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Bindungsverhältnisse in Kristallen -> Allgemeine Größen -> Edelgaskristalle / Van-der-Waals Bindungen -> Ionenbindungen -> Kovalente Bindungen -> Polare.

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Präsentation zum Thema: "Bindungsverhältnisse in Kristallen -> Allgemeine Größen -> Edelgaskristalle / Van-der-Waals Bindungen -> Ionenbindungen -> Kovalente Bindungen -> Polare."—  Präsentation transkript:

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2 Bindungsverhältnisse in Kristallen -> Allgemeine Größen -> Edelgaskristalle / Van-der-Waals Bindungen -> Ionenbindungen -> Kovalente Bindungen -> Polare Bindung, sigma- und pi-Bindung -> Metallische Bindungen -> Bindungspotentiale -> Wasserstoffbrückenbindungen Stefan Kirnstötter MN#

3 Allgemeine Größen -> Bindungsenergie / Kohässive Energie (0 - 10) eV pro Atom -> Gitterenergie -> Schmelztemperatur -> Elastizitätskonstante K, Schallgeschwindigkeit -> Einteilchenansicht (Vernachlässigung der Elektron-Elektron Beeinflussung) Allgemein: Je stärker die Bindung umso härter ist das Material

4 Edelgaskristalle / Van-der- Waals Bindungen -> Einfachste Kristalle -> niedrige Schmelzpunkte -> schwach gebunden ~10meV -> niedrige Reichweite r -6 -> kubisch dichtest gepackte fcc – Struktur -> Van-der-Waals Wechselwirkung -> Bindung kommt von Ladungsfluktuationen

5 Ionenbindungen -> Bindung durch elektrostatische Wechselwirkung zw. positiven und negativen Ionen -> Kraft durch Coulombanziehung -> abgeschlossene Schale -> einige eV Bindungsenergie => viel höher als die thermische Energie beim Raumtemperatur -> Madelung Konstante -> mittlerer Abstand zw. den Elementen R 0, Elastizitätskonstante K

6 Kovalente Bindungen -> klassische Elektronenpaarbindung -> zwei e -, jeweils eines von den beteiligen Atomen -> Bindung sehr stark, stark gerichtet -> 3D – Potentialwall als Modell mit Schrödingergleichung -> zwei Quader zusammen => Ausdehnung der e - führt zur Energieverringerung Modell der Atome als Quader (u) Überlappung der e - Verteilungen der C-Atome (l)

7 Polare Bindung, sigma- und pi- Bindung -> Polare Bindungen sind teilweise kovalent, teilweise ionisch, das elektronegativere Element hat mehr negative Ladung -> sigma- und pi-Bindungen sind bestimmte Arten kovalenter Bindungen -> Drehimpulsunterschied zwischen pi- und sigma-Bindungen -> Einfach-, Zweifach- oder Dreifachbindugen

8 Metallische Bindungen -> Elektronengas, Ionenrümpfe -> Erniedrigung der Energie der Valenzelektronen -> dicht gepackte Strukturen -> starke Bindungen -> gute thermische und elektrische Leiter -> hohe Schmelzpunkte, verformbar -> 3D-Potentialwall als Modell

9 Bindungspotentiale -> Problem: Berechnung des Bindungspotential abhängig von der Bindungslänge: U(r) -> Zwei beliebte Modellfunktionen: Morsepotential und Lenard-Jones Potential (u.l.)

10 Wasserstoffbrückenbindungen -> Polare Bindung: Wasserstoffatom mit rein positiver Ladung -> 90% ionisch und 10% kovalent -> Schwächer als ionische oder metallische Bindungen -> H-Atom gibt e - vollständig an andere Atome ab, Proton bildet die Wasserstoffbrücke -> zu geringer Abstand für Brücke zw. mehr als zwei Atomen

11 Wiederholung -> Die meisten Bindungen sind teilweise ionisch teilweise kovalent -> Ionische Bindungen werden durch elektrostatische Wechselwirkungen zusammengehalten -> Metallische und kovalente Bindungen werden durch die Ausbreitung der e - gebunden, was die Wellenlänge der e - erhöht und ihre kinetische Energie verringert -> Die kovalente Bindung ist zusätzlich durch das Überlappen der Verteilungen der e - charakterisiert. Die überlappenden e - binden ihre Rümpfe durch elektrostatische Anziehung -> Wasserstoffbrücken sind verantwortlich für charakteristische Eigenschaften von Wasser, und im Aufbau der DNA von großer Bedeutung -> Van der Waals Bindungen sind für die Form der Kristalle von Edelgasen verantwortlich. Sie entstehen durch Ladungsfluktuationen.


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