Bindungsverhältnisse in Kristallen

Präsentation zum Thema: "Bindungsverhältnisse in Kristallen"—  Präsentation transkript:

1 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#

2 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

3 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

4 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 R0 , Elastizitätskonstante K

5 Kovalente Bindungen Überlappung der e-Verteilungen der
C-Atome (l) -> 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)

6 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

7 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

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

9 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

10 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.