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