verfügung


Metallische Bindung 

Bindungsarten - Hauptvalenzen 

vier Fünftel aller Elemente sind Metalle, alle Nebengruppenelemente, die Lanthanoide und 

die Actinoide sind Metalle 

=> Elektronenkonfigurationen der Atome mit nur wenigen Elektronen der 

äußeren Schale typisch 

=> Ionisierungsenergien der Metallatome sind niedrig, sie bilden daher leicht 

positive Ionen 

metallische Charakter 

in den Hauptgruppen 

in den Perioden


Bindungsarten - Hauptvalenzen


Metallische Bindung 


vier Fünftel aller Elemente sind Metalle, alle Nebengruppenelemente, die Lanthanoide und 

die Actinoide sind Metalle 

metallische Eigenschaften 

an Existenz größerer Atomverbände gebunden 

~ Metallatome stellen (im kondensierten Zustand) ihre Valenzelektronen der 

Gesamtheit (Metallgitter im kristallisierten Zustand) zur Verfügung 

~ Elektronen als „Elektronengas“ im Metall umgeben die dicht gepackten 

Atomrümpfe (Atomorbitale verschmelzen zu Energieband) 

� 

M� 

� M� 

� ... � M � 

M 

- metallischer Glanz 

- Dehnbarkeit und plastische Verformbarkeit 

- gute elektrische und thermische Leitfähigkeit 

e 

e 

� 

� 

� 

...



Ionische Bindung (Ionenbeziehung, polare oder heteropolare Bindung) 

Verbindung von Atomen stark unterschiedlicher Elektronegativität 

ausgeprägt metallischer Elemente ausgeprägt nichtmetallische Elemente 

z.B. Gruppe 1 und 2 z.B. Gruppe 16 und 17 

=> Elektronen werden nahezu vollständig dem Partner der höheren Elektronegativität 

zugeordnet => Ionen 

Na 

� 

� � �Cl 

� Na Cl 

� 

Kation + Anion



Ionische Bindung (Ionenbeziehung, polare oder heteropolare Bindung) 

=> Elektronen werden nahezu vollständig dem Partner der höheren Elektronegativität 

zugeordnet => Ionen 

Na 

� 

� � �Cl 

� Na Cl 

• Kationen und Anionen ziehen sich aufgrund ihrer entgegengesetzten elektrischen 

Ladung an 

• elektrostatische Anziehungskraft ist ungerichtet, d. h. sie ist in allen 

Raumrichtungen wirksam 

• regelmäßige dreidimensionale Anordnung von Ionen führt zur Bildung von 

Ionenkristallen 

• Ionen sind in einem Kristallgitter angeordnet 

�


Ionenverbindungen 

sind aus Ionen aufgebaute Kristalle 


=> starke Bindungskräfte zwischen einem Ion und allen seinen 

entgegengesetzt geladenen Nachbarionen 

=> Festkörper mit hohem Schmelzpunkt 

Ionenradien 

= Gleichgewichtsabstand der Ionen in einem bestimmten Kristall 

=> in verschiedenen Verbindungen verhält sich ein bestimmtes Ion nur dann 

wie eine starre Kugel mit annähernd konstantem Radius, wenn die Anzahl 

seiner nächsten Nachbarn, die Koordinationszahl, gleich ist



Ionenradien 

= Gleichgewichtsabstand der Ionen in einem bestimmten Kristall 

=> in verschiedenen Verbindungen verhält sich ein bestimmtes Ion nur dann 

wie eine starre Kugel mit annähernd konstantem Radius, wenn die Anzahl 

seiner nächsten Nachbarn, die Koordinationszahl, gleich ist 

Für Ionenradien gelten folgende Regeln: 

• Kationen sind kleiner als Anionen 

• in den Hauptgruppen des PSE nimmt der Ionenradius mit steigender Ordnungszahl zu. 

(Be 2+ < Mg 2+ < Ca 2+ < Sr 2+ < Ba 2+ ; F - < Cl - 

• bei Ionen mit gleicher Elektronenkonfiguration (isoelektronische Ionen) nimmt der Radius 

mit zunehmender Ordnungszahl ab (O 2- > F - > Na + > Mg 2+ > Al 3+ ) 

• gibt es von einem Element mehrere positive Ionen, nimmt der Radius mit zunehmender 

Ladung ab. (Fe 2+ > Fe 3+ ; Pb 2+ > Pb 4+ )



Atombindung 

(kovalente Bindung, Elektronenpaarbindung, homöopolare Bindung) 

~ chemische Bindung von Nichtmetallen 

(geringe Elektronegativitätsunterschiede) 

=> Ausbildung eines bindenden Elektronenpaars, welches von beiden 

Bindungspartnern gemeinsam benutzt wird. (Lewis 1916) 

=> nur Elektronen der äußeren Schale berücksichtigt 

H� � H� 

� H � H 

Bindigkeit 

Anzahl der Atombindungen, die ein bestimmtes Atom ausbilden kann 

=> Atome von Elementen der zweiten Periode = maximal vier kovalente 

Bindungen (nur vier Orbitale für Bindungen zur Verfügung =Oktett-Regel) 

=> Elemente der 3. Periode und höherer Perioden können größere Bindigkeit 

als vier erreichen (s-, p-Orbitalen und d-Orbitale) 

polare Atombindung 

Verknüpfung von Partnern unterschiedlicher Elektronegativität 

�� 

�� 

H� 

Cl


Bildung eines 

Wasserstoffmoleküls 

Ausbildung einer chemischen Bindung 

Energiefunktion bei der 

Bildung eines 

Wasserstoffmoleküls


Atomkristalle 

Atomkristall 

Gitterbausteine Atome 

=> durch kovalente Bindungen dreidimensional verknüpft (Diamant, Grafit) 

kovalente Bindungen sind gerichtet, ihre Wirkung beschränkt sich auf Atome, 

die durch gemeinsame Elektronenpaare aneinander gebunden sind 

in Molekülen sind daher die Atome bindungsmäßig abgesättigt. 

Molekülkristalle 

sind aus Molekülen aufgebaut, zwischen denen nur schwache 

zwischenmolekulare Bindungskräfte exisitieren


Modellvorstellungen zur Beschreibung von Molekülen 

im Gegensatz zur Ionenbindung ist die Atombindung mit klassischen Gesetzen nicht 

zu erklären 

=> Wellenmechanik führte zum Verständnis der Atombindung: 

Molekülorbital-Theorie (MO-Theorie) 

Molekül besitzt ein einheitliches Elektronensystem 

Elektronen halten sich in Molekülorbitalen auf, die (im einfachsten Fall) 

Linearkombinationen von Atomorbitalen darstellen. 

Valenzbindungstheorie (VB-Theorie) 

Bildung gemeinsamer Elektronenpaare aus einzelnen Elektronen der zum 

Molekül gehörenden Atome 

~ Überlappung von Orbitalen, führt zu einer Energieabsenkung für das 

Gesamtsystem 

=> anschauliche Darstellung der Elektronenverteilung durch 

Grenzstrukturen (Lewis-Formeln), 

=> räumlicher Bau des Moleküls lässt sich mittels Hybridisierung erklären.


Bindungsarten - Nebenvalenzen 

Unspezifische Wechselwirkungen (van der Waals-Kräfte) 

van der Waals-Kräfte kommen durch Anziehung zwischen Dipolen zustande 

Anteile: Orientierungseffekte (Anziehung und Ausrichtung von permanenten Dipolen 

führt zu energieärmeren Zustand, temperaturabhängig) 

Induktionseffekte (Permanenter Dipol induziert in einem benachbarten 

Teilchen ein Dipolmoment.) 

Dispersionskräfte (Schwankungen in der Ladungsdichte erzeugt fluktuierenden 

Dipol => 

mit zunehmender Größe der Atome bzw. Moleküle lassen sich leichter Dipole 

induzieren, die van der Waals-Anziehung nimmt zu) 

Spezifische Wechselwirkungen (Wasserstoffbindung, Wasserstoffbrückenbindung) 

führen im Gegensatz zu unspezifischen Wechselwirkungen bei genügender 

Stärke zu definierten Molekülverbindungen 

=> die meisten Wasserstoffbrücken sind unsymmetrisch 

Wasserstoffbrücken 

=> erhöhen Schmelztemperatur, Siedetemperatur, Verdampfungsenthalpie, 

Dipolmoment, elektrische Feldstärke und Viskosität. 

=> führen zu typischen Ketten-, Schicht- und Raumnetzstrukturen 

� X � H � 

Y � � � X� 

H � Y 

�


Atome: 

Formeln 

Massezahl Ladungszahl 

Ordnungszahl C Atomanzahl( 

imMolekül) 

charakterisieren das Atom charakterisieren die Atome im Molekül (Ion) 

Verbindungen: 

Summenformeln 

Reihung der Elemente erfolgt mit steigender Elektronegativität Na 2 SO 4 , HCl, OF 2 

Wenn 2 oder mehrere Atome im Molekül eine selbständige Al 2 (SO 4 ) 3 

Gruppe bilden, wird die Formel der Gruppe in Klammern gesetzt 

Strukturformeln (Konstitutionsformeln) 

Zusätzlich zu den Elementsymbolen werden bindende Elektronenpaare 

als Striche zwischen den Elementsymbolen gezeichnet, freie Elektronen- 

paare als Striche an den Atomen (werden meist weggelassen). 

Rationelle Formeln 

Schreibweise ohne Elektronenpaare, aber mit Erhalt struktureller NH 4 HSO 4 , 

(NH 2 ) 2 CO, 

Untereinheiten HCOOH 

- 

O 

O 

S O 

O 

-


Stöchiometrische Wertigkeit 

Umgang mit Formeln 

gibt an, wie viele Atome oder Atomgruppen, die einwertig sind (z. B. H, F, OH), ein 

bestimmtes Atom oder eine Formeleinheit binden kann 

Oxidationszahl 

gibt die elektrischen Ladungen an, die die Atome in Verbindungen besitzen würden, wenn 

man sich diese aus lauter Ionen aufgebaut vorstellt 

können in Verbindungen über das Symbol geschrieben werden (erst Vorzeichen, dann 

Ziffer) 

Ladungszahl 

+1 –2 0 +1 +5 -2 

H 2 O Cl 2 H 3 PO 4 

ist Bestandteil der Formel, gibt die tatsächlichen elektrischen Ladungen von Ionen an, wird 

rechts oben neben die Formel geschrieben (erst Ziffer, dann Vorzeichen) 

Ca 2+ SO 4 2-


Oxidationszahl 

Ermittlung der Oxidationszahlen einzelner Atome in Molekülen 

Atom Oxidationszahl 

Metalle 

Alkalimetalle 

Wasserstoff 

Sauerstoff 

Fluor 

Halogene 

positiv 

+1 

+1 

-2 

-1 

-1 

in Summenformeln (IUPAC-Regel: Elektronegativität) haben links stehende Elemente 

positive Oxidationzahlen, rechts stehende Elemente negative Oxidationszahlen


Periodensystem der Elemente 

+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +3 +3/+4 +2 +1 +2 +3 +4/-4 +5/-3 +6/-2 -1 0 

+3


Mesomerie 

nur ein Teil der Moleküle sind durch bizentrische (lokalisierte) Molekülorbitale (Bindungen) 

beschreibbar 

=> in Wirklichkeit sind Molekülorbitale polyzentrisch und erstrecken sich über das gesamte 

Molekül 

=> Moleküle bzw. Ionen lassen sich durch eine einzige Valenzstrichformel nicht ausreichend 

beschreiben 

weisen delokalisierte Bindungen auf, die sich durch fiktive Grenzstrukturen 

(Resonanzstrukturen) beschreiben lassen


Isomerie 

Konstitution 

gibt Art und Reihenfolge von Bindungen im Molekül an 

Konfiguration 

bezeichnet die räumliche Anordnung der Atome ohne Berücksichtigung von Rotationen 

um Einfachbindungen 

Konformation 

berücksichtigt Rotationen um Einfachbindungen und beschreibt die genaue räumliche 

Lage der Atome 

Strukturisomerie (Konstitutionsisomerie) 

Art und Reihenfolge der Bindungen in den Molekülen sind verschieden


Stereoisomerie 

Die räumliche Lage der Atome in den Molekülen ist verschieden! 

Konformere (Konformationsisomere) 

Unterschiedliche Atomanordnungen, die durch Drehung um eine C-C-Einfachbindung als 

Achse entstehen.


Stereoisomerie 

Cis/trans- Isomere 

Unterschiedliche Substituentenanordnungen an C-Atomen, die durch eine 

Doppelbindung miteinander verbunden sind 

Enantiomere 

Bei 4 unterschiedlichen Substituenten an einem C-Atom (asymetrisches C-Atom, 

Asymetriezentrum) lassen sich bei gleicher Summenformel 2 verschiedene Moleküle 

aufbauen, die sich zueinander spiegelbildlich verhalten Diasteromere sind Moleküle, die 

2 oder mehr Asymetriezentren enthalten.


Koordinationsverbindungen 

Koordinationsverbindungen 

Ausbildung einer Koordinationssphäre um ein Zentralatom oder –ion 

=> in der Koordinationssphäre befindet sich eine definierte Zahl von 

Liganden (Moleküle oder Ionen) 

=> Bindung erfolgt durch Orbitalüberlappung 

Eigenschaften und Reaktionen: 

Farbe von Komplexionen 

Elektrolytische Eigenschaften 

Ionenreaktionen 

Schreibweise: 

Fe 2+ + 6 CN - � 

[Fe(CN) 6 ] 4- 

Voraussetzung für die Bildung von Koordinationsverbindungen: 

ein Partner wirkt als Elektronenakzeptor (freies Orbital), der andere als 

Elektronandonator (Orbital mit 2 Elektronen besetzt).


Koordinationsverbindungen, Komplexverbindungen 

bei den Nebengruppenelementen werden die d-Orbitale der zweitäußeren Schale aufgefüllt 

=> außer den s-Elektronen der äußersten Schale können auch die d-Elektronen als 

Valenzelektronen wirken 

=> Übergangsmetalle treten daher in vielen Oxidationszahlen auf 

=> die meisten Ionen der Übergangsmetalle haben teilweise besetzte d-Niveaus 

solche Ionen sind gefärbt und paramagnetisch und besitzen eine ausgeprägte 

Neigung zur Komplexbildung 

3 

= Komplexverbindungen im engeren Sinn


Liganden von Komplexverbindungen 

Einzähnige Liganden CO, CN-, NH 3 , H 2 O, R-OH, Amine...


Struktur von Komplexverbindungen 

Koordinationszahl Struktur 

2 linear 

4 tetraedrisch, 

quadratisch-planar 

6 oktaedrisch 

als Koordinationszahl bezeichnet man die Anzahl der vom Zentralteichen 

gebundenen einzähnigen Liganden


Ligandenfeldtheorie 

Valenzbindungstheorie von Komplexen 

die Bindung entsteht durch Überlappen eines gefüllten Ligandenorbitals mit einem 

leeren Orbitals des Zentralatoms. 

sp3 tetraedrisch 

dsp2 quadratisch-planar 

d2sp3 oktaedrisch 

Ligandenfeldtheorie 

Beschreibung der Wechselwirkung zwischen den Liganden eines Komplexes und den 

d-Elektronen des Zentralatoms 

Erklärung wichtiger Eigenschaften von Komplexverbindungen: 

Farbe (Absorptionsspektren) 

Molekülstruktur 

magnetisches Verhalten 

Oxidationsstufen des Zentralatoms


Wechselwirkungen zwischen Atomen und Molekülen 

Schwache 

Wechselwirkungen 

Stärkere 


Dominierende 


Unordnung Gaszustand 

(ideale Gase: keine 

Wechselwirkungen) 

Nahordnung Flüssigkeiten 

Fernordnung Festkörper (Kristalle) 

Festkörper: 

amorph � kristallin 

isotrop � anisotrop


Typen kristalliner Feststoffe

Brückenkurs CHEMIE: Atombau und chemische Bindung

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