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PERIODENSYSTEM DER ELEMENTE PSEDas PSE ist das vielleicht wichtigste Hilfsmittel jedes Chemikers. Kennt man sich damit gut aus, erleichtert das die Arbeit wesentlich. Am wichtigsten sind die Zusammenhänge zwischen der Stellung eines Elements im PSE und dessen Atombau.

interaktives Periodensystem..........................................................................................1Aus der Geschichte des PSE........................................................................................1Elemente, Aufbau des PSE, Atommassen....................................................................3Geschichte der Vorstellungen über den Atombau.........................................................6Schalenmodell der Atomhülle........................................................................................7Zusammenhänge zwischen Atombau und PSE............................................................8Ionen, Edelgasregel und PSE.......................................................................................8Elektronegativitätswerte..............................................................................................10Metallcharakter und Eigenschaften der Oxide.............................................................10Gesetz der Periodizität................................................................................................10Besonderheiten von Nebengruppenelementen...........................................................11Lexikon einiger Fachbegriffe.......................................................................................11Quellenangaben und Hinweise....................................................................................12

interaktives PeriodensystemDas eqiooki.de–PSEUnsere Homepage enthält ein interaktives PSE [für PC] auf der Seitehttps://eqiooki.de/chemistry/periodic.phpKlicke dort auf den Button PSE öffnen. Das Periodensystem öffnet sich in einem neuen Fenster bzw. Tab. Bei Mauskontakt erhältst Du Informationen zu jedem Element.IUPAC – PeriodensystemDas offizielle PSE der IUPAC [International Union of Pure and Applied Chemistry] findest Du auf deren Homepagehttps://iupac.org/what-we-do/periodic-table-of-elements/

Aus der Geschichte des PSEv.Chr. Demokrit [ca. 460–371 v. Chr.]

Aufbau der Natur aus kleinsten unteilbaren Einheiten Begriff Atom [atomos, griech.; das Unteilbare]

1661 Robert Boyle [1626-1691]

Begriff chemisches Element eingeführt1816 Johann Wolfgang Döbereiner [1780-1849]

Liste mit 48 chemischen Elementen1818 Jöns Jacob Berzelius [1780-1849]

Atommassen, chemische Symbole [Begründer der chemischen Zeichensprache]

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Begriff Atom konkretisiert1816 Johann Wolfgang Döbereiner [1780-1849]

Triaden chemisch ähnlicher Elemente zusammengestellt, z.B. Chlor–Brom–Iod oder Lithium–Natrium–Kalium

1858 Stanislao Cannizarro [1826-1910]

Unterscheidung von Atom und Molekül Atomgewicht und Molekulargewicht

1864 John Alexander Reina Newland [1837-1898]

Gesetz der Oktaven: Eigenschaften wiederholen sich beim jeweils 8. Element in einer Ordnung der Elemente nach ihren Atommassen[das erkannte später auch Mendelejew]

1869 Dmitri Iwanowitsch Mendelejew [1834-1907]

Ordnung der Elemente nach der Atommasse, Erkenntnis der periodischen Gesetzmäßigkeit der Eigenschaften [Gesetz der Periodizität], sinngemäß:Die Eigenschaften der Elemente ändern sich periodisch–also regelmäßig wiederkehrend–in Abhängigkeit von den Atomgewichten bzw. Massen.

damit erkannte er den Zusammenhang zwischen Atommassen und chemischen Eigenschaften der Elemente

1869/70 Dmitri Iwanowitsch Mendelejew [1834-1907]

Aufstellung des Periodensystems der Elemente aus den damals 63 bekannten Elementen mit insgesamt 8 Gruppen [tabellarisch geordnet nach Atommassen; Elemente mit gleicher Außenelektronenzahl untereinander]

1870 Lothar Meyer [1830-1895]

Aufstellung eines Periodensystems [unabhängig von Mendelejew, jedoch fast identisch]

1869/70 Dmitri Iwanowitsch Mendelejew [1834-1907]

Voraussagen zu Eigenschaften unbekannter Elemente mit Hilfe seines PSE: Eka-Aluminium [heute Gallium], Eka-Silicium [jetzt Germanium] und Eka-Bor [Scandium] [eka: lat., nach]

1875 Paul Émile Lecoq de Boisbaudran [1838-1912]

Entdeckung des Galliums [Eka-Aluminium] und im Wesentlichen Bestätigung von Mendelejews Voraussage

1879 Lars Fredrik Nilson [1840-1899]

Entdeckung von Scandium [Eka-Bor]1883 Lothar Meyer [1830-1895]

Neuberechnung einiger Atommassen1886 Clemens Winkler [1838-1904]

Entdeckung des Eka-Silicum; nannte es Germanium [Mendelejews Voraussagen werden im Wesentlichen bestätigt]

1913 Henry Moseley [1838-1904]

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Abhängigkeit der Stellung im PSE nicht von der Atommasse, sondern von der Ordnungszahl [Kernladungszahl] und somit von der Protonenanzahl

Moseleysches Gesetz zur Bestimmung der Wellenlinien des Spektralspektrums der Röntgenstrahlung; Zusammenhang der Spektrallinien mit der Stellung eines Elements im PSE

1916 Niels Bohr [1885-1962] Arnold Sommerfeld [1868-1951]

Bohr-Sommerfeldsches Atommodell als Weiterentwicklung, die die Geometrie der Elektronenbahnen quantenmechanisch beschreibt

Einführung der Quantenzahlen, wonach nur bestimmte Elektronenbahnen um den Kern erlaubt sind

1922 Niels Bohr [1885-1962]

Einordnung der Lanthanoiden und Actinoiden unterhalb von Zirkonium1923 Horace Groves Deming

Entwurf eines Langperiodensystems1961 IUPAC Internationale Atommassenkommission

IUPAP [International Union of Pure and Applied Physics] schlägt als Bezugsgröße für relative Atommassen das Kohlenstoffisotop 12C mit 12,00 vor [Atome dieses Isotops besitzen im Kern jeweils 12 Nukleonen: 6 Protonen und 6 Neutronen]

1987 IUPAC Internationale Atommassenkommission IUPAC [International Union of Pure and Applied Chemistry] legt

18–Gruppen–Periodensystem mit arabischen Ziffern fest [z.B. Gruppe 13 = III. Hauptgruppe]

Aus urheberrechtlichen Gründen haben wir hier auf Porträts der genannten Wissenschaftler sowie Periodensysteme verzichtet. Grafiken findest Du z.B. auf wikipedia.de.

Elemente, Aufbau des PSE, AtommassenAtomelektrisch neutrales Teilchen, das aus dem elektrisch positiv geladenen Atomkern und der elektrisch negativ geladenen Atomhülle besteht

Teil des Atoms enthält Ladung

Atomkern NukleonenNeutronen elektrisch neutral

Protonen elektrisch positiv geladen

Atomhülle Elektronen elektrisch negativ geladen

[chemisches] ElementBezeichnung für eine Atomart [Atomsorte], die durch bestimmte Protonanzahl im Atomkern gekennzeichnet ist [z.B. Element Aluminium Atomart, mit 13 Protonen im Atomkern]

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Anzahl chemischer Elementederzeit sind ca. 118 Elemente bekannt [Du findest sie im PSE]; die letzten [ab Ordnungszahl 95] allerdings wurden künstlich in Teilchenbeschleunigern erzeugt und vermutlich nicht natürlich vorkommendAufbau des Langperiodensystems senkrechte Reihen Gruppen [nach IUPAC 18 Gruppen, früher je 8

Haupt- und Nebengruppen – auch jetzt noch oft gebräuchlich] waagerechte Reihen Perioden [manchmal auch mit K-Schale, L-

Schale usw. bezeichnet, da sie die Anzahl der Elektronenschalen des Atoms kennzeichnet]

Ordnungszahl kennzeichnet die Protonenanzahl und somit den Platz im PSE

Stellung eines Elements im PSEnötige Angaben: Nummer und Art der Gruppe, der Periode und die Ordnungszahl anOrdnungsprinzipien im PSEAnzahl der Protonen im Atomkern [siehe Zusammenhang Kernladungszahl und Ordnungszahl], Bau der Elektronenschalen in der Atomhülle [z.B. Anzahl der Außenelektronen, Anordnung in den Elektronenschalen]relative Atommasse nur als untergeordnetes Ordnungskriterium[absolute] Atommassewirkliche Masse eines Atoms, z.B. Wasserstoffatom: m(H) = 0,000000000000000000000001674 g = 1,674 · 10–24 gatomare Masseneinheit12. Teil der Masse eines Kohlenstoffatoms; Einheit: 1 u [„unit“] = 1,661 ·10–24 grelative Atommasse Ar

Quotient aus absoluter Atommasse eines Atoms und der atomaren Masseneinheit [Verhältniszahl ohne Einheit], z.B. Wasserstoffatom: Ar(H) = 1,008 ≈ 1Angaben über ein Element im PSEStellung im PSE erlaubt Rückschlüsse auf den Atombau des Elements und chemische Eigenschaften der ElementsubstanzDas kann je nach Autor, Lehrbuch oder Formelsammlung stark variieren!

Beispiel

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Farbe der Elemente im PSEje nach PSE kann die Farbgestaltung den Metallcharakter [z.B. Metall, Nichtmetall, Halbmetall], bestimmte Elementgruppen [z.B. Halogene, Edelgase] oder auch Oxideigenschaften [d.h. Reaktion mit Wasser unter Säure- oder Basenbildung] verdeutlichenKernladungszahl und Massenzahl

ZProtonenanzahl

Kernladungszahl

+N

Neutronenanzahl =A

Massenzahl

SchreibweiseASymbol Beispiel 12CZ Kohlenstoffatom 6

Kohlenstoffatome besitzen 12 Nukleonen [6 Neutronen sowie 6 Protonen]

besondere Hauptgruppenbezeichnungen Alkalimetalle [I. Hauptgruppe, IUPAC-Gruppe 1] Erdalkalimetalle [II. Hauptgruppe, IUPAC-Gruppe 2] Erdmetalle oder Borgruppe [III. Hauptgruppe, IUPAC-Gruppe 13] Kohlenstoff-Silicium-Gruppe [IV. Hauptgruppe, IUPAC-Gruppe 14] Stickstoff-Phosphor-Gruppe [V. Hauptgruppe, IUPAC-Gruppe 15] Chalkogene [VI. Hauptgruppe, IUPAC-Gruppe 16] Halogene [VII. Hauptgruppe, IUPAC-Gruppe 17] Edelgase [VIII. Hauptgruppe, IUPAC-Gruppe 18]

Geschichte der Vorstellungen über den Atombauv.Chr. Demokrit [ca. 460–375 v. Chr.]

Aufbau der Natur aus kleinsten unteilbaren Einheiten „Vater der Atomtheorie“; Begriff Atom [atomos, griech.; das Unteilbare]

um 1808 John Dalton [1786–1844]

erstes Atommodell: Kugelmodell jedes Element besteht aus kleinsten, unteilbaren Teilchen, den Atomen einige Aussagen : Alle Atome eines Elements [z.B. Gold] haben die gleiche

Größe und die gleiche Masse. Atome können durch chemische Vorgänge weder vernichtet noch erzeugt werden. [Erhaltung der Masse] Bei chemischen Reaktionen werden die Atome der Ausgangsstoffe neu angeordnet und in bestimmten Anzahlverhältnissen verknüpft.

relative Atommassen, atomare Masseneinheit1881 George Johnstone Stoney [1826–1911]

Nachweis der negativen Ladung der Elektronen [Elementarladung] Begriff Elektron [Beginn der Widerlegung der Hypothese von der

Unteilbarkeit]1904 Joseph John Thomson [1856–1940]

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weiterentwickeltes Atommodell: Atom als positiv geladene Kugel, in die die negativ geladenen Elektronen starr eingebettet sind

1911 Ernest Rutherford [1871–1937]

entwickelt nach Streuungsversuchen das Kern–Hülle–Modell [Planetenmodell] des Atoms [Strahlen werden durch Goldfolie nur selten abgelenkt]

Bau aus Protonen im Atomkern [massives Zentrum; 100.000-mal kleiner als die Atomhülle] und Elektronen in der Atomhülle

Elektronen bewegen sich wie Planeten um den Kern Anzahl der Elektronen gleich der Kernladungszahl [Protonenanzahl] außerdem: Einteilung der Radioaktivität, Halbwertzeit

1913 Niels Bohr [1885-1962]

Bohrsches Atommodell [Schalenmodell der Atomhülle] Elektronenschalen als Aufenthaltsräume für Elektronen mit annähernd

gleicher Energie Elektronen mit der größten Energie in der Außenschale

[Außenelektronen, Valenzelektronen] Aufenthaltswahrscheinlichkeiten der Elektronen: je mehr Energie ein

Elektron hat, umso weniger wird es vom Kern angezogen und desto weiter weg vom Atomkern bewegt es sich

Edelgasregel1916 Arnold Sommerfeld [1868-1951]

Erweiterung des Bohrschen Atommodells [Bohr-Sommerfeldsches Atommodell]

neben Kreisbahnen gibt es auch Ellipsenbahnen Elektronen bewegen sich auf ganz bestimmten, wenigen Bahnen Quantenzahlen eingeführt

1928 Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger [1887-1961]

Mitbegründer der Quantenmechanik Orbitalmodell der Atomhülle [ein quantenmechanisches Modell] Orbitale beschreiben die Wahrscheinlichkeit der räumlichen Verteilung der

Elektronen [genauer als es Bohr und Sommerfeld beschrieben]1932 James Chadwick [1891-1974]

Nachweis der Neutronen im Atomkern

Schalenmodell der AtomhülleBohrsches Atommodell

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Schema eines Natriumatoms

Anzahl der Protonen im Atomkern 11 Anzahl der Elektronen in der Atomhülle gesamt 11 davon Außenelektronen 1 Ladung als Ganzes :

11 positive Ladungen – 11 negative Ladungen = 0 [elektrisch neutral]

Ladung als GanzesAtome sind elektrisch neutral, da die Anzahl der Protonen und Elektronen übereinstimmtmaximale Elektronenschalenbesetzung2 · n2 [n – Schalennummer]

Zusammenhänge zwischen Atombau und PSERegeln Ordnungszahl = Anzahl der Protonen [bei Atomen auch der

Elektronen] Nummer der Periode = Anzahl besetzter Elektronenschalen des

Atoms Nummer der Hauptgruppe = Anzahl der Außenelektronen des

AtomsBei Nebengruppenelementen trifft diese Regel nicht immer direkt so zu.

Beispiel Natriumatom 11 Protonen und 11 Elektronen insgesamt [Ordnungszahl 11] davon 1 Außenelektron [I. Hauptgruppe] 3 Elektronenschalen [3. Periode]

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Ionen, Edelgasregel und PSEEdelgasregel [Oktettregel]Teilchen mit Edelgaskonfiguration, also meist 8 Außenelektronen [oder 2 Elektronen auf 1. Schale bei kleinen Atomen]z.B. alle Ionen; stabiler Zustand ist erreicht [Atome ohne Edelgaskonfiguration hingegen sind sehr reaktionsfähig und weniger stabil]durch Ionenbildung oder gemeinsame Elektronenpaare [Atombindung] erreichen Teilchen EdelgaskonfigurationEdelgasatomebesitzen eine stabile Achterschale [d.h. Edelgaskonfiguration; (außer Helium) alle 8 Außenelektronen] und sind daher reaktionsträge und bilden keine IonenHeliumatome sind auch stabil, da die 1. Elektronenschale mit 2 Elektronen voll besetzt istAtomeelektrisch neutrale Teilchen [da Anzahl der Elektronen und Protonen gleich]Ionenelektrisch geladene Teilchen [da Anzahl der Elektronen und Protonen nicht identisch]atomare Größe; besitzen meist EdelgaskonfigurationIonenbildungIonen entstehen durch Elektronenabgabe oder -aufnahme [maximal 4], so dass die Außenschale eine stabile Achterschale wird; die Außenschale erhält die Elektronenbesetzung wie das im PSE nächstgelegene Edelgas weniger als 4 Außenelektronen: Elektronenabgabe positiv

geladene Ionen [meist wird die darunterliegende Schale mit 8 Elektronen zur Außenschale], Beispiel: Natrium Na Na+ + e–

Natriumatom Natriumion Neonatom

mehr als 4 Außenelektronen: Elektronenaufnahme negativ geladene Ionen [aufgenommene Elektronenanzahl bis zur vollen Edelgaskonfiguration], Beispiel: Chlor Cl + e– Cl–

Chloratom Chloridion Argonatom

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Im Vergleich wird jeweils deutlich, dass der Bau der Atomhülle beim Ion und des im PSE nächstgelegenen Edelgases identisch ist – sie unterscheiden sich nur durch die

Protonenanzahl.

NebengruppenelementeNebengruppenelemente bilden stets positiv geladene Ionen; manchmal sind verschiedene Ladungen möglich; z.B. Fe2+ Eisen(II)-ion sowie Fe3+ Eisen(III)-ionEdelgasebilden keine IonenElemente der IV. HauptgruppeSonderfälle [z.B. Kohlenstoff bildet keine Ionen, Silicium unter bestimmten Bedingungen 4-fach positiv geladene Ionen]Ionenladung von Hauptgruppenelementen und PSE positiv geladene Ionen I. – III. Hauptgruppe

[Anzahl der Ladungen = Hauptgruppennummer] negativ geladene Ionen V. – VII. Hauptgruppe

[Anzahl der Ladungen = 8 – Hauptgruppennummer]

ElektronegativitätswerteEN–Werte, Pauling-Skala

Erläuterunggeben an, wie stark ein Atom eines Elements im Vergleich zu anderen in der Lage ist, in einer chemischen Bindung ein gemeinsames Elektronenpaar anzuziehen[errechnete Modellwerte im PSE von Linus Carl Pauling [1901–1994]; größter Wert bei Fluor mit 4,0]Pauling erhielt 1954 den Nobelpreis für Chemie für seine Arbeiten zur chemischen Bindung und 1963 den Friedensnobelpreis für sein Engagement gegen Atomwaffentests

Elektronegativitätswerte und PSE innerhalb von Hauptgruppen abnehmend innerhalb der Periode zunehmend periodisch wiederkehrend [siehe auch Gesetz der Periodizität]Differenz zweier ElektronegativitätswerteAbschätzung der Art der chemischen Bildung zwischen den Teilchen beider Elemente mittel der Differenz der EN-Werte:ΔEN=0 unpolare Elektronenpaarbindung, ΔEN≤1,7 polare Elektronenpaarbindung, ΔEN>1,7 IonenbindungΔEN=1...2 ÜbergangsbereichBeispiel: NaCl ΔEN = 3,0 – 0,9 = 2,1 ... also IonenbindungIn wenigen Fällen führt die Methode aber zu einem falschen Ergebnis!

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Metallcharakter und Eigenschaften der OxideReaktion von Oxiden mit WasserOxide können mit Wasser Säure- bzw. Basenlösungen bilden ... Nichtmetalloxid + Wasser Säurelösung [Oxidcharakter sauer];

Beispiel Schwefel: SO2 + H2O H2SO3

Metalloxid + Wasser Hydroxidlösung [Oxidcharakter basisch]; Beispiel Magnesium: MgO + H2O Mg(OH)2

Hinweis: Auch unedle Metalle selbst bilden mit Wasser Hydroxidlösungen

Metallcharakter und PSEam Anfang jeder Periode findet man Metalle, dann Halbmetalle und am Ende Nichtmetalle sowie ein Edelgas [periodisch wiederkehrend; siehe auch Gesetz der Periodizität]

Gesetz der PeriodizitätInhaltDmitri Iwanowitsch Mendelejew 1869, sinngemäß:Die Eigenschaften der Elemente ändern sich bei den nach ihren Atommassen geordneten chemischen Elementen periodisch, also regelmäßig wiederkehrend.Beispielesiehe z.B. Eigenschaften der Oxide sowie Metall/Nichtmetallcharakter

Besonderheiten von NebengruppenelementenEigenschaftenalles MetalleOxide bilden mit Wasser oft Hydroxidlösungeneinige Atome können verschieden viele Elektronen abgeben, so dass Ionen in mehreren Ladungsvarianten auftauchen, z.B. Cu+ Kupfer(I)-ion sowie Cu2+ Kupfer(II)-ion, andere Elemente bilden nur eine Ionensorte, z.B. Ag+

natürlich oder künstlichdie letzten Elemente [ab Americium] sind künstlich in Teilchenbeschleunigern erzeugt wordenradioaktivviele Elemente mit hohen Ordnungszahlen [ab Polonium] haben natürliche radioaktive IsotopeAtombau der Nebengruppenelementenach jedem Element der II. Hauptgruppe folgt ein Nebengruppenelementhier wird die Unterschale weiter besetzt, anstatt der Schale mit der höchsten Nummer.erst ab der III. Hauptgruppe wird die Schale mit der Periodennummer weiter vervollständigt

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Beispiel: Die 3. Elektronenschale fasst maximal 18 Elektronen. Bei Argon enthält sie zunächst 8. Doch bei Kalium und Calcium wird bereits die 4. Schale begonnen und erst ab Scandium folgt die restliche Besetzung der 3. Schale. Die Weiterbesetzung der 4. Schale geschieht erst wieder ab der III. Hauptgruppe, also ab Gallium.Grund: Jede Elektronenschale [außer der 1.] hat noch Unterschalen. Davon sind einige energetisch höher gelegen als die tiefste Unterschale der folgenden Elektronenschale.

Lexikon einiger FachbegriffeKürzel für Aggregatzustände in der chemischen Zeichensprache(g) gasförmig [gaseous], (l) flüssig [liquid], (s) fest [solid]; (aq) wässrige Lösung Elektronenpaarbindung [Atombindung]Art der chemischen Bindung, die auf Anziehungskräften zwischen einem gemeinsamen Elektronenpaar [negativ geladen] und den positiv geladenen Atomkernen der beteiligten Atome beruht; typische Bindung in Molekülen; die beteiligten Atome erreichen dadurch EdelgaskonfigurationElektronenkonfigurationElektronenverteilung [-anordnung] auf den einzelnen ElektronenschalenEdelgaskonfigurationeine Elektronenkonfiguration wie ein Edelgasatom [d.h. meist 8 Außenelektronen; nur bei Teilchen mit wenigen Elektronen ist die 1. Schale mit 2 Elektronen voll besetzt]Isotopnormales Atom: Anzahl der Protonen = Anzahl der Neutronen; radioaktives Isotop: Anzahl der Protonen ≠ Anzahl der NeutronenQuantenzahlenElektronen können ihre Schale verlassen [durch Energiezufuhr bzw. Energieabgabe z.B. in Form von Licht [siehe Spektrallinien]; Hauptquantenzahlen n entsprechen den Schalen [Perioden]; außerdem gibt es die Nebenquantenzahlen l [sozusagen für die Unterschalen, d.h. Energieniveaus, einer Schale; gekennzeichnet mit s, p, d und f], Magnet- und SpinquantenzahlenOrbitaldreidimensionaler Raum für die größte Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons; entsprechend der Nebenquantenzahlen gibt es beispielsweise s- oder p-OrbitaleBeispiel: Elektronenkonfiguration eines Stickstoffatoms: N 1s2 2s2 2p3

In der 1. Schale sind also auf dem einzigen Orbital 2 Elektronen, in der 2. Schale insgesamt 5, davon 2 im s-Orbital und 3 in p-Orbitalen.Hinweis: Die Orbitaltheorie [siehe Sek. II] findet hier keine ausführliche Erläuterung. Eine separate Webseite dazu folgt später.

Quellenangaben und HinweiseDie Inhalte dieser Webseite wurden urheberrechtlich durch den Autor zusammengestellt und eigenes Wissen sowie Erfahrungen genutzt. Bilder und Grafiken sind ausschließlich selbst angefertigt.Für die Gestaltung dieser Internetseite verwendeten wir zur Information, fachlichen Absicherung sowie Prüfung unserer Inhalte auch verschiedene Seiten folgender Internetangebote: wikipedia.de, schuelerlexikon.de, seilnacht.com, chemie.de, ce.cmu.edu, iupac.org, de.wikibooks.org; darüber hinaus die Schroedel-Lehrbücher Chemie heute SI sowie SII [Ausgaben 2004 bzw. 1998 für Sachsen] und das

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Nachschlagewerk Duden Basiswissen Chemie [Ausgabe 2010]. Zitate oder Kopien erfolgten nicht.