Elektronen und Chemische Bindung
eBook - PDF

Elektronen und Chemische Bindung

  1. 205 Seiten
  2. German
  3. PDF
  4. Über iOS und Android verfügbar
eBook - PDF

Elektronen und Chemische Bindung

Über dieses Buch

"Electrons and chemical bonding: This standard textbook on quantum chemistry is easy to understand even for chemists; its basic concepts never become obsolete. Well done didactically, concise and to-the-point."
Prof. Dr. Ralf Steudel, TU Berlin

Häufig gestellte Fragen

Ja, du kannst dein Abo jederzeit über den Tab Abo in deinen Kontoeinstellungen auf der Perlego-Website kündigen. Dein Abo bleibt bis zum Ende deines aktuellen Abrechnungszeitraums aktiv. Erfahre, wie du dein Abo kündigen kannst.
Nein, Bücher können nicht als externe Dateien, z. B. PDFs, zur Verwendung außerhalb von Perlego heruntergeladen werden. Du kannst jedoch Bücher in der Perlego-App herunterladen, um sie offline auf deinem Smartphone oder Tablet zu lesen. Weitere Informationen hier.
Perlego bietet zwei Abopläne an: Elementar und Erweitert
  • Elementar ist ideal für Lernende und Profis, die sich mit einer Vielzahl von Themen beschäftigen möchten. Erhalte Zugang zur Basic-Bibliothek mit über 800.000 vertrauenswürdigen Titeln und Bestsellern in den Bereichen Wirtschaft, persönliche Weiterentwicklung und Geisteswissenschaften. Enthält unbegrenzte Lesezeit und die Standardstimme für die Funktion „Vorlesen“.
  • Pro: Perfekt für fortgeschrittene Lernende und Forscher, die einen vollständigen, uneingeschränkten Zugang benötigen. Schalte über 1,4 Millionen Bücher zu Hunderten von Themen frei, darunter akademische und hochspezialisierte Titel. Das Pro-Abo umfasst auch erweiterte Funktionen wie Premium-Vorlesen und den Recherche-Assistenten.
Beide Abopläne sind mit monatlichen, halbjährlichen oder jährlichen Abrechnungszyklen verfügbar.
Wir sind ein Online-Abodienst für Lehrbücher, bei dem du für weniger als den Preis eines einzelnen Buches pro Monat Zugang zu einer ganzen Online-Bibliothek erhältst. Mit über 1 Million Büchern zu über 1.000 verschiedenen Themen haben wir bestimmt alles, was du brauchst! Weitere Informationen hier.
Achte auf das Symbol zum Vorlesen bei deinem nächsten Buch, um zu sehen, ob du es dir auch anhören kannst. Bei diesem Tool wird dir Text laut vorgelesen, wobei der Text beim Vorlesen auch grafisch hervorgehoben wird. Du kannst das Vorlesen jederzeit anhalten, beschleunigen und verlangsamen. Weitere Informationen hier.
Ja! Du kannst die Perlego-App sowohl auf iOS- als auch auf Android-Geräten nutzen, damit du jederzeit und überall lesen kannst – sogar offline. Perfekt für den Weg zur Arbeit oder wenn du unterwegs bist.
Bitte beachte, dass wir Geräte, auf denen die Betriebssysteme iOS 13 und Android 7 oder noch ältere Versionen ausgeführt werden, nicht unterstützen können. Mehr über die Verwendung der App erfahren.
Ja, du hast Zugang zu Elektronen und Chemische Bindung von Harry B. Gray, Erwin Riedel im PDF- und/oder ePub-Format sowie zu anderen beliebten Büchern aus Naturwissenschaften & Anorganische Chemie. Aus unserem Katalog stehen dir über 1 Million Bücher zur Verfügung.

Information

Verlag
De Gruyter
Jahr
2011
ISBN drucken
9783110035025
eBook-ISBN:
9783110830620
Auflage
1
Thema
Naturwissenschaften
Thema
Anorganische Chemie

Inhaltsverzeichnis

  1. I Elektronen in Atomen
  2. 1.1 Vorbemerkung
  3. 1.2 Bohrsche Theorie des Wasserstoffatoms
  4. 1.3 Das Spektrum des Wasserstoffatoms
  5. 1.4 Die Notwendigkeit einer Modifizierung der Bohrschen Theorie
  6. 1.5 Elektronenwellen
  7. 1.6 Die Unbestimmtheitsrelation
  8. 1.7 Die Wellenfunktion
  9. 1.8 Die Schrödinger-Gleichung
  10. 1.9 Die Norminierungskonstante
  11. 1.10 Der Radialanteil der Wellenfunktion
  12. 1.11 Der winkelabhängige Anteil der Wellenfunktion
  13. 1.12 Orbitale
  14. 1.13 Der Elektronenspin
  15. 1.14 Die Theorie von Mehrelektronenatomen
  16. 1.15 Russell-Saunders-Terme
  17. 1.16 Ionisierungspotentiale
  18. 1.17 Elektronenaffinitäten
  19. II Zweiatomige Moleküle
  20. 2.1 Kovalente Bindung
  21. 2.2 Molekülorbitaltheorie
  22. 2.3 Bindende und antibindende Molekülorbitale
  23. 2.4 Energieniveaus von Molekülorbitalen
  24. 2.5 Das Wasserstoffmolekül
  25. 2.6 Bindungslängen von H2+und H2
  26. 2.7 Bindungsenergien von H2+ und H2
  27. 2.8 Die Eigenschaften von H2+ und H2 in einem magnetischen Feld
  28. 2.9 Homonukleare zweiatomige Moleküle der zweiten Periode
  29. 2.10 Andere A2-Moleküle
  30. 2.11 Termsymbole für lineare Moleküle
  31. 2.12 Heteronukleare zweiatomige Moleküle
  32. 2.13 Energieniveaudiagramm der Molekülorbitale von LiH
  33. 2.14 Grundzustand von LiH
  34. 2.15 Dipolmomente
  35. 2.16 Elektronegativität
  36. 2.17 Ionenbindung
  37. 2.18 Ein einfaches Ionenmodell für die Alkalimetallhalogenide
  38. 2.19 Allgemeine AB-Moleküle
  39. III Lineare dreiatomige Moleküle
  40. 3.1 BeH2
  41. 3.2 Energieniveaus von BeH2
  42. 3.3 BeH2 nach der Valenzbindungstheorie
  43. 3.4 Lineare dreiatomige Moleküle mit π-Bindung
  44. 3.5 Bindungseigenschaften von CO2
  45. 3.6 Ionogene dreiatomige Moleküle: die Erdalkalimetallhalogenide
  46. IV Trigonal-planare Moleküle
  47. 4.1 BF3
  48. 4.2 σ-Molekülorbitale
  49. 4.3 π-Molekülorbitale
  50. 4.4 Energieniveaus von BF3
  51. 4.5 Die Äquivalenz der σx- und σy-Orbitale
  52. 4.6 Der Grundzustand von BF3
  53. 4.7 Die Valenzbindungsnäherung für BF3
  54. 4.8 Andere trigonal-planare Moleküle
  55. V Tetraedrische Moleküle
  56. 5.1 CH4
  57. 5.2 Grundzustand von CH4
  58. 5.3 Der Tetraederwinkel
  59. 5.4 CH4 nach der VB-Methode
  60. 5.5 Andere tetraedrische Moleküle
  61. VI Trigonal-pyramidale Moleküle
  62. 6.1 NH3
  63. 6.2 Die Überlappung bei den σx-, σy- und σz-Orbitalen
  64. 6.3 Die interelektronischen Abstoßungen und die H–N–H-Bindungswinkel in NH3
  65. 6.4 Bindungswinkel von anderen trigonal-pyramidalen Molekülen
  66. 6.5 Grundzustand von NH3
  67. VII Gewinkelte dreiatomige Moleküle
  68. 7.1 H2O
  69. 7.2 Der Grundzustand von H2O
  70. 7.3 Gewinkelte dreiatomige Moleküle mit π-Bindung: NO2
  71. 7.4 σ-Orbitale
  72. 7.5 π-Orbitale
  73. 7.6 Grundzustand von NO2
  74. VIII Die Bindung in organischen Molekülen
  75. 8.1 Einführung
  76. 8.2 C2H4
  77. 8.3 Energieniveaus von C2H4
  78. 8.4 Grundzustand von C2H4
  79. 8.5 „Bogenbindungen“ im Molekül C2H4
  80. 8.6 Bindungseigenschaften der C=C-Gruppe
  81. 8.7 Der βcc-Wert von C2H4
  82. 8.8 H2CO
  83. 8.9 Der Grundzustand von H2CO
  84. 8.10 Der n→π*-Übergang der Carbonylgruppe
  85. 8.11 C2H2
  86. 8.12 Der Grundzustand von C2H2
  87. 8.13 CH3CN
  88. 8.14 C6H6
  89. 8.15 Energien der Molekülorbitale von C6H6
  90. 8.16 Der Grundzustand von C6H6
  91. 8.17 Resonanzenergie von C6H6
  92. IX Bindungen unter Beteiligung von d-Valenzorbitalen
  93. 9.1 Einführung
  94. 9.2 Der oktreadrische Komplex Ti(H2O)63+
  95. 9.3 Energieniveaus von Ti(H2O)63+
  96. 9.4 Grundzustand von Ti(H2O)63+
  97. 9.5 Das Elektronenspektrum von Ti(H2O)63+
  98. 9.6 VB-Theorie von Ti(H2O)63+
  99. 9.7 Kristallfeldtheorie von Ti(H2O)63+
  100. 9.8 Die Beziehung der allgemeinen MO-Behandlung zur VB-Theorie und zur Kristallfeldtheorie
  101. 9.9 Typen der π-Bindung in Metallkomplexen
  102. 9.10 Quadratisch-planare Komplexe
  103. 9.11 Tetraedrische Komplexe
  104. 9.12 Der Wert von Δ
  105. 9.13 Die magnetischen Eigenschaften von Komplexen: Liganden mit schwachem und mit starkem Feld
  106. 9.14 Die Elektronenspektren oktraedrischer Komplexe
  107. Literatur
  108. Schlußbemerkung
  109. Anhang
  110. Sachregister