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2026-07-26T16:55:57Z

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{{BR}}
= Valenzelektronen - Chemie =

{{BR}}
= Einleitung =

'''Valenzelektronen''' heißen auch '''Außenelektronen'''. Sie befinden sich bei [[Hauptgruppe|Hauptgruppenelementen]] auf der äußersten besetzten [[Elektronenschale]] eines Atoms. Diese Elektronen bestimmen besonders stark, wie ein Element reagiert und welche [[Chemische Bindung|chemischen Bindungen]] es eingeht.

In diesem aiMOOC lernst Du, Valenzelektronen im [[Periodensystem]] zu erkennen, im [[Schalenmodell]] und in der [[Lewis-Formel|Lewis-Schreibweise]] darzustellen und ihre Rolle bei [[Ion|Ionen]], [[Ionenbindung|Ionenbindungen]] und [[Atombindung|Elektronenpaarbindungen]] zu erklären.

[[Datei:Periodic Table of Elements showing Electron Shells (2011 version).svg|700px|rahmenlos|center]]
Das Periodensystem mit Elektronenschalen macht sichtbar, dass Elemente einer Hauptgruppe ähnlich besetzte Außenschalen besitzen.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=g4QGwzpmLX4 |500|center}}

{{BR}}
== Lernziele ==

Nach der Bearbeitung kannst Du:
# [[Valenzelektron|Valenzelektronen]] erklären und von inneren Elektronen unterscheiden.
# Die Zahl der Valenzelektronen bei Hauptgruppenelementen aus dem [[Periodensystem]] ablesen.
# Einfache [[Schalenmodell|Schalenmodelle]] und [[Lewis-Formel|Lewis-Symbole]] zeichnen.
# Die Bildung von [[Kation|Kationen]], [[Anion|Anionen]] und Elektronenpaarbindungen mit Valenzelektronen begründen.
# Die [[Oktettregel]] als nützliches Modell anwenden und ihre Grenzen benennen.

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= Grundlagen =

{{BR}}
== Atom, Kern und Elektronenhülle ==

Ein [[Atom]] besteht aus einem positiv geladenen [[Atomkern]] und einer negativ geladenen [[Elektronenhülle]]. Im Kern befinden sich [[Proton|Protonen]] und meist [[Neutron|Neutronen]]. Die Elektronen verteilen sich auf unterschiedliche Energiebereiche, die im einfachen Schalenmodell als Schalen dargestellt werden.

Bei einem neutralen Atom ist die Zahl der Elektronen gleich der [[Ordnungszahl]]. Kohlenstoff besitzt zum Beispiel die Ordnungszahl 6 und daher sechs Elektronen. Zwei liegen auf der ersten Schale, vier auf der zweiten und äußeren Schale. Kohlenstoff hat somit vier Valenzelektronen.

[[Datei:Carbon atom (Bohr model).png|350px|rahmenlos|center]]
Kohlenstoff im vereinfachten Bohr-Modell: Vier der sechs Elektronen liegen auf der Außenschale.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=cG770N48Hzk |500|center}}

{{BR}}
== Valenzschale und Valenzelektronen ==

Die '''Valenzschale''' ist die äußerste besetzte Schale eines Atoms. Die Elektronen dieser Schale heißen bei Hauptgruppenelementen Valenzelektronen. Sie sind weiter vom Kern entfernt als innere Elektronen und werden deshalb bei Reaktionen leichter abgegeben, aufgenommen oder mit anderen Atomen geteilt.

'''Merksatz:''' Das chemische Verhalten vieler Hauptgruppenelemente lässt sich aus der Zahl ihrer Valenzelektronen erklären.

{{BR}}
== Valenzelektronen im Periodensystem ablesen ==

Bei den Hauptgruppenelementen gilt eine einfache Orientierung:

{| class="wikitable"
! Gruppe im Periodensystem
! Zahl der Valenzelektronen
! Beispiel
|-
| Gruppe 1
| 1
| Lithium, Natrium
|-
| Gruppe 2
| 2
| Magnesium, Calcium
|-
| Gruppe 13
| 3
| Bor, Aluminium
|-
| Gruppe 14
| 4
| Kohlenstoff, Silicium
|-
| Gruppe 15
| 5
| Stickstoff, Phosphor
|-
| Gruppe 16
| 6
| Sauerstoff, Schwefel
|-
| Gruppe 17
| 7
| Fluor, Chlor
|-
| Gruppe 18
| 8
| Neon, Argon
|}

'''Ausnahme:''' [[Helium]] gehört zu Gruppe 18, besitzt aber nur zwei Valenzelektronen. Seine erste und einzige Schale ist damit vollständig gefüllt.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=f5-W87IGLFY |500|center}}

{{BR}}
== Schrittfolge zum Bestimmen ==

# Suche das Element im [[Periodensystem]].
# Lies bei einem Hauptgruppenelement die Gruppe ab.
# Ordne der Gruppe die Zahl der Valenzelektronen zu.
# Prüfe die Sonderstellung von Helium.
# Zeichne bei Bedarf das Schalenmodell oder ein Lewis-Symbol.

Beispiel: Chlor steht in Gruppe 17. Es besitzt daher sieben Valenzelektronen.

{{BR}}
= Darstellungsmodelle =

{{BR}}
== Schalenmodell ==

Im Schalenmodell werden Elektronen als Punkte auf Kreisbahnen um den Kern gezeichnet. Das Modell ist vereinfacht, hilft aber beim Zählen der Außenelektronen.

[[Datei:Electron shell 003 Lithium - no label.svg|260px|rahmenlos|center]]
Lithium: Elektronenverteilung 2–1. Das einzelne Außenelektron kann leicht abgegeben werden.

[[Datei:Electron shell 008 Oxygen - no label.svg|260px|rahmenlos|center]]
Sauerstoff: Elektronenverteilung 2–6. Es fehlen im Oktettmodell zwei Elektronen zur vollen Außenschale.

[[Datei:Electron shell 011 Sodium - no label.svg|260px|rahmenlos|center]]
Natrium: Elektronenverteilung 2–8–1. Das Atom besitzt ein Valenzelektron.

[[Datei:Electron shell 017 Chlorine - no label.svg|260px|rahmenlos|center]]
Chlor: Elektronenverteilung 2–8–7. Ein zusätzliches Elektron füllt die Außenschale.

[[Datei:Electron shell 018 Argon - no label.svg|260px|rahmenlos|center]]
Argon: Elektronenverteilung 2–8–8. Die Außenschale ist vollständig besetzt.

{{BR}}
== Lewis-Schreibweise ==

In der [[Lewis-Formel|Lewis-Schreibweise]] steht das Elementsymbol für den Atomrumpf. Punkte um das Symbol zeigen die Valenzelektronen. Zuerst werden die vier möglichen Positionen einzeln besetzt, danach entstehen Paare.

Beispiele:
# Lithium hat einen Punkt am Symbol Li.
# Kohlenstoff hat vier einzelne Punkte am Symbol C.
# Sauerstoff hat sechs Punkte, also zwei einzelne Elektronen und zwei Elektronenpaare.
# Chlor hat sieben Punkte.
# Argon hat acht Punkte und damit vier Paare.

[[Datei:Argon Lewis Dot Diagram.svg|350px|rahmenlos|center]]
Lewis-Symbol des Edelgases Argon mit acht Valenzelektronen.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=2sHRQIMdbJA |500|center}}

{{BR}}
= Bedeutung für chemische Bindungen =

{{BR}}
== Edelgaskonfiguration und Oktettregel ==

Eine vollständig besetzte Valenzschale ist häufig besonders stabil. Viele Hauptgruppenatome bilden deshalb Bindungen, bei denen sie eine Elektronenverteilung wie ein benachbartes [[Edelgas]] erreichen.

Die [[Oktettregel]] beschreibt für viele Hauptgruppenelemente ab der zweiten Periode eine Außenschale mit acht Elektronen. Für Wasserstoff und Helium gilt die '''Duettregel''' mit zwei Elektronen.

Die Oktettregel ist ein hilfreiches Schulmodell, aber kein allgemeines Naturgesetz. Es gibt Verbindungen mit weniger oder mehr als acht Elektronen am betrachteten Atom.

{{BR}}
== Elektronenabgabe und Kationen ==

Gibt ein Atom Elektronen ab, besitzt es danach mehr Protonen als Elektronen. Es wird zu einem positiv geladenen [[Kation]].

Beispiel Natrium:

<math>\mathrm{Na \rightarrow Na^+ + e^-}</math>

Das Natriumatom gibt sein einziges Valenzelektron ab. Das Natrium-Ion besitzt danach die Elektronenverteilung 2–8.

{{BR}}
== Elektronenaufnahme und Anionen ==

Nimmt ein Atom Elektronen auf, besitzt es danach mehr Elektronen als Protonen. Es wird zu einem negativ geladenen [[Anion]].

Beispiel Chlor:

<math>\mathrm{Cl + e^- \rightarrow Cl^-}</math>

Das Chloratom nimmt ein Elektron auf. Das Chlorid-Ion besitzt danach die Elektronenverteilung 2–8–8.

{{BR}}
== Ionenbindung am Beispiel Natriumchlorid ==

Natrium überträgt ein Valenzelektron auf Chlor. Es entstehen Na⁺- und Cl⁻-Ionen. Die entgegengesetzten Ladungen ziehen sich an. Diese Anziehung heißt [[Ionenbindung]]. Viele Ionen ordnen sich zu einem [[Ionengitter]] an.

[[Datei:207 Ionic Bonding-01.jpg|650px|rahmenlos|center]]
Elektronenübertragung von Natrium auf Chlor und Bildung eines Ionenkristalls.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=fTcnELa-v88 |500|center}}

{{BR}}
== Elektronenpaarbindung ==

Zwei Nichtmetallatome können Valenzelektronen gemeinsam nutzen. Ein gemeinsames Elektronenpaar bildet eine [[Atombindung|Elektronenpaarbindung]].

Beispiele:
# Im Wasserstoffmolekül H₂ teilen zwei Wasserstoffatome ein Elektronenpaar.
# Im Wassermolekül H₂O bildet Sauerstoff zwei Bindungen zu Wasserstoff.
# Im Methanmolekül CH₄ bildet Kohlenstoff vier Bindungen zu Wasserstoff.

Bindende Elektronenpaare liegen zwischen Atomen. Freie Elektronenpaare gehören überwiegend zu einem Atom und sind nicht direkt an einer Bindung beteiligt.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=PsR-HRiGAzA |500|center}}

{{BR}}
= Beispiele aus dem Periodensystem =

{| class="wikitable"
! Element
! Schalenverteilung
! Valenzelektronen
! Typisches Verhalten im einfachen Modell
|-
| Lithium
| 2–1
| 1
| gibt häufig ein Elektron ab
|-
| Kohlenstoff
| 2–4
| 4
| bildet häufig vier Elektronenpaarbindungen
|-
| Sauerstoff
| 2–6
| 6
| nimmt häufig zwei Elektronen auf oder bildet zwei Bindungen
|-
| Natrium
| 2–8–1
| 1
| bildet häufig Na⁺
|-
| Chlor
| 2–8–7
| 7
| bildet häufig Cl⁻ oder eine Bindung
|-
| Argon
| 2–8–8
| 8
| reagiert unter gewöhnlichen Bedingungen nur selten
|}

{{BR}}
= Vertiefung mit Extension:Math =

{{BR}}
== Maximale Schalenbesetzung ==

Im Schalenmodell kann die maximale Zahl der Elektronen einer Schale mit der Hauptquantenzahl <math>n</math> berechnet werden:

<math>N_{\mathrm{max}} = 2n^2</math>

Für die erste Schale gilt <math>2 \cdot 1^2 = 2</math>, für die zweite <math>2 \cdot 2^2 = 8</math> und für die dritte <math>2 \cdot 3^2 = 18</math>. Die tatsächliche Reihenfolge der Besetzung wird im genaueren [[Orbitalmodell]] durch Energien der Orbitale bestimmt. Deshalb wird die vierte Schale teilweise schon besetzt, bevor die dritte Schale vollständig gefüllt ist.

[[Datei:Electron orbitals.svg|500px|rahmenlos|center]]
Das Orbitalmodell beschreibt Elektronen genauer als das einfache Schalenmodell.

{{BR}}
== Elektronenkonfiguration als Vertiefung ==

Sauerstoff besitzt die Elektronenkonfiguration:

<math>1s^2\,2s^2\,2p^4</math>

Die äußere Schale hat die Hauptquantenzahl <math>n=2</math>. Dort befinden sich insgesamt sechs Elektronen. Sauerstoff hat daher sechs Valenzelektronen.

Bei [[Übergangsmetall|Übergangsmetallen]] ist die Bestimmung anspruchsvoller, weil neben Elektronen der äußersten Schale auch d-Elektronen der vorherigen Schale an Bindungen beteiligt sein können. Die einfache Hauptgruppenregel darf dort nicht unverändert angewendet werden.

{{BR}}
= Zusammenfassung =

# Valenzelektronen sind die für Bindungen besonders wichtigen Außenelektronen.
# Bei Hauptgruppenelementen lässt sich ihre Zahl meist aus der Gruppe im Periodensystem ablesen.
# Atome können Valenzelektronen abgeben, aufnehmen oder teilen.
# Elektronenabgabe erzeugt Kationen, Elektronenaufnahme erzeugt Anionen.
# Gemeinsame Elektronenpaare führen zu Elektronenpaarbindungen.
# Die Oktettregel erklärt viele Fälle, besitzt aber Ausnahmen.

{{BR}}
= Interaktive Aufgaben =

{{BR}}
== Quiz: Teste Dein Wissen ==

{{MC}}

'''Wo befinden sich die Valenzelektronen eines Hauptgruppenatoms?'''
(Auf der äußersten besetzten Elektronenschale)
(!Nur im Atomkern)
(!Immer auf der ersten Elektronenschale)
(!Zwischen Protonen und Neutronen)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Wie viele Valenzelektronen besitzt ein neutrales Sauerstoffatom?'''
(Sechs)
(!Zwei)
(!Acht)
(!Sechzehn)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Welche Information hilft bei Hauptgruppenelementen direkt beim Bestimmen der Valenzelektronen?'''
(Die Gruppe im Periodensystem)
(!Die Farbe des Elements)
(!Die Neutronenzahl)
(!Der Aggregatzustand)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Wie viele Valenzelektronen besitzt Natrium?'''
(Eines)
(!Zwei)
(!Sieben)
(!Acht)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Was entsteht, wenn ein Atom ein Elektron abgibt?'''
(Ein positiv geladenes Kation)
(!Ein negativ geladenes Anion)
(!Ein Neutron)
(!Ein Isotop ohne Ladung)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Was entsteht, wenn ein Chloratom ein Elektron aufnimmt?'''
(Ein Chlorid-Ion)
(!Ein Natrium-Ion)
(!Ein Proton)
(!Ein neutrales Heliumatom)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Was zeigt ein Punkt in einem Lewis-Symbol?'''
(Ein Valenzelektron)
(!Ein Proton)
(!Eine volle Elektronenschale)
(!Ein Neutron)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Welche Elektronenverteilung besitzt Argon im Schalenmodell?'''
(2–8–8)
(!2–8–1)
(!2–6)
(!2–7)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Was geschieht bei einer Elektronenpaarbindung?'''
(Atome nutzen Valenzelektronen gemeinsam)
(!Protonen wechseln den Atomkern)
(!Neutronen werden zu Elektronen)
(!Alle Elektronen werden abgegeben)

{{E}}
 

{{MC}}

'''Welche Aussage zur Oktettregel ist richtig?'''
(Sie ist ein hilfreiches Modell mit Ausnahmen)
(!Sie gilt ohne Ausnahme für alle Elemente)
(!Sie beschreibt nur die Zahl der Protonen)
(!Sie verbietet chemische Bindungen)

{{E}}
 

{{BR}}
== Memory ==

<div class="memo-quiz">
{|
|-
| Valenzelektron || Außenelektron
|-
| Valenzschale || äußerste besetzte Schale
|-
| Hauptgruppe || Orientierung für die Zahl der Außenelektronen
|-
| Edelgaskonfiguration || besonders stabile Elektronenverteilung
|-
| Lewis-Symbol || Elementsymbol mit Punkten
|-
| Kation || positiv geladenes Teilchen
|-
| Anion || negativ geladenes Teilchen
|-
| Elektronenpaarbindung || gemeinsam genutztes Elektronenpaar
|}
{{E}}
 

{{BR}}
== Drag and Drop ==

<div class="lueckentext-quiz">

{| class="wikitable"
! Ordne die richtigen Begriffe zu.
! Typisches Verhalten
|-
| '''Lithium'''
| gibt häufig ein Außenelektron ab
|-
| '''Sauerstoff'''
| bildet häufig zwei Bindungen
|-
| '''Natrium'''
| bildet häufig ein einfach positiv geladenes Ion
|-
| '''Chlor'''
| bildet häufig ein einfach negativ geladenes Ion
|-
| '''Argon'''
| besitzt eine vollständig besetzte Außenschale
|-
| '''Kohlenstoff'''
| bildet häufig vier Elektronenpaarbindungen

|}
{{E}}

 
...
 

{{BR}}
== Kreuzworträtsel ==

<div class="kreuzwort-quiz">
{|
|-
| Valenzschale || Wie heißt die äußerste besetzte Elektronenschale?
|-
| Hauptgruppe || Welche Art von Gruppe erlaubt das einfache Ablesen der Außenelektronen?
|-
| Edelgas || Welche Elementgruppe besitzt meist eine vollständig besetzte Außenschale?
|-
| Kation || Wie heißt ein positiv geladenes Ion?
|-
| Anion || Wie heißt ein negativ geladenes Ion?
|-
| Lewis || Nach welchem Chemiker ist die Punkteschreibweise benannt?
|}
{{E}}
 

{{BR}}
== LearningApps ==

<iframe> https://learningapps.org/index.php?s=Valenzelektronen+Chemie </iframe>

{{BR}}
== Lückentext ==

<quiz display=simple>
{'''Vervollständige den Text.''' 
|type="{}"}
Die Elektronen auf der äußersten besetzten Schale heißen { Valenzelektronen }.
Die äußerste besetzte Elektronenschale wird { Valenzschale } genannt.
Bei Hauptgruppenelementen hilft die { Gruppe } im Periodensystem beim Bestimmen der Außenelektronen.
Sauerstoff besitzt { sechs } Valenzelektronen.
Natrium gibt häufig ein Elektron ab und bildet ein { Kation }.
Chlor nimmt häufig ein Elektron auf und bildet ein { Anion }.
Gemeinsam genutzte Elektronen bilden eine { Elektronenpaarbindung }.
Eine Darstellung mit Punkten am Elementsymbol heißt { Lewis-Schreibweise }.
Viele Hauptgruppenatome erreichen bei Bindungen eine { Edelgaskonfiguration }.
Die Regel mit acht Außenelektronen heißt { Oktettregel }.
</quiz>

 

{{BR}}
= Offene Aufgaben =

{{BR}}
=== Leicht ===
# [[Schalenmodell zeichnen]]: Zeichne die Schalenmodelle von Lithium, Kohlenstoff, Sauerstoff und Neon und markiere die Valenzelektronen.
# [[Periodensystem untersuchen]]: Wähle acht Hauptgruppenelemente aus und notiere jeweils Gruppe und Zahl der Valenzelektronen.
# [[Lewis-Symbole gestalten]]: Erstelle Karten mit den Lewis-Symbolen der Elemente der zweiten Periode.
# [[Merksatz formulieren]]: Schreibe einen eigenen Merksatz, der Valenzschale und Valenzelektronen verständlich unterscheidet.

{{BR}}
=== Standard ===
# [[Ionenbildung erklären]]: Erkläre mit zwei Zeichnungen, wie aus Natrium und Chlor die Ionen Na⁺ und Cl⁻ entstehen.
# [[Modellvergleich]]: Vergleiche Schalenmodell und Lewis-Schreibweise hinsichtlich Information, Übersichtlichkeit und Grenzen.
# [[Erklärvideo planen]]: Erstelle ein Storyboard für ein zweiminütiges Video über Valenzelektronen.
# [[Molekülmodelle untersuchen]]: Baue Modelle von H₂, H₂O und CH₄ und kennzeichne die gemeinsam genutzten Elektronenpaare.

{{BR}}
=== Schwer ===
# [[Oktettregel prüfen]]: Recherchiere zwei Beispiele, bei denen die Oktettregel gut funktioniert, und ein Beispiel für eine Ausnahme.
# [[Übergangsmetalle analysieren]]: Erkläre, warum die Hauptgruppenregel bei Übergangsmetallen nicht ohne Weiteres gilt.
# [[Lernstation entwickeln]]: Entwirf eine Lernstation mit Periodensystem, Karten und Selbstkontrolle zum Bestimmen von Valenzelektronen.
# [[Interview durchführen]]: Befrage eine Chemielehrkraft oder eine Person aus einem chemischen Beruf zur Bedeutung von Elektronenmodellen und werte die Antworten aus.

{{:Offene Aufgabe - MOOC erstellen}}

{{BR}}
= Lernkontrolle =

# [[Begründung mit dem Periodensystem]]: Erkläre, warum Natrium und Kalium ähnliche Reaktionen zeigen, obwohl sie unterschiedlich viele Elektronenschalen besitzen.
# [[Transfer auf Magnesiumchlorid]]: Leite aus den Valenzelektronen ab, welche Ionen Magnesium und Chlor bilden und warum die Verhältnisformel MgCl₂ lautet.
# [[Modellkritik]]: Beurteile, welche Aussagen das Schalenmodell zuverlässig veranschaulicht und welche Aspekte der Elektronenhülle es stark vereinfacht.
# [[Bindungsart vorhersagen]]: Vergleiche Natriumchlorid und Chlorwasserstoff und begründe anhand der Valenzelektronen, warum unterschiedliche Bindungsmodelle verwendet werden.
# [[Lewis-Struktur entwickeln]]: Entwirf eine Lewis-Struktur für Ammoniak NH₃ und begründe die Zahl der Bindungen und freien Elektronenpaare am Stickstoff.
# [[Fehleranalyse]]: Eine Person behauptet, jedes Element der Gruppe 18 habe acht Valenzelektronen. Prüfe die Aussage, verbessere sie und begründe Deine Korrektur.

 
 

{{BR}}
= Lernnachweis =

Für einen Lernnachweis solltest Du zeigen, dass Du:
# den Begriff Valenzelektron fachlich richtig erklärst.
# die Zahl der Valenzelektronen ausgewählter Hauptgruppenelemente bestimmst.
# Schalenmodelle und Lewis-Symbole korrekt deutest.
# die Bildung einfacher Kationen und Anionen mit Elektronenübertragung erklärst.
# Elektronenpaarbindungen als gemeinsames Nutzen von Elektronen beschreibst.
# die Oktettregel anwendest und mindestens eine Grenze des Modells benennst.
# Deine Lösungen mit Zeichnungen, Fachbegriffen und nachvollziehbaren Begründungen darstellst.

 
 

{{BR}}
= OERs zum Thema =

<iframe> https://de.m.wikipedia.org/wiki/Valenzelektron </iframe>

 

{{BR}}
= Verknüpfte Lernbereiche =

{| align=center
{{:D-Tab}}
'''[[Valenzelektronen]]'''
# [[Atomaufbau]]
# [[Elektronenhülle]]
# [[Schalenmodell]]
# [[Periodensystem]]
# [[Edelgasregel]]
# [[Lewis-Formel]]
# [[Ionenbindung]]
# [[Atombindung]]
|}

[[Kategorie:Chemie]]
[[Kategorie:Schule]]
[[Kategorie:Sekundarstufe I]]
[[Kategorie:Klasse 8-10]]
[[Kategorie:Atombau]]
[[Kategorie:Periodensystem]]
[[Kategorie:Chemische Bindung]]
[[Kategorie:Valenzelektronen]]

{{BR}}
= aiMOOC-Projekte =
[[Kategorie:AI_MOOC]] [[Kategorie:GPT aiMOOC]]
{{MT}}

Valenzelektronen - Chemie - Versionsgeschichte

Glanz: aiMOOC über GPT aiMOOC Action erstellt