Van der Waals Kräfte

Dipol-Dipol-Kräfte werden als Van-der-Waals-Wechselwirkungen
                        bezeichnet und treten grundsätzlich zwischen allen Arten von Atomen, Molekülen und Ionen auf, auch wenn diese
                        unpolar sind. Sie können anziehend oder abstoßend sein. Bei größerem Abstand zwischen den Teilchen überwiegt die
                                Anziehung. Die Van-der-Waals-Kräfte sind sehr schwach, addieren sich jedoch bei größeren
                                Assoziationsflächen. Ihre Stärke nimmt mit zunehmender Molekülgröße und Polarisierbarkeit zu.Bei zu
                        nahem Kontakt der Atome kommt es zu einer starken Abstoßung sowohl der positiv geladenen Kerne als auch der
                        vollbesetzten Orbitale (Verbot durch Pauli-Prinzip). Die Stärke der Van-der-Waals-Wechselwirkungen unter
                        Berücksichtigung dieser Abstoßung wird annäherungsweise durch das Lennard-Jones-Potenzial beschrieben.Man unterscheidet drei Komponenten der Van-der-Waals-Wechselwirkungen:Wechselwirkung - permanenter Dipol-permanenter Dipol (Richteffekt)Bei der Anziehung von permanenten Dipolen kommt es zur Ausrichtung der Dipole, die dadurch in einen energieärmeren
                        Zustand übergehen. Die Änderung der Geometrie wird aber nur dann angenommen, wenn die Anziehungskraft größer ist als
                        die thermische Energie. Von den drei Arten der Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind diese Kräfte zwischen permanenten
                        Dipolen die Stärksten.Abb.1

                                        Bei der Anordnung der Dipole sind zwei energetisch günstige Anordnungen denkbar.
                                       

Salze benennen

die Salze von Ameisensäure heißen Formiate, die von Essigsäure Acetate, die von Schwefelsäure Sulfate oder Hydrogensulfate, wenn noch Wasserstoff dran ist. Die Salze von Salzsäure heißen Chloride, die von Salpetersäure sind die Nitrate.

Mesomerie

Das Phänomen der Mesomerie bezeichnet die Variation eines chemischen Moleküls durch Elektronenverschiebungen.

2 Hintergrund

Ein Molekül ist nicht starr. Ständige Einflüsse (molekular, statisch, elektrisch) führen dazu, dass sich Elektronen verschieben. Aufgrund der Ladungsverschiebungen können viele "Varianten" oder Grenzstrukturen eines Moleküls vorliegen. Mesomere Grenzstrukturen sind eine Methode, die Bindungsverhältnisse in Molekülen oder Molekül-Ionen wiederzugeben. Eine einzelne Lewis-Formel kann eine chemische Substanz nicht vollständig veranschaulichen. Die realen Verhältnisse liegen als Mittel zwischen mehreren Grenzformeln vor.

3 Beispiel

Ethanal kann als gutes Beispiel verwendet werden. Die CHO-Gruppe des Aldehydes eröffnet Verschiebungen zwischen dem Kohlenstoffatom und dem Sauerstoffatom in der Carbonylgruppe.
Die Mechanismen chemischer Reaktionen lassen sich mit mesomeren Grenzstrukturen oft leichter erklären. Substituenten, welche die Elektronendichte eines Moleküls erhöhen, erleichtern den elektrophilen Angriff (Induktiver Effekt). Umgekehrt wird der elektrophile Angriff durch Substituenten, welche die Elektronendichte vermindern, erschwert.

Gibbs-Helmholtz

Das Auflösen von Ammoniumchlorid in Wasser verläuft unter starker Abkühlung. Die Reaktion ist endotherm. Obwohl diese Reaktion unter Aufnahme von Energie aus der Umgebung abläuft, verläuft sie spontan (freiwillig). Ist das nun ein Widerspruch zu dem, was bisher erläutert wurde? Nein!
Die bisherigen Betrachtungen haben bereits gezeigt, dass für den freiwilligen Ablauf einer Reaktion auch die Entropie berücksichtigt werden muss. Die Enthalpie allein sagt noch nichts darüber aus, ob die Reaktion spontan abläuft.
Eine neue Zustandsgröße, die freie Enthalpie ΔG, wurde daher eingeführt. Sie beschreibt den Energieanteil eines Reaktionssystems quantitativ, der bei konstantem äußeren Druck (keine Volumenarbeit wird geleistet) maximal in Arbeit umgewandelt werden kann.
Die freie Enthalpie für eine Reaktion, bei der sich beim Übergang vom Ausgangszustand zum Endzustand die Temperatur nicht ändert, wird nach folgender Gleichung berechnet:

∆G = ∆H – T • ∆S
(T steht für die absolute Temperatur in Kelvin.)

Anhand der Gleichung ist ersichtlich, dass eine Reaktion dann spontan verlaufen wird, wenn die freie Enthalpie insgesamt abnimmt. Dabei spielt es keine Rolle, was jeweils mit der Enthalpie und Entropie für sich allein geschieht. Nur das Zusammenspiel der beiden ist entscheidend.

Ist ∆G < 0, verläuft die Reaktion freiwillig.
Das ist immer der Fall, wenn Enthalpie und Entropie zusammen wirken, d. h., wenn Wärme freigesetzt wird und die Unordnung zunimmt. Wirken Enthalpie und Entropie gegeneinander, z. B. bei der Bildung von Wasser aus Wasserstoff und Sauerstoff:

∆H = - 285 kJ/mol und ∆S = - 163,5 J/K • mol ,

so ist entscheidend für die Freiwilligkeit der Reaktion, welcher Faktor überwiegt.

Wenn ∆G einen positiven Wert annimmt, läuft die Reaktion nicht freiwillig ab. Solche Reaktionen werden als endergonisch bezeichnet.

Ist ∆G kleiner als Null, so läuft die Reaktion freiwillig ab. Solche Reaktionen bezeichnet man als exergonisch.

Nur durch die Berechnung von ∆G lässt sich also vorhersagen, ob die Reaktion freiwillig abläuft oder nicht!
Im Folgenden wird beispielhaft die freie Standardreaktionsenthalpie für die Bildung von Wasser aus den Elementen berechnet. Da absolute freie Enthalpien nicht messbar sind, wird sie nach der Gibbs-Helmholtz-Gleichung berechnet. Die dafür benötigten Werte (Standardbildungsenthalpien, Standardentropien) können in Tabellen nachgeschlagen werden.

Enthalpie

Die Enthalpie H ist eine thermodynamische Zustandsgröße. Sie ist eine Bezeichnung für die abgegebene bzw. aufgenommene Wärmemenge einer Reaktion. Sie wird in kJ (Kilojoule) gemessen. Man kann nicht die Enthalpie eines Zustands messen, sondern nur immer die Differenz zwischen zwei Zuständen. Geht ein Zustand durch Reaktion in einen anderen über, so kann man die abgegebene bzw. aufgenommene Wärmemenge messen, sie wird DH genannt:


Reaktionen, bei denen Wärme abgegeben wird nennt man exotherm. Die Zahlenwerte werden mit einem negativen Vorzeichen versehen.
Solche Reaktionen, die Wärme benötigen werden endotherm genannt. Ihre Zahlenwerte werden mit einem positiven Vorzeichen versehen.
Ein Beispiel für eine exotherme Reaktion ist die Knallgasreaktion zwischen Sauerstoff und Wasserstoff zu Wasser:

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Arten radioaktiver Strahlung

Arten radioaktiver Strahlung

Radioaktive Strahlung entsteht beim Umwandeln von instabilen Atomkernen (Radionukliden). Dabei wird zwischen Alphastrahlung, Betastrahlung und Gammastrahlung unterschieden.
Alphastrahlung
Alphastrahlung ist eine Teilchenstrahlung. Es handelt sich bei Alphateilchen um doppelt positiv geladene Heliumkerne.
Bild 1 zeigt eine solche Kernumwandlung. Die Reaktionsgleichung lautet:

Bei Abgabe von Alphastrahlung verringert sich die Massenzahl um 4 und die Kernladungszahl (Ordnungszahl) um 2.
Betastrahlung
Betastrahlung ist ebenfalls eine Teilchenstrahlung. Es handelt sich dabei um Elektronen oder um Positronen. Bild 2 zeigt eine Kernumwandlung, bei der Elektronen frei werden. Die Reaktionsgleichung lautet:

Bei Abgabe eines Elektrons bleibt die Massenzahl gleich. Die Kernladungszahl (Ordnungszahl) vergrößert sich um 1. Bei solchen Kernumwandlungen ist zu beachten, dass dieses frei werdende Elektron nicht aus der Atomhülle stammt. Es entsteht vielmehr dadurch, dass sich im Atomkern ein Neutron in ein Proton und ein Elektron umwandelt:

Die Betastrahlung, bei der Elektronen abgegeben werden, bezeichnet man auch als Elektronenstrahlung oder als .
Bei Kernumwandlungen können auch Positronen abgegeben werden. Das sind ebenfalls Teilchen, die aber im Unterschied zu Elektronen keine negative Ladung, sondern eine gleich große positive Ladung besitzen. Bild 3 zeigt ein Beispiel für eine solche Kernumwandlung. Die Reaktionsgleichung lautet:

Bei Abgabe eines Positrons bleibt die Massenzahl gleich. Die Kernladungszahl (Ordnungszahl) verkleinert sich um 1. Ein Positron entsteht, wenn sich im Kern ein Proton in ein Neutron und ein Positron umwandelt:

Die Betastrahlung, bei der Positronen abgegeben werden, wird auch als Positronenstrahlung oder als
bezeichnet.
Gammastrahlung
Gammastrahlung ist eine elektromagnetische Strahlung kurzer Wellenlänge. Die Wellenlänge ist kleiner als , die Frequenz größer als . Damit liegt diese Strahlung am kurzwelligen Ende des Spektrums elektromagnetischer Wellen.
Bild 4 zeigt ein Beispiel für eine Kernumwandlung mit Gammastrahlung. Die Reaktionsgleichung lautet:

Im Unterschied zu Alpha- und Betastrahlung verändert sich die Zusammensetzung des Atomkerns bei Gammastrahlung nicht. Der Kern gelangt aber von einem energiereicheren (angeregten) Zustand in einen energetisch niedrigeren und damit meist auch stabileren Zustand. Das ist vergleichbar mit der Aussendung von Licht, wo sich ebenfalls der energetische Zustand von Atomen, nicht aber ihre Zusammensetzung ändert. Die Vorgänge vollziehen sich bei Licht allerdings nicht im Atomkern, sondern in der Atomhülle.

Molvolumen

Das auch als Molvolumen bezeichnete molare Volumen V_m ist definert als Rauminhalt, den 1n = 6,02214129(27) × 10²³ Teilchen eines Stoffes einnehmen.
Die temperatur- und druckabhängige Größe wird in m³ mol^-1 angegeben.
Die angegebene Stoffmenge n entspricht dabei einem Mol.

Es gilt (mit V = Volumen, n = Stoffmenge, M = Molare Masse, N_A = Avogadro-Konstante, ρ = Dichte):

Hydrathülle

So entsteht eine Hydrathülle

Elektrisch geladene Teilchen, die in Wasser gelöst werden, besitzen im Allgemeinen eine Hydrathülle. Was darunter genau zu verstehen ist, erfahren Sie im Folgenden.

• Eine Hydrathülle entsteht generell dadurch, dass sich beim Prozess der Hydration Wassermoleküle an gelöste Ionen (elektrisch geladene Teilchen) anlagern. Sie wird auch als Hydratsphäre bezeichnet. 1
• Beachtenswert ist dabei, dass Wassermoleküle zu den sogenannten asymmetrischen Molekülen gehören, welche elektrische Dipole bzw. Zweifachpole erzeugen können.
  2
• Der Grund für das Anlagern der Wassermoleküle an die Ionen und damit das Entstehen der Hydrathülle sind die elektrostatischen Kräfte zwischen diesen Dipolen und den Ionen. Man spricht hier auch von der sogenannten Ionen-Dipol-Wechselwirkung. 3

Weitere Hinweise zur Beschaffenheit von Hydrathüllen

Manche Ionen besitzen kleinere und andere größere Hydrathüllen. Woran das genau liegt, erfahren Sie hier:

• Die Dichte sowie die Stärke der Hydrathülle hängen von zwei Faktoren, nämlich zum einen von der Größe und zum anderen von der Ladung der Ionen ab.1
• Dabei gilt die kontraintuitive Regel, dass ein kleines Ion eine größere Hydrathülle erzeugt als größeres Ion mit der gleichen Ladung.2
• Daraus folgt auch, dass Anionen (positiv geladene Ionen), die in der Regel deutlich größer sind als Kationen (negativ geladene Ionen), weniger stark hydratisiert sind und eine kleinere Hydrathülle aufweisen.3

Diese Erklärungen sollten genügen, um den Begriff der Hydrathülle richtig verstehen und anwenden zu können. In der Chemie wird ein elektrisch geladenes Teilchen, das hydratisiert ist bzw. eine Hydrathülle besitzt, 

exotherm - endotherm

exotherm - endotherm

Alle chemischen Reaktionen sind mit Energieumsetzungen verbunden.
Es werden exotherme und endotherme Reaktionen unterschieden.

exotherm

Bei der Reaktion wird Wärmeenergie an die Umgebung abgegeben.

Beispiel: Kohle verbrennt.

endotherm

Bei der Reaktionen wird (Wärme)-Energie aufgenommen. Endotherme Reaktionen laufen nur unter ständiger Energiezufuhr ab. Wird die Energiezufuhr unterbrochen, so kommt die Reaktion zum Stillstand.

Beispiel: Zerlegung des Wassers mit Hilfe von elektrischem Strom.

Molmasse

Jeder von uns ist bestimmt schon einmal über den Begriff der Molmasse gestolpert, doch was sagt sie eigentlich aus? Die Einheit der Molmasse ist g/mol. Die Molmasse ist eine grundlegende Eigenschaft der Moleküle, ohne die in der Chemie keine Berechnungen durchgeführt werden könnten. Die Molmasse gibt an, wie viel Gramm  Atome oder Moleküle eines gewissen Stoffes wiegen, das heißt wie schwer sie sind. Dieses Wissen benötigt man, um exakte Mischverhältnisse in der Chemie und Physik zu realisieren oder den Energiegehalt eines Mediums zu bestimmen.
Kurzer Exkurs: was ist die Avogadro Konstante?
Die Einheit einer Stoffmenge in der Chemie ist das Mol, was sich auf eine unvorstellbar große Anzahl von kleinsten Teilchen bezieht, die in dieser Stoffmenge enthalten sind. Die Anzahl der Atome beziehungsweise Moleküle darin beträgt 602 214 179 000 000 000 000 000, diesen Wert bezeichnet man als Avogadro-Konstante. Diese Zahl scheint aus der Luft gegriffen, doch ist sie wohl überlegt: Dies ist die exakte Menge an Protonen oder Neutronen, welche zusammen ein Gramm wiegen.
Da die restlichen Elektronen (ein negativ geladenes, den Atomkern umkreisendes Teilchen), verglichen mit den Protonen (positiv geladenes Teilchen aus dem Atomkern) und Neutronen (ein ungeladenes Teilchen aus dem Atomkern), auch Kernteilchen genannt, beinahe gewichtslos sind, ist die molare Masse eines Atoms, meist nur etwas mehr, als die Anzahl der enthaltenen Kernteilchen.
Wie kann man die Molmasse berechnen?
Man sieht sich die Molekülformel (oder auch die Summenformel genannt, welche in der Chemie dazu dient, die Anzahl der gleichartigen Atome in einem Molekül anzugeben) an oder bei Salzen die Substanzformel. Von allen an der Verbindung beteiligten Atomsorten (Elemente) nimmt man die relative Atommasse (der Zahlenwert, der Atommasse, ohne Maßeinheit) mal der Anzahl der Atome dieses Elements in der Verbindung und addiert alle diese Produkte aus Atommasse mal Atomzahl. Die Atomzahl ist die relativen Atommassen der Elemente stehen im Periodensystem der Elemente. Das Ergebnis in Gramm angegeben ist dann die molare Masse der Verbindung.
Also die molare Masse (M) ist der Quotient aus der Masse (m) und der Stoffmenge (n) eines Stoffes mit der FORMEL: M = m/n.

Elektronegativität

• Eine Aussenschale ist mit 8 Elektronen vollständig gefüllt. Diese Konfiguration ist energetisch besonders günstig und stabil.
• Eine vollständig gefüllte Außenschale nennt man die Edelgaskonfiguration. Alle Atome sind bestrebt, die Edelgaskonfiguration zu erreichen.
• Dieses Bestreben ist eine wesentliche Triebkraft für das Zustandekommen von chemischen Bindungen.
• Die Edelgase haben von vornherein die Edelgaskonfiguration und beteiligen sich daher kaum an irgendwelchen Verbindungen.

Je mehr Elektronen ein Atom bereits in seiner Außenschale hat, desto größer ist das Bestreben, durch Erwerb weiterer Elektronen die Edelgaskonfiguration zu erreichen.

Als Elektronegativität bezeichnet man die Tendenz eines Atoms, weitere Elektronen aufzunehmen.

Durch die Aufnahme von weiteren Elektronen entsteht ein negativ geladenes Ion.

Die Elektronegativität ist nicht direkt meßbar. Die Elektronegativitäten können nur relativ zueinander gemessen werden. Eine Skala der wurde vom Nobelpreisträger Linus Pauling vorgeschlagen.
Als Referenzgröße dient die 2. Periode des Periodensystems.

Element	Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
Elektronegativität	1,0	1,5	2,0	2,5	3,0	3,5	4,0	--

Die Elektronegativität der Elemente

Eine vollständig gefüllte Außenschale nennt man die Edelgaskonfiguration. Alle Atome sind bestrebt, die Edelgaskonfiguration zu erreichen.

Elemente der ...
7. Hauptgruppe	werden daher versuchen, einem anderen Atom ein Elektron zu "rauben", um so die Außenschale mit 8 Elektronen aufzufüllen.
6. Hauptgruppe	die zwei Elektronen zum Auffüllen der Außenschale benötigen, sind noch stark elektronegativ.
5. Hauptgruppe	benötigen schon drei Elektronen zum Auffüllen der Außenschale. Die Elektronegativität ist nur noch schwach ausgeprägt.
1. Hauptgruppe	Die Elemente der würden sieben Elektronen zum Auffüllen der Außenschale benötigen. Da dies kaum möglich ist verfolgen die Elemente der ersten drei Hauptgruppen eine gänzlich andere Strategie: Sie versuchen, die Außenelektronen abzugeben, so daß die Außenschale komplett leer ist. Die nächst innere Schale, die ja vollständig gefüllt ist, wird dadurch so zu sagen zur Außenschale, so daß die Edelgaskonfiguration ebenfalls erreicht wird. Elemente der ersten Hauptgruppe geben also ein Elektron ab
2. Hauptgruppe	geben demnach zwei Elektronen ab
3. Hauptgruppe	geben also drei Elektronen ab
4. Hauptgruppe	nehmen eine Sonderstellung ein. In dieser Gruppe befinden sich vier Elektronen in der Außenschale. Ein Atom müßte also entweder vier Elektronen aufnehmen oder abgeben. Da beides schon recht schwierig ist, versuchen diese Elemente die Außenschale durch gemeinsame Nutzung von Bindungselektronen aufzufüllen. Es kommt zur sogenannten „kovalenten Bindung“.
8. Hauptgruppe	Die Edelgase haben von vornherein schon eine voll besetzte Außenschale und daher keine Elektronegativität.

Im Periodensystem nimmt die Elektronegativität mit steigender Gruppennummer (von links nach rechts zu). Innerhalb einer Gruppe nimmt die Elektronegativität von unten nach oben zu. Die Edelgase haben von vornherein schon eine voll besetzte Außenschale und daher keine Elektronegativität.

Quantenzahlen

2. Quantenzahlen

Die Gleichung von Schrödinger beschreibt den Energiebetrag eines jeden Elektrons in einem Atom mit den Quantenzahlen.

2.1 Hauptquantenzahl n

Die Hauptquantenzahl n bestimmt die möglichen Energieniveaus des Elektrons im Atom, die auch Schalen (K-, L-, M-, N-, O-, ..., -Schale) genannt werden. n kann dabei ganzzahlige Werte wie 1, 2, 3, 4,... annehmen. Anschaulich gibt n die Größe eines Orbitals an.

2.2 Nebenquantenzahl (Bahndrehimpulsquantenzahl) l

Die Nebenquantenzahl l kann alle Werte annehmen die kleiner gleich n-1 sind, d. h. sie können 0, 1, 2, 3,..., n-1 sein. Anschaulich gibt sie Auskunft über die Gestalt eines Orbitals (Aufenthaltswahrscheinlichkeitsraum). Die so erhaltenen Quantenzustände nennt man s-, p-, d-, f-Zustand.
l = 0    s (sharp): kugelförmig   s-Orbital
l = 1    p (principal): hantelförmig   p-Orbital
l = 2   d (diffuse): Doppelhantel   d-Orbital
l = 3   f (fundamental): Mehrfachhantel und Ringe   f-Orbital
Abbildungen siehe Literatur [10]

2.3 Magnetische Quantenzahl m_l

Die magnetische Quantenzahl m_l beschreibt die Orientierung des Orbitals im Raum. Sie kann alle Werte von +l bis -l annehmen. Die so erhaltene Anzahl der m_l-Werte gibt an, wie viele s-, p-, d- und f-Zustände existieren.

2.4 Spinquantenzahl m_s

Zur vollständigen Beschreibung eines Elektrons benötigt man noch die Spinquantenzahl m_s. Sie gibt die Eigendrehung des Elektrons an. Dafür existieren zwei Quantenzustände: linksdrehend, rechtsdrehend. Die Spinquantenzahl kann hierfür die folgenden zwei Werte annehmen: m_s = + 1/2; m_s = - 1/2

3. Elektronenkonfiguration

Definition: Die Verteilung der Elektronen auf die Orbitale nennt man Elektronenkonfiguration.
Die maximale Anzahl an Elektronen pro Schale kann man mit Hilfe der Hauptquantenzahl n berechnen:  2n² . Die Verteilung der Elektronen auf die Schalen erfolgt nach folgendem Schema:

   

Abb. 3: Das Besetzungsschema der Orbitale

Da ab der M-Schale die Energieniveaus verschiedener Schalen überlappen, erfolgt die Auffüllung nicht mehr der Reihe nach. Des Weiteren müssen bestimmte Regeln (siehe 4.1 und 4.2) beim Besetzen der Orbitale berücksichtigt werden.

3.1 Pauli-Prinzip

Das Pauliprinzip besagt, dass ein Atom keine Elektronen enthalten darf, die in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen. Daraus folgt wiederum, dass jedes Orbital nur mit zwei Elektronen entgegengesetzten Spins besetzt werden darf.

3.2 Hund'sche Regel

Die Hund'sche Regel besagt, dass die Orbitale einer Unterschale so besetzt werden  müssen, dass die Anzahl der Elektronen mit gleicher Spinrichtung maximal wird.

4. Ionisierungsenergie

Definition: Die Ionisierungsenergie I eines Atoms ist die Mindestenergie, die benötigt wird, um ein Elektron vollständig aus dem Atom zu entfernen.
Atom   +   Ionisierungsenergie   --->   einfach positiv geladenes Ion   +   Elektron
Die Ionisierungsenergien spiegeln die Strukturierung der Elektronenhülle in Schalen und Unterschalen und auch die erhöhte Stabilität halbbesetzter Unterschalen unmittelbar wider, indem sie innerhalb der Periode unregelmäßig zunimmt. Bei Atomen mit mehreren Elektronen sind weitere Ionisierungen möglich: Ionisierungsenergie I₁, Ionisierungsenergie I₂, Ionisierungsenergie I₃ ...
Im Periodensystem nimmt die Ionisierungsenergie in der Periode stark zu, da aufgrund der zunehmenden Kernladung die Elektronen einer Schale stärker gebunden werden. Innerhalb einer Gruppe nimmt die Ionisierungsenergie stark mit zunehmender Ordnungszahl ab, da auf jeder neu hinzukommenden Schale die Elektronen schwächer gebunden werden. I ist also bei den Edelgasen maximal und bei den Alkalimetallen minimal.

5. Elektronegativität

Definition: Ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms in einer Atombindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen, ist die Elektronegativität x.
Aus der Differenz der Elektronegativitäten von Bindungspartnern kann man die Polarität einer Bindung abschätzen: Je größer die Differenz ist, um so ionischer ist die Bindung. Das Atom mit der kleineren Elektronegativität stellt den positiveren, das mit der größeren Elektronegativität den negativen Bindungspartner dar.
Für die Elektronegativität existieren zwei Werte-Skalen. Die Skala nach Pauling leitet die Elektronegativität aus der Bindungsenergie ab, wobei die Elektronegativität von Fluor willkürlich auf 4,0 festgelegt wurde, um absolute Werte zu erhalten. Die Skala nach Allred und Rochow setzt die Elektronegativität der elektrostatischen Anziehungskraft, die der Kern auf die Bindungselektronen ausübt, gleich. Die so erhaltenen Werte wurden durch Konstanten den Werten von Pauling angepasst, um so mehr oder weniger einheitliche Werte zu bekommen.
Im Periodensystem nimmt die Elektronegativität mit wachsender Ordnungszahl in der Periode zu und in den Hauptgruppen ab. Die elektronegativsten Elemente sind die Nichtmetalle der rechten oberen Ecke und die am wenigsten elektronegativsten Werte sind die Metalle der linken unteren Ecke.

Rußland 1913

Profund wie knapp skizziert Ingold Gesellschaft und Politik des im Umbruch befindlichen 175-Millionen-Reiches des russischen Imperators, dessen Haus Romanow gerade den 300. Geburtstag feierte.

Der Fall Beilis

Der "russische Skandal" des Jahres 1913 ist der Fall Beilis. Im März 1911 war in Kiew ein Knabe namens Andrej Juschinskij ermordet worden. Unter dem Einfluss der "Schwarzhundertschaften", reaktionärster, dem Zaren nahe stehender Kreise, wurde das Verfahren gegen Mendel Beilis, den jüdischen Aufseher in einer Ziegelfabrik, in einen "Ritualmordprozess" verwandelt.

Mitglieder der sogenannten "Sekte" der Chassiden, der Beilis angeblich angehörte, hätten das Christenkind ermordet, weil sie dessen Blut für ihre Riten benötigten. Weltweite Proteste folgten und wurden unter anderem von Thomas Mann, H. G. Wells und Anatole France unterzeichnet. Der Gerechtigkeit halber sei hinzugefügt: auch die russische Intelligenzija trat lautstark gegen die obskurantistische Farce auf, und letztlich unterstützte selbst der Zar den Freispruch für Beilis.

Dies ist eine der unzähligen Mikroepisoden, die der Schweizer Slawist und Schriftsteller Felix Phillip Ingold in seiner monumentalen Studie "Der Große Bruch" erzählt, um die Atmosphäre Russlands im Epochenjahr 1913 lebendig werden zu lassen.

Wirtschaftlich im Aufschwung

Seit der niedergeschlagenen Revolution von 1905 war das größte Land der Welt, dessen Bevölkerung zu 80 Prozent aus Bauern bestand, in Bewegung geraten: die politische Formel der Herrscher lautetet "Orthodoxie, Selbstherrschaft und Volkstum", aber es gab mit der Duma immerhin auch eine Art Parlament.

Auf der Tagesordnung standen Terroranschläge und Streiks. Dreieinhalb Millionen Menschen zogen 1913 als Kolonisten nach Sibirien und Mittelasien. Jossif Stalin, damals noch eher ein unbedeutendes Mitglied des Zentralkomitees der Sozialdemokratischen Arbeiterpartei Russlands, protestierte lautstark, als im sibirischen Jakutsk zweihundert demonstrierende Goldwäscher von der Polizei erschossen wurden: "Nieder mit der Monarchie der Romanows! Es lebe die neue Revolution! Es lebe die demokratische Republik! Ruhm und Ehre den gefallenen Kämpfern!"

Gesamtwirtschaftlich gesehen war Russland im Aufschwung begriffen: Mit der Erdölproduktion in Baku befand es sich an weltweit zweiter Stelle; Russland als "Kornkammer Europas" war sprichwörtlich. Die fünftgrößte Industriemacht der Welt war dabei von technizistischen Phantasien und Utopien geradezu besessen.