Description
Die chemische Bindung laBt sich nur dann anschaulich darstellen, wenn man eine Reihe von falschen, das heiBt, mit der Erfahrung nicht iibereinstimmenden Feststellungen in Kauf nimmt, wie es gelegentlich noch immer geschieht. Ein derartiges V orgehen verschenkt viele Moglichkeiten, die heute der Theorie gegeben sind, und schadet ihrem ureigensten Anliegen: die mannigfaltigen chemischen Erfahrungen zu ordnen, auf wenige Grundbegriffe zuriickzufUhren und, darauf aufbauend, Voraussagen zu machen, die dann wieder das praparative Vorgehen beeinflussen konnen. Wenn auch oft zwischen koordinativer und kovalenter Bindung oder zwischen Ionen- und homoopolarer Bindung unterschieden wird, so sind diese Vorstellungen doch aIle nur dadurch entstanden, daB ein im Grunde immer gleicher “Bindungsmechanismus” von verschiedenen Sei ten betrachtet wird. Das gilt z.B. auch fUr die Van-der-Waals-sche Wechselwirkung oder fUr die Wasserstoffbriickenbindung. Hier spielen u.a. historische Aspekte (aus einer Zeit vor Entwicklung der Quanten theorie) eine groBe Rolle, die heute Verwirrung stiften und die durch die viel zu ernst genommenen U nterscheidungen den Weg zum Verstand nis der chemischen Bindung verbauen, zumindest erschweren. In Anbetracht dieser Tatsache haben wir dagegen versucht, eine weitgehendst strenge Wissenschaftlichkeit mit einer moglichst einfachen Darstellung zu verkniipfen, wobei auch der mathematische Aufwand gering gehalten wurde. Dies schien nur moglich, wenn auf Details verzichtet und der qualitativen Diskussion der Vorrang gegeben wurde. I. Elektronen und Atomkerne.- 1. Vom Versagen der “alltglichen” Vorstellungen.- 2. Das Verhalten der Elektronen.- 3. Die Heisenberg’schen Unschrferelation.- Betrachtungen zur Heisenberg’schen Unschrferelation.- II. Was knnen wir grundstzlich ber die Elektronenbewegungen wissen?.- 1. Aufenthaltswahrscheinlichkeit.- Aufenthaltswahrscheinlichkeit bei mehreren Elektronen.- Der Elektronenspin (Eigendrehimpuls).- Bercksichtigung der Atomkerne.- Der Bindungsabstand.- 2. Die Elektronendichte ?.- Volumenelemente addieren.- Die ?-Funktion.- Elektronendichte im n-Elektronensystem.- 3. Stationre und nichtstationre Zustnde.- Die Wellenfunktion ?.- Erweiterung auf mehrere Elektronen.- III. Das Periodensystem als Ausdruck des Elektronenverhaltens.- 1. Die Quantenzahlen.- Knotenflchen und Knotenkugeln.- Orbitale.- 2. Mehrelektronensysteme.- Aufbauprinzip und Elektronenkonfiguration.- Ionisierungsenergien.- Verbindung zum Periodensystem.- Das Pauli-Prinzip.- Bedeutung des Pauli-Prinzips.- Zur Darstellung der Gesamtelektronendichte.- 3. Die Elektronegativitten.- Valenzstrich-Struktur und Bindungsenergien.- Die Bindungsradien.- IV. Die “Anschaulichkeit” der chemischen Bindung.- 1. Ein sehr wichtiger Nherungsstandpunkt.- 2. Die chemische Bindung.- 3. Einige halbempirische Vorstellungen.- V. Eine Systematik der chemischen Bindung.- 1. Die Moleklorbitale (MO).- 2. Lokalisierte Orbitale und Valenzstrich-Schema.- 3. Die Nherung der Linearkombination von Atomorbitalen.- VI. Wie werden Elektronenverteilungen (Materiewellen) berechnet?.- Liste der hufiger verwendeten Symbole.
