Full text: Lehrplan Chemie

Einführung in das quantenmechanische Atommodell: 
Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen innerhalb bestimm- 
ter räumlicher Bereiche 
Kennzeichnung der #lektronen durch die Wahrscheinlichkeitsver- 
teilung (Form) und den Energieinhalt (Energieniveau) 
Orbitale als Aufenthaltsbereiche der Elektronen 
Bezeichnung der Elektronen 
Aufnahmefähigkeit eines Orbitals 
Besetzung der Orbitale nach steigendem Energieinhalt 
Einbau der Elektronen in energetisch gleichwertige Orbitale 
Beziehungen zwischen dem Atombau und dem Periodensystem (die 
Quantenzahlen sind nicht einzuführen) 
Energieniveauschemas zur Kennzeichnung der Feinstruktur der 
Elektronenhülle 
Kugelsymmetrische Form der s-Orbitale 
Bantelform der p-Orbitale 
(Formen von d- und f-Orbitalen sind nicht zu behandeln) 
Elektronenkonfiguration der Elemente in den ersten beiden 
Perioden des PSE 
Das quantenmechanische Atommodell als Beispiel für die Weiter- 
entwicklung der Modellvorstellungen über den Bau der Stoffe 
; 
1.2. Atombindung 12 Std. 
1.201. 6 Bindung 
1.2.1.1. Bindungszustand im Wasserstoffmolekül 
BER 0 BR 0 HH EHE BEL LT LT TE HL LE ET ET 9 FT 0 0 0 
Überlagerung zweier 1 s-Orbitale zu einem Molekül- 
orbital 
Energieabgabe bei der Überlagerung der Atomorbitale 
Größter Energiegewinn durch maximale Überlagerung der Orbi- 
tale (Bindungsenergie) 
Kennzeichnen einer Atombindung: Übergang in eint niedrigere 
Energiestufe durch maximale Überlappung von Atomorbitalen 
Valenzstrich in Strukturformeln als Symbol für die Atombin- 
‚dung 
6 -Bindung als rotationssymmetrische Elektronenverteilung 
um die Kernverbindungslinie 
Atombindung im Wasserstoffmolekül ale & -Bindung zwischen den 
1 s-Orbitalen beider Atome 
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