Zusammenfassung
Die verschiedenen Bindungsarten. Man unterscheidet vier Arten von chemischer Bindung:
-
1.
Ionen- oder heteropolare Bindung.
-
2.
Atom- oder homöopolare Bindung.
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3.
Bindung durch Polarisation (van der Waalsche Bindung).
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4.
Metallische Bindung.
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Literatur
Z. B. ist die Dissoziationsenergie des Wasserstoffmoleküls 4,7 e-Volt, diejenige der Alkalimetallmoleküle kleiner als 1 e-Volt.
Dies gilt nur für gerade Funktionen.
Alle anderen Eigenwerte verhalten sich ähnlich wie dieser, mit Ausnahme des tiefsten Eigenwertes. Wir interessieren uns aber immer nur für den zweiten Eigenwert.
Für x 1 = l hat E eine Unstetigkeit (Abb. 52), die durch die Unstetigkeit des Potentialverlaufs an dieser Stelle bedingt ist.
Die Wechselwirkung der konstanten negativen Ladung mit sieh selbst darf natürlich nicht mitgerechnet werden.
Bei Berücksichtigung der Störung der gleichmäßigen Elektronenverteilung durch die Atomschwingung wird e und damit Θ erniedrigt [208 a]. Hierzu kommt bei Berücksichtigung der Ionenabstoßung noch ein weiterer Term, der Θ erhöht und insbesondere bei Cu, Ag und Au von Bedeutung ist [209].
Die inneren Maxima und Minima haben keine Bedeutung, weil die Wellenfunktion dann nicht die nötige Anzahl von Knoten hat.
Das ist meist fast die ganze Kugel, z. B. bei der Eigenfunktion für Na (Abb. 10, S.53) etwa 90% des Volumens der Kugel.
Eigentlich müßten wir eine Linearkombination der beiden Partikularlösungen nehmen. Es läßt sich aber zeigen, daß der Koeffizient der zweiten verschwinden muß.
Gl. (13) enthält noch nicht die Voraussetzung ε r 2 < 1.
Auch die anderen elastischen Konstanten [209], sowie die Temperatur-und Druckabhängigkeit der Kompressibilität lassen sich mit befriedigender Übereinstimmung mit den Experimenten berechnen.
Auch sind die experimentellen Werte [67] nicht sehr genau, und zwar eher zu groß gewählt.
Wir nehmen also an: 1. daß die Wechselwirkung der Valenzelektronen und die Erhöhung der Kernladungszahl um Eins dadurch ersetzt werden können, daß das Ion nicht die Ladung 2 e, sondern Ze hat; 2. daß Z für alle r 1 den Wert für r 1 = ∞ (freies Atom) hat.
In gleichen Einheiten ist also z. B. (r 0)Erdalkali = (math) (r 0)Alkali.
F ist pro Elektron gerechnet, nicht pro Atom.
Vgl. Fußnote 2 auf S. 280.
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Dieses Kapitel ist Teil des Digitalisierungsprojekts Springer Book Archives mit Publikationen, die seit den Anfängen des Verlags von 1842 erschienen sind. Der Verlag stellt mit diesem Archiv Quellen für die historische wie auch die disziplingeschichtliche Forschung zur Verfügung, die jeweils im historischen Kontext betrachtet werden müssen. Dieses Kapitel ist aus einem Buch, das in der Zeit vor 1945 erschienen ist und wird daher in seiner zeittypischen politisch-ideologischen Ausrichtung vom Verlag nicht beworben.
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Fröhlich, H. (1936). Die metallische Bindung. In: Elektronentheorie der Metalle. Struktur und Eigenschaften der Materie. Springer, Berlin, Heidelberg. https://doi.org/10.1007/978-3-662-38366-7_6
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