Chemie an der Universität Göttingen

Innerhalb einer Gruppe nimmt die effektive Größe eines Atoms immer weiter zu, obwohl Protonen mehr Protonen im Kern sind, welche eine Abnahme des Radius bewirken sollten. Allerdings nimmt die Effektive Kernladung, welche auf die Außenelektronen wirkt ab, da die dazwischen liegenden Elektronen den Kern abschirmen.
Innerhalb einer Periode nimmt die Effektive Kernladung zu, da die neuen Elektronen die selbe Hauptquantenzahl (Energieniveau) besitzen

Gibt näherungsweise die räumliche Größe eines Atoms wieder, wenn nicht weiter ausgeführt um welchen Radius es sich handelt ist die Hälfte des interatomaren Abstands im reinem Element gemeint

Abstand zwischen zwei gleichgeladenen Ionen wenn der Radius sich berührt, bei Anionen wie I- müssen dafür kleine Kationen wie Li+ genutzt werden. Anionen sind jeweils größer als der Kovalenzradius, Kationen sind kleiner als der Kovalenzradius

In Verbindungen, die aus Molekülen bestehen, sind im festen Zustand die Moleküle in geordneter Wiese gepackt. Zwischen diesen Molekülen wirkt nur die Van-der-Waals Anziehung. Bei Chlor Verbindungen kommen sich die einzelnen Cl2 Moleküle nicht näher als 350 pm (3.5 Å). Der Van-der-Waals-Radius beträgt also 175 pm

Ein Chlormolekül (Cl2: Cl-Cl) wird durch eine Kovalente Bindung zusammengehalten. Der Abstand zwischen den beiden Atomkernen beträgt dabei 198pm. Der Kovalenzradius ist also 99pm groß

Energie die aufgebracht werden muss um einem Atom im Grundzustand das am schwächsten gebundene Elektron zu entreißen. Abhängig von effektiver Kernladung.

Energie die bei Aufnahme eines Elektrons durch ein Atom im Gaszustand umgesetzt wird. Je nachdem ob sich ein Elektron vom Kern angezogen oder abgestoßen wird, wird Energie freigesetzt oder benötigt um das Ion zu bilden. Meistens wird dabei Energie frei, nur wenige Ausnahmen wie Edelgase und Stickstoff.
Bestimmt wird die Elektronenaffinität durch die Größe des Atoms. Kleinere Atome haben eine größere Tendenz zur Elektronenaufnahme als große Atome

Beschreibt die Fähigkeit eines Atoms die Bindungselektronen in einem Molekül an sich zu ziehen. Bei unterschiedlicher Elektronegativität der Bindungspartner entsteht eine Polarität in der Bindung

Metallatome geben ihre Valenzelektronen an eine allen Atomen gemeinsam angehörende Elektronenwolke ab. Die positiv geladenen Atomrümpfe (Kerne) bleiben an ihrer Position verankert, während die Elektronen der Elektronenwolke delokalisiert (frei beweglich) sind.
Die Stärke der Bindung hängt von den abgegebenen Elektronen ab. Alkalimetalle (Na, K ...) relativ schwache Bindung während Elemente mit mehr Elektronen in der Valenzschale (Fe, Ag ...) starke Bindung.
Eigenschaften:
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gut verformbar (lassen sich hämmern, schmieden, biegen...) Metallischer Glanz
Gute thermische und elektrische Leiter

Benutzte Bindungsdissotitaionsenergien von A2, B2 und A-B um den ionischen Anteil der Bindung herauszufinden. Um auf die Werte pro Element zu kommen wurde Fluor als Referenz mit 3,98 gesetzt

Elektronegativität ist der Mittelwert aus Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität

Elektronegativität ist proportional zu der Anziehungskraft (F), welche von der Kernladung (Z) auf die Bindungselektronen wirkt