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Aufbau der Materie: Die kovalente Bindung
Inhalt
Anisotrope Wechselwirkung: Kovalente Bindung
• Aufspaltung der Energie bei Kopplung
• Symmetrie der Orbitale
Bohrsches Atommodell
r1
r2=4r1
r3=9r1
r4=16r1
E1=-13,6 eV
E2=-3,4 eV
E3=-1,5 eV
E1=-0,85 eV
Energie der Elektronen in Bohrs Atommodell
0 2 4 6 8 10 12 14 16
-14
-12
-10
-8
-6
-4
-2
0
E [eV]
mal 0,0529 [nm]
Abstand vom Kern
Bindungsenergie
Niveaus nach Bohrs Atommodell: Aufspaltung durch Kopplung bei Annäherung
0 2 4 6 8 10 12 14 16
-14
-12
-10
-8
-6
-4
-2
016 14 12 10 8 6 4 2 0
-14
-12
-10
-8
-6
-4
-2
0
Quantenmechanisches Atommodell
2p
1s
2s
Das quantenmechanische Modell zeigt -bei mehreren Elektronen im Atom- leicht unterschiedlichen Energiewerte für feste Quantenzahl n, aber unterschiedliche Drehimpulsquantenzahlen l (n-1 ≤ l) (Effekt der Kopplung der Elektronen untereinander)
n=2, l=0
n=2, l=1
Haupt-quantenzahl
Drehimpuls- oder Nebenquantenzahl
Orientie-rungs-Quanten-zahl
Max. Zahl der Zustände
Form derOrbitale
N SchaleSchale, Orbital
TypSpin
1 K 0 s 0 2
2 L
0 s 0 2
1 p
-1
60
1
Beispiel: Orbitale im Stickstoff
1N0 l lml
Neon
In der Valenzschale (n=2, „L-Schale“) von Stickstoff ist das Niveau m=1 unbesetzt, m=0 enthält nur ein Elektron
Orbitalformen (1)
Symmetrie
0m 1m 1m
gt1
1l
In Stickstoff ist das Niveau m=1 unbesetzt
Energie W
Orbitale in der Valenzschale (n=2) von Stickstoff
2s
2p
2s
2p
n=2, l=0
n=2, l=1
m=-1
m=0
m=1
m=0
Jeder Zustand mit Quantenzahlen n, l, m (-l ≤m ≤ l ) kann mit zwei Elektronen der Spins „up“ und „down“ besetzt werden
Energie W
Orbitale der Valenzschale (n=2) in zwei Stickstoff-Atomen
2s
2p
Energie W
Energieaufspaltung durch zunehmende Kopplung bei Annäherung
2s
2p
Energie W
Bindungsorbitale im Stickstoffmolekül
2s
2sσ*
2sσ
2pπ
2pπ*
2pσ*
2pσ
Blau unterlegt: Orbitale des Stickstoffmoleküls, N2
2p
„Bonding“
„Bonding“
„Anti-Bonding“
„Anti-Bonding“
„Anti-Bonding“: Elektronenlücke („Dichteknoten“) zwischen den Hälften
Orbitalformen im N2 Molekül
N2 Molekül
In N2 gibt es zwei π Bindungen und eine σ Bindung
Links und rechts: Elektronenwolken der „Lone Pairs“
Bindung in Richtung des Abstandsvektors: σ
Bindung senkrecht zum Abstandsvektor: π
Folge: Anisotrope Bindung
Spin des Elektrons
Jedes Elektron zeigt ein magnetisches Moment, den Spin. In den Elektronenpaaren der Bindung stehen die Spins entgegengesetzt
Beispiel: Wassermolekül
• Schwerpunkte der negativen und positiven Ladungen sind getrennt: Ursache für den Dipol-Charakter des Wassers, der das Leben auf der Erde ermöglicht!
Beispiele für kovalente Bindung
• Der Kohlenstoff in Diamant, Graphit und Fulleren unterscheidet sich auf atomarer Ebene nur in der Form der seiner Orbitale
Es resultieren
• unterschiedliche Strukturen mit
• unterschiedlichen physikalischen Eigenschaften
Gittertyp Aufbau Substanzen
A4Diamant (C)-Typ
Diamant, C, (sp3 Hybridisierung)
Si
Ge
Sn (α) : Grauer Zinn
Diamant
• Hybridisierung: Im Diamant mischen sich ein kugelsymmetrisches s-Orbital und 3 p Orbitale zu einem einzigen Orbital mit Tetraeder Form. Auf diese Weise entsteht aus dem Kohlenstoff das Diamant Gitter, indem die Tetraeder über die Ecken miteinander verknüpft sind
Gittertyp Aufbau Substanzen
Graphit-Gitter
Graphit, C, (sp2 Hybridisierung)
Graphit
• Graphit mit kovalenter Bindung innerhalb der Schichten und van der Waals Bindung zwischen den Schichten
3sp 2sp
Gittertyp Aufbau Substanzen
Fulleren-Molekül
C60
Durchmesser ungefähr 10 Å, Hohlraum etwa 7 Å Durchmesser
Fulleren
• Im Fulleren Molekül gibt es zwei einfache- und eine Doppelbindung zu den Nachbarn
Zusammenfassung
Anisotrope Wechselwirkung entsteht durch anisotrope Orbitale: – Folge der Quantenmechanik, jenseits des Bohrschen
Atommodells
• Folge: kovalente Bindung• Die meisten Bindungen zeigen Mischungen von
ionischen und kovalenten Anteilen• Beispiel: Kohlenstoff als Diamant, Graphit und
Fulleren. Diese Stoffe unterscheiden sich in der Form der Orbitale und deshalb in – Art der Bindung– Struktur– physikalischen Eigenschaften
Finis
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