Kugelwolkenmodell: Unterschied zwischen den Versionen

Aktuelle Version vom 24. März 2020, 18:46 Uhr

Zur Beschreibung und Darstellung von Elektronenpaarbindungen wird im Rahmen des Orbitalmodell in der Regel das sogenannte Hybridisierungsmodell verwendet. Dieses ist aber in der druchgehenden Anwendung für den gymnasialen Grundlagenfachunterricht zu anspruchsvoll.

Im Folgenden wird deshalb zuerst das Prinzip des Hybridisierungsmodells erklärt, dann aber das Kugelwolkenmodell als stark vereinfachtes - aber durchaus brauchbares Modell - eingeführt.

Inhaltsverzeichnis

1 Hybridisierung - vom Orbitalmodell zum Kugelwolkenmodell
2 Das Kugelwolkenmodell
- 2.1 Beispiele zum KWM
3 Grenzen des Modells
- 3.1 Vergleich: KWM - Orbitalmodell
4 Die Lewisschreibweise
- 4.1 Beispiele zur Lewisschreibweise
5 Quellen

Hybridisierung - vom Orbitalmodell zum Kugelwolkenmodell

Nähern sich zwei Nichtmetallatome, die sich in einer Elektronenpaarbindung verbinden, wirken starke Kräfte:

- Anziehung zwischen den Kernen und den Elektronen des jeweils anderen Atoms

- Abstossung zwischen den Elektronen der beiden negativ geladenen Hüllen und den positiv geladenen Kernen

Durch diese Kräfte werden die s- und p-Orbitale räumlich und energetisch so verändert, dass das s-Orbital mit allen 3 p-Orbitalen (sp³-Hybridisierung), oder nur mit zwei p-Orbitalen (sp²-Hybridisierung) - oder auch nur mit einem p-Orbital (sp-Hybridisierung) verschmilzt. Die dadurch neu entstandenen Orbitale nennt man Hybridorbitale (hybrida (gr): Mischling).

Die gesamte Anzahl Orbitale bleibt dabei gleich: Es sind immer insghesamt 4 Orbitale - entweder 4 Hybridorbitale - oder eine Kombination von Hybridorbitalen und unveränderten p-Orbitalen.

Achtung: Die Zahl im Namen (t.B. sp₃) bezieht sich immer auf die Anzahl p- Orbitale, die beteiligt sind - und nicht etwa auf die Anzahl Hybridorbitale! In der sp³-Hybridisierung gibt es beispielsweise 4 Hybridorbitale

Im Folgenden wird zuerst die wichtigste Art der sp3-Hybridisierung am Beispiel von Kohlenstoff erklärt, dann noch die seltenere sp²- und sp-Hybridisierung.

sp³-Hybridisierung - Beispiel Methan CH₄

Ein einzelnes Kohlenstoffatom weist die folgende Elektronenkonfiguration auf: [He] 2s²2p²

Bei unveränderten Atomorbitalen müsste das Molekül CH₂ entstehen!

Diese Struktur widerspricht aber allen Eigenschaften und experimentellen Analysen von Methan und entspricht damit nicht der Realität - und Die Natur bildet CH₄, nicht CH₂!

Warum aber liefert das Orbitalmodell nicht die richtige Struktur? Der Grund liegt darin, dass zusätzlich noch die oben erwähnten Kräfte berücksichtigt werden müssen, welche die Form und Energie der Orbitale verändern! Diese Kräfte führen zu einem energiearmen und symmetrischen Zustand - Eben CH₄!

Man kann das mathematisch berechnen - wir begnügen uns aber damit, das qualitativ zu beschreiben:

Hat ein Kohlenstoffatom vier Bindungspartner, verschmilzt das s-Orbital mit allen drei p-Orbitalen, wobei vier symmetrische Hybridorbitale entstehen, die gleichmässig um den Kern herum angeordnet sind. Dabei entsteht die bekannte tetraedrische Struktur von Methan:

Geometrische Anordnung: tetraedrisch - Bindungswinkel: 109.5° (Tetraederwinkel)

Voraussetzung: Ein sp³-hybridisiertes C-Atom hat typischerweise vier Bindungspartner.

sp²-Hybridisierung - Beispiel Ethen C₂H₄

In Ethen sind die beiden Kohlenstoffe mit je zwei Wasserstoffatomen und gegenseitig mit einer Doppelbindung verbunden: Jedes Kohlenstoffatom hat somit insgesamt drei Bindungspartner. Da die Anzahl Bindungspartner bei Kohlenstoff jeweils der Anzahl Hybridorbitale entspricht, verschmilzt in diesem Fall das s-Orbital nur mit zwei p-Orbitalen - ein p-Orbital bleibt dabei also unverändert.

Bitte beachten Sie, dass sich die beiden p-Orbitale der beiden sp2-hybridisierten KOhlenstoffatome auch überlappen können!.

Die Bindung besteht aus einem "halben" Orbital oberhalb und einem "halben" Orbital unterhalb. Diese Bindungen werden als"pi-Orbitale" bezeichnet vom griechischen Buchstaben für p, während die Bindungen mit Hybridorbitalen als "sigma-Bindungen" bezeichnet werden vom griechischen Buchstaben für s, da alle aus einem s-Orbial entstanden). In den Darstellungen sind die pi-Orbitale rot, die sigma-Orbitale grün.

Beachten Sie auch, dass die pi-Orbitale weniger stark sind als die sigma-Bindungen, da die pi-Elektronen weniger stark von den Kernen angezogen werden (Abstand!). DAs ist der Grund, dass Moleküle mit Doppelbindungen im Allgemeinen reaktionsfreudig sind.

Geometrische Anordnung: planar-trigonal - Bindungswinkel: 120°

Voraussetzung: Ein sp²-hybridisiertes C-Atom hat typischerweise drei Bindungspartner (und eine Doppelbindung)

sp-Hybridisierung - Beispiel Ethin C₂H₂

In Ethin sind die beiden Kohlenstoffe mit nur je einem Wasserstoffatomen und gegenseitig mit einer Dreifachbindung verbunden: Jedes Kohlenstoffatom hat somit insgesamt nur zwei Bindungspartner. In diesem Fall verschmilzt das s-Orbital nur mit zwei p-Orbitalen - ein p-Orbital bleibt dabei also unverändert. Dabei entstehen zwei Hybridorbitale und die beiden p-Orbitale bleiben unverändert

Wie bei Ethan können sich natürlich auch in diesem Fall die p-Orbitale zu pi-Bindungen überlappen. Diese liegen senkrecht aufeinander und führen zu einer hohen Reaktivität von Alkinen (Kohlenstoffverbindungen mit mindestens einer Dreifachbindung).

Geometrische Anordnung: linear - Bindungswinkel: 180°

Voraussetzung: Ein sp²-hybridisiertes C-Atom hat typischerweise zwei Bindungspartner (und zwei Doppelbindungen)

Zusammenfassung: Hybridisierung

Das Kugelwolkenmodell

Das Hybridisierungsmodell ist zwar ein sehr leistungsfähiges Modell - aber wie bereits erwähnt - für das Grundlagenfach Chemie in der Schweiz zu anspruchsvoll. Ein einfacheres Modell, das auch in Sekundarschulen bzw. Bezirksschulen verwendet wird, ist das Kugelwolkenmodell

Das Kugelwolkenmodell entspricht im wesentlichen der Vorstellung, dass alle Nichtmetalleatome grundsätzlich sp³-hybtridisiert sind, d.h. in der Valenzschale vier Kugelwolken aufweisen, die tetraedrisch um den Kern gruppiert sind. Kugel- oder Elektronenwolken entsprechen im Wesentlichen den sp³-Hybridorbitalen. Jedes Atom hat also vier Kugelwolken - und damit insgesamt 4 x 2 = 8 Valenzelektronen Die Vereinfachung des Kugelwolkenmodells besteht also gewissermassen darin, dass die sp- und sp²-Hybridisierung ignoriert werden. Dies ergibt zwar Ungenauigkeiten für Doppelbindungen, mit denen es sich aber leben lässt.

Im Folgenden eine Übersicht der Darstellung von Atomen gemäss Kugelwolkenmodell:

Das KWM im Periodensystem

Beispiele zum KWM

Hier folgen zwei Beispiele, an denen man das KWM gut illustrieren und nachvollziehen kann:

Wasserstoff (H₂):	Sauerstoff (O₂):

Grenzen des Modells

Es gibt Unregelmäßigkeiten in der tatsächlichen Besetzung von Schalen bei den Nebengruppenelementen, die sich nur bei einer Annahme erklären lassen: Es muss noch Unterschalen geben. Das lässt sich aber mit dem Kugelwolkenmodell nicht mehr erklären, da es ja nur die jeweils die äusserste Schale betrachtet.

Vergleich: KWM - Orbitalmodell

	Kugelwolkenmodell	Orbitalmodell
gleich	Schalen der Atome	Schalen der Atome
	Elektronen haben Wellencharakter	Elektronen haben Wellencharakter
	Hund'sche Regel, Pauli-Prinzip	Hund'sche Regel, Pauli-Prinzip
verschieden	sp3-Hybridisierung	s/p-Unterschalen
	Betonung der Valenzschalen	Berücksichtigung aller Schalen
		Bindungen der 1. und 2. Periode können gut beschrieben werden, ab der 3. Periode nur eingeschränkt. Nicht geeignet für Nebengruppen, da diese teilweise gleich viele Valenzelektronen haben wie Atome mit anderer Anzahl an Elektronen

Die Lewisschreibweise

Bei der Lewisschreibweise zeigt man auf einem einfachen weg auf, wieviele Valenzelektronen ein Atom hat, und weiterführend wie die Bindungen zwischen Atomen und Molekülen aussehen. Dabei ersetzt man einfach die vollbesetzetn Kugelwolken durch einen Strich und die einfach besetzten Kugelwolken durch einen Punkt.

Beispiele zur Lewisschreibweise

Hier folgen ein paar Beispiele, an denen man die Schreibweie gut illustrieren und nachvollziehen kann:

Bindung von zwei Cl - Atomen

Bindung von H₂O

Man kann statt Strichen auch zwei Punkte schreiben:

Quellen

http://wikipedia.org
http://google.com
Heftaufschrieb
http://www.thomasmusolf.de/fuer_schueler_und_eltern/Chemie/Allgemeines/Wichtige%20Begriffe%20mit%20frame.html
http://www.bionet.schule.de/~grube/fachlehr/chemie/fundamen/valenz.htm
http://chemie.fb2.fh-frankfurt.de/Erlaeuterungen/11Hybridisierung-sp3.htm
http://chemgapedia.de
http://www.thomasmusolf.de/fuer_schueler_und_eltern/Chemie/Allgemeines/PSE%20-%20online07.jpg
Elemente-Moleküle; von Roderich Magyar, Wolfgang Liebhart und Gabriela Jelinek

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-Im Rahmen des Orbitalmodell wird zur Beschreibung und Darstellung von Elektronenpaarbindungen in der Regel das sogenannte Hybridisierungsmodell verwendet. Dieses ist aber in der Anwendung für den gymnasialen Grundlagenfachunterricht zu anspruchsvoll.
+Zur Beschreibung und Darstellung von Elektronenpaarbindungen wird im Rahmen des Orbitalmodell in der Regel das sogenannte <b>Hybridisierungsmodell</b> verwendet. Dieses ist aber in der druchgehenden Anwendung für den gymnasialen Grundlagenfachunterricht zu anspruchsvoll.
-Im folgenden wird deshalb zwar zuerst das Prinzip des Hybridisierungsmodells erklärt, dann aber das Kugelwolkenmodell als stark vereinfachtes - aber durchaus brauchbares Modell - eingeführt.
+Im Folgenden wird deshalb zuerst das Prinzip des Hybridisierungsmodells erklärt, dann aber das <b>Kugelwolkenmodell</b> als stark vereinfachtes - aber durchaus brauchbares Modell - eingeführt.
-== Hybridisierung ==
-Nähern sich zwei Nichtmetallatome, wirken starke Kräfte:
+== Hybridisierung - vom Orbitalmodell zum Kugelwolkenmodell ==
+Nähern sich zwei Nichtmetallatome, die sich in einer Elektronenpaarbindung verbinden, wirken starke Kräfte:
 - Anziehung zwischen den Kernen und den Elektronen des jeweils anderen Atoms
 - Abstossung zwischen den Elektronen der beiden negativ geladenen Hüllen und den positiv geladenen Kernen
-Durch diese Kräfte, werden die s- und p-Orbitale verändert: räumlich und energetisch.
-Das s-Orbital verschmilzt dabei mit 1, 2 oder 3 p-Orbitalen, wobei sog. Hybridorbitale entstehen (hybrida (gr): Mischling). Die Gesamtanzahl Orbitale bleibt gleich: Es bleiben insgesamt immer 4 Orbitale.
+Durch diese Kräfte werden die s- und p-Orbitale räumlich und energetisch so verändert, dass das s-Orbital mit allen 3 p-Orbitalen (sp<sup>3</sup>-Hybridisierung), oder nur mit zwei p-Orbitalen (sp<sup>2</sup>-Hybridisierung) - oder auch nur mit einem p-Orbital (sp-Hybridisierung) verschmilzt.
+Die dadurch neu entstandenen Orbitale nennt man Hybridorbitale (hybrida (gr): Mischling).
+Die gesamte Anzahl Orbitale bleibt dabei gleich: Es sind immer insghesamt 4 Orbitale - entweder 4 Hybridorbitale - oder eine Kombination von Hybridorbitalen und unveränderten p-Orbitalen.
+Achtung: Die Zahl im Namen (t.B. sp<b><sub>3</b></sub>) bezieht sich immer auf die Anzahl p- Orbitale, die beteiligt sind - und nicht etwa auf die Anzahl Hybridorbitale! In der sp<sup>3</sup>-Hybridisierung gibt es beispielsweise 4 Hybridorbitale
+Im Folgenden wird zuerst die wichtigste Art der sp3-Hybridisierung am Beispiel von Kohlenstoff erklärt, dann noch die seltenere sp<sup>2</sup>- und sp-Hybridisierung.
+=== sp<sup>3</sup>-Hybridisierung - Beispiel Methan CH<sub>4</sub>===
+Ein einzelnes Kohlenstoffatom weist die folgende Elektronenkonfiguration auf: [He] 2s<sup>2</sup>2p<sup>2</sup>
+[[Bild:Hybridisierung_Atomorbitale_col.jpg|400px||Energieniveaus und Orbitale eines einzelnen Kohlenstofftoms]]
+Bei unveränderten Atomorbitalen müsste das Molekül <b>CH<sub>2</sub></b> entstehen!
+[[Bild:Hybridisierung_CH2_col.jpg|250px||x]]
+Diese Struktur widerspricht aber allen Eigenschaften und experimentellen Analysen von Methan und entspricht damit <b>nicht</b> der Realität - und  <b>Die Natur bildet CH<sub>4</sub>, nicht CH<sub>2</sub>!</b>
+Warum aber liefert das Orbitalmodell nicht die richtige Struktur? Der Grund liegt darin, dass  zusätzlich noch die oben erwähnten Kräfte berücksichtigt werden müssen, welche die Form und Energie der Orbitale verändern! Diese Kräfte führen zu einem energiearmen und symmetrischen Zustand - Eben CH<sub>4</sub>!
+Man kann das mathematisch berechnen - wir begnügen uns aber damit, das qualitativ zu beschreiben:
+Hat ein Kohlenstoffatom vier Bindungspartner, verschmilzt das s-Orbital mit allen drei p-Orbitalen, wobei vier symmetrische Hybridorbitale entstehen, die gleichmässig um den Kern herum angeordnet sind. Dabei entsteht die bekannte tetraedrische Struktur von Methan:
+[[Bild:Hybridisierung_sp3_col.jpg|400px|left|Energieniveaus und Orbitale eines einzelnen Kohlenstofftoms]] [[Bild:Hybridisierung_CH4.jpg|170px|Energieniveaus und Orbitale eines einzelnen Kohlenstofftoms]]
+Geometrische Anordnung: tetraedrisch - Bindungswinkel: 109.5° (Tetraederwinkel)
+Voraussetzung: Ein sp<sup>3</sup>-hybridisiertes C-Atom hat typischerweise <b>vier Bindungspartner</b>.
+=== sp<sup>2</sup>-Hybridisierung - Beispiel Ethen C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>===
+In Ethen sind die beiden Kohlenstoffe mit je zwei Wasserstoffatomen und gegenseitig mit einer Doppelbindung verbunden: Jedes Kohlenstoffatom hat somit insgesamt <b>drei Bindungspartner</b>.
+Da die Anzahl Bindungspartner bei Kohlenstoff jeweils der Anzahl Hybridorbitale entspricht, verschmilzt in diesem Fall das s-Orbital nur mit zwei p-Orbitalen - ein p-Orbital bleibt dabei also unverändert.
+[[Bild:Hybridisierung_sp2_col.jpg|400px|left|Energieniveaus und Orbitale eines einzelnen Kohlenstofftoms]] [[Bild:Hybridisierung_Ethen.jpg|320px|Energieniveaus und Orbitale eines einzelnen Kohlenstofftoms]]
+<b>Bitte beachten Sie, dass sich die beiden p-Orbitale der beiden sp2-hybridisierten KOhlenstoffatome auch überlappen können!</b>.
+Die Bindung besteht aus einem "halben" Orbital oberhalb und einem "halben" Orbital unterhalb. Diese Bindungen werden als"pi-Orbitale" bezeichnet vom griechischen Buchstaben für p, während die Bindungen mit Hybridorbitalen als "sigma-Bindungen" bezeichnet werden vom griechischen Buchstaben für s, da alle aus einem s-Orbial entstanden). In den Darstellungen sind die pi-Orbitale rot, die sigma-Orbitale grün.
-Beispiel: Das s-Orbital hybridisert mit einem p-Orbital zu zwei sp-Hybridorbitalen:
+Beachten Sie auch, dass die pi-Orbitale weniger stark sind als die sigma-Bindungen, da die pi-Elektronen weniger stark von den Kernen angezogen werden (Abstand!). DAs ist der Grund, dass Moleküle mit Doppelbindungen im Allgemeinen reaktionsfreudig sind.
-[[Bild:sp3_orbitale.gif]]
+Geometrische Anordnung: planar-trigonal - Bindungswinkel: 120°
+Voraussetzung: Ein sp<sup>2</sup>-hybridisiertes C-Atom hat typischerweise <b>drei Bindungspartner</b> (und eine Doppelbindung)
-=== sp-Hybridisierung ===
-Die sp-Hybridisierung bedeutet, dass jeweils ein s-Orbital und ein p-Orbital mitteinander verschmelzen und dabei ein hybridisiertes Orbital entsteht. Die Energieniveaus der hybridisierten Orbitale sind leicht tiefer gegenüber den anderen Orbitalen.
-[[Bild:sp-Hybridisierung.jpg|300px|Dieses Bild zeigt die sp-Hybridisierung an einem C-Atom]]
+=== sp-Hybridisierung - Beispiel Ethin C<sub>2</sub>H<sub>2</sub>===
-=== sp2-Hybridisierung ===
+In Ethin sind die beiden Kohlenstoffe mit nur je einem Wasserstoffatomen und gegenseitig mit einer Dreifachbindung verbunden: Jedes Kohlenstoffatom hat somit insgesamt nur <b>zwei Bindungspartner</b>.
-Die sp2-Hybridisierung bedeutet, dass ein s-Orbital und zwei p-Orbitale mitteinander verschmelzen.
+In diesem Fall verschmilzt das s-Orbital nur mit zwei p-Orbitalen - ein p-Orbital bleibt dabei also unverändert. Dabei entstehen zwei Hybridorbitale und die beiden p-Orbitale bleiben unverändert
+[[Bild:Hybridisierung_sp.jpg|400px|left|Energieniveaus und Orbitale eines einzelnen Kohlenstofftoms]] [[Bild:Hybridisierung_Ethin.jpg|320px|Energieniveaus und Orbitale eines einzelnen Kohlenstofftoms]]
-[[Bild:sp2-Hybridisierung.jpg|300px|Das Bild illustriert eine sp2-Hybridisierung eines C-Atoms]]
-Man betrachtet aber der Einfachheit halber nur die sp3-Hybridisierung und vernachlässigt die anderen Hybridisierungsmöglichkeiten. Mit der sp3-Hybridisierung lassen sich Bindungen leichter darstellen.
+Wie bei Ethan können sich natürlich auch in diesem Fall die p-Orbitale zu pi-Bindungen überlappen. Diese liegen senkrecht aufeinander und führen  zu einer hohen Reaktivität von Alkinen (Kohlenstoffverbindungen mit mindestens einer Dreifachbindung).
-=== sp3-Hybridisierung ===
+Geometrische Anordnung: linear - Bindungswinkel: 180°
-Die sp3-Hybridisierung bedeutet, dass ein s-Orbital und drei p-Orbitale mitteinander verschmelzen und ein sp3-hybridisierte Orbital entsteht, wobei alle vier Orbitale auf dem gleichen Energieniveau liegen.
+Voraussetzung: Ein sp<sup>2</sup>-hybridisiertes C-Atom hat typischerweise <b>zwei Bindungspartner</b> (und zwei Doppelbindungen)
-[[Bild:Sp3-Hybridisierung.jpg|300px|Dieses Bild soll die sp3-Hybridisierung eines C-Atoms verdeutlichen.]]
+=== Zusammenfassung: Hybridisierung===
-Wenn man dies im Raum betrachtet sieht man, dass sich die entstandenen Orbitale möglichst weit voneinander entfernen (109.5°). Sie haben eine tetraedische Form:
+[[Bild:Hybridisierung Uebersicht col.jpg|800px|Energieniveaus und Orbitale eines einzelnen Kohlenstofftoms]]
-[[Bild:tetraeder.gif]]
-Dank der Hybridisierung verstehen wir das Kugelwolkenmodell besser und somit ergeben sich ein paar einfache Regeln, durch die das KWM beschrieben werden kann:
-#  In der ersten Schale gibt es nur eine Kugelwolke, die zentral um den Kern angeordnet ist.
-# Ab der zweiten Schale werden immer erst 4 Elektronenwolken angelegt, erst in den Nebengruppen werden sie auf die Endzahl erweitert '''(allerdings spielt das bei der chemischen Bindung keine Rolle!)'''
-# Jede der vier Elektronenwolken wird aufgrund der Abstoßung der Elektronen zuerst einfach besetzt(Hund'sche Regel). Erst ab dem 5. Elektron auf der Schale sind die Elektronen, bei unterschiedlichem Spin, paarweise in den Elektronenwolken verteilt.(Pauli-Prinzip)
-# Die Elektronenwolken versuchen immer einen möglichst großen Abstand zu erreichen, weshalb sie tetraedrisch angeordnet sind.
-# Die Besetzung der inneren Schalen wird nicht beachtet, da sie bei der chemischen Bindung keine Rolle spielen.
 == Das Kugelwolkenmodell ==
-Im Kugelwolkenmodell (KWM) geht man davon aus, dass die Elektronen um ein Atom <b>kugelförmige Aufenthaltsorte</b> haben. Diese Aufenthaltsräume wurden, gemäss Orbitalmodell, mittels Schrödingergleichung errechnet und stellen die Räume als Wahrscheinlichkeitsräume dar, in dem sich ein Elektron aufhält. Jede dieser Elektronenwolken können mit <b>ein oder zwei Elektronen</b> besetzt werden. Aufgrund der zunehmender Grösse der Schalen nehmen auch die Elektronenwolken zu, wobei nicht alle Räume der Wolken besetzt werden müssen. Jedoch betrachtet man im Kugelwolkenmodell nur die äusserste Schale, die Valenzschale, welche, wie schon im Bohrschen Modell festgelegt, bis auf weiteres nur <b>acht Elektronen</b> aufnimmt! Folglich hat jedes Atom im KWM maximal 4 Wolken.
+Das Hybridisierungsmodell ist zwar ein sehr leistungsfähiges Modell - aber wie bereits erwähnt - für das Grundlagenfach Chemie in der Schweiz zu anspruchsvoll.
+Ein einfacheres Modell, das auch in Sekundarschulen bzw. Bezirksschulen verwendet wird, ist das <b>Kugelwolkenmodell</b>
+Das Kugelwolkenmodell entspricht im wesentlichen der Vorstellung, dass <b>alle Nichtmetalleatome grundsätzlich sp<sup>3</sup>-hybtridisiert sind</b>, d.h. in der Valenzschale vier Kugelwolken aufweisen, die tetraedrisch um den Kern gruppiert sind. Kugel- oder Elektronenwolken entsprechen im Wesentlichen den sp<sup>3</sup>-Hybridorbitalen. Jedes Atom hat also vier Kugelwolken - und damit insgesamt 4 x 2 = 8 Valenzelektronen
+Die Vereinfachung des Kugelwolkenmodells besteht also gewissermassen darin, dass die sp- und sp<sup>2</sup>-Hybridisierung ignoriert werden. Dies ergibt zwar Ungenauigkeiten für Doppelbindungen, mit denen es sich aber leben lässt.
+Im Folgenden eine Übersicht der Darstellung von Atomen gemäss Kugelwolkenmodell:
 [[Bild:KWM im PS.jpg|thumb|400px|Das KWM im Periodensystem]]

Kugelwolkenmodell: Unterschied zwischen den Versionen

Aktuelle Version vom 24. März 2020, 18:46 Uhr

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