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Aufbau der Materie: Die kovalente Bindung. Inhalt. Anisotrope Wechselwirkung: Kovalente Bindung Aufspaltung der Energie bei Kopplung Symmetrie der Orbitale. r 4 =16r 1. r 3 =9r 1. r 2 =4r 1. Bohrsches Atommodell. E 1 =-0,85 eV. E 3 =-1,5 eV. r 1. E 2 =-3,4 eV. E 1 =-13,6 eV.

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Presentation Transcript

Inhalt
Inhalt

Anisotrope Wechselwirkung: Kovalente Bindung

  • Aufspaltung der Energie bei Kopplung

  • Symmetrie der Orbitale


Bohrsches atommodell

r4=16r1

r3=9r1

r2=4r1

Bohrsches Atommodell

E1=-0,85 eV

E3=-1,5 eV

r1

E2=-3,4 eV

E1=-13,6 eV


Energie der elektronen in bohrs atommodell
Energie der Elektronen in Bohrs Atommodell

Abstand vom Kern

mal 0,0529 [nm]

Bindungsenergie

E [eV]



Quantenmechanisches atommodell
Quantenmechanisches Atommodell bei Annäherung

n=2, l=1

2p

2s

n=2, l=0

1s

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)


Beispiel orbitale im stickstoff
Beispiel: Orbitale im Stickstoff bei Annäherung

Neon

In der Valenzschale (n=2, „L-Schale“) von Stickstoff ist das Niveau m=1 unbesetzt, m=0 enthält nur ein Elektron


Orbitalformen 1
Orbitalformen (1) bei Annäherung

In Stickstoff ist das Niveau m=1 unbesetzt


Orbitale in der valenzschale n 2 von stickstoff
Orbitale in der Valenzschale ( bei Annäherung n=2) von Stickstoff

Energie W

n=2, l=1

m=1

2p

2p

m=0

m=-1

n=2, l=0

m=0

2s

2s

Jeder Zustand mit Quantenzahlen n, l, m (-l ≤m ≤ l ) kann mit zwei Elektronen der Spins „up“ und „down“ besetzt werden


Orbitale der valenzschale n 2 in zwei stickstoff atomen
Orbitale der Valenzschale ( bei Annäherung n=2) in zwei Stickstoff-Atomen

Energie W

2p

2s



Bindungsorbitale im stickstoffmolek l

„Anti-Bonding“: Elektronenlücke („Dichteknoten“) zwischen den Hälften

Bindungsorbitale im Stickstoffmolekül

2pσ*

„Anti-Bonding“

Energie W

2pπ*

2p

2pσ

„Bonding“

2pπ

„Anti-Bonding“

2sσ*

2s

„Bonding“

2sσ

Blau unterlegt: Orbitale des Stickstoffmoleküls, N2


Orbitalformen im n 2 molek l
Orbitalformen im N zwischen den Hälften2 Molekül


N 2 molek l
N zwischen den Hälften2 Molekül

In N2 gibt es zweiπBindungenund eine σ Bindung

Links und rechts: Elektronenwolken der „Lone Pairs“


Folge anisotrope bindung
Folge: zwischen den HälftenAnisotrope Bindung

Spin des Elektrons

Jedes Elektron zeigt ein magnetisches Moment, den Spin. In den Elektronenpaaren der Bindung stehen die Spins entgegengesetzt


Beispiel wassermolek l
Beispiel: Wassermolekül zwischen den Hälften

  • Schwerpunkte der negativen und positiven Ladungen sind getrennt: Ursache für den Dipol-Charakter des Wassers, der das Leben auf der Erde ermöglicht!


Beispiele f r kovalente bindung
Beispiele für kovalente Bindung zwischen den Hälften

  • 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


Diamant
Diamant zwischen den Hälften

  • 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


Graphit
Graphit zwischen den Hälften

C (

Sn (

C, (

  • Graphit mit kovalenter Bindung innerhalb der Schichten und van der Waals Bindung zwischen den Schichten


Fulleren
Fulleren zwischen den Hälften

  • Im Fulleren Molekül gibt es zwei einfache- und eine Doppelbindung zu den Nachbarn


Zusammenfassung
Zusammenfassung zwischen den Hälften

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
    Finis zwischen den Hälften