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Aufbau der Materie: Die kovalente Bindung. Inhalt Anisotrope Wechselwirkung: Kovalente Bindung Aufspaltung der Energie bei Kopplung Symmetrie der Orbitale.

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Präsentation zum Thema: "Aufbau der Materie: Die kovalente Bindung. Inhalt Anisotrope Wechselwirkung: Kovalente Bindung Aufspaltung der Energie bei Kopplung Symmetrie der Orbitale."—  Präsentation transkript:

1 Aufbau der Materie: Die kovalente Bindung

2 Inhalt Anisotrope Wechselwirkung: Kovalente Bindung Aufspaltung der Energie bei Kopplung Symmetrie der Orbitale

3 Bohrsches Atommodell r1r1 r 2 =4r 1 r 3 =9r 1 r 4 =16r 1 E 1 =-13,6 eV E 2 =-3,4 eV E 3 =-1,5 eV E 1 =-0,85 eV

4 Energie der Elektronen in Bohrs Atommodell E [eV] mal 0,0529 [nm] Abstand vom Kern Bindungsenergie

5 Niveaus nach Bohrs Atommodell: Aufspaltung durch Kopplung bei Annäherung

6 Quantenmechanisches Atommodell 2p2p 1s1s 2s2s 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

7 Haupt- quantenzahl Drehimpuls- oder Nebenquantenzahl Orientie- rungs- Quanten- zahl Max. Zahl der Zustände Form der Orbitale NSchale Schale, Orbital Typ Spin 1K0s0 2 2L 0s0 2 1p Beispiel: Orbitale im Stickstoff Neon In der Valenzschale (n=2, L-Schale) von Stickstoff ist das Niveau m=1 unbesetzt, m=0 enthält nur ein Elektron

8 Orbitalformen (1) Symmetrie In Stickstoff ist das Niveau m=1 unbesetzt

9 Energie W Orbitale in der Valenzschale (n=2) von Stickstoff 2s2s 2p2p 2s2s 2p2p 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

10 Energie W Orbitale der Valenzschale (n=2) in zwei Stickstoff-Atomen 2s2s 2p2p

11 Energie W Energieaufspaltung durch zunehmende Kopplung bei Annäherung 2s2s 2p2p

12 Energie W Bindungsorbitale im Stickstoffmolekül 2s2s 2sσ*2sσ* 2sσ2sσ 2pπ2pπ 2pπ*2pπ* 2pσ*2pσ* 2pσ2pσ Blau unterlegt: Orbitale des Stickstoffmoleküls, N 2 2p2p Bonding Anti- Bonding Anti-Bonding: Elektronenlücke (Dichteknoten) zwischen den Hälften

13 Orbitalformen im N 2 Molekül

14 N 2 Molekül In N 2 gibt es zwei π Bindungen und eine σ Bindung Links und rechts: Elektronenwolken der Lone Pairs

15 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

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

17 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

18 GittertypAufbauSubstanzen A4 Diamant (C)-Typ Diamant, C, (sp 3 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

19 GittertypAufbauSubstanzen Graphit- Gitter Graphit, C, (sp 2 Hybridisierung) Graphit Graphit mit kovalenter Bindung innerhalb der Schichten und van der Waals Bindung zwischen den Schichten C (Sn (C, (

20 GittertypAufbauSubstanzen 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

21 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

22 Finis


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