Kapitel 6: Stichworte Theorie der chemischen Bindung, Lewis-Theorie, VSEPR-Modell Born-Oppenheimer Näherung, Potentialkurve, Gleichgewichtsabstand, Dissoziationsenergie Valence-Bond-Theorie, s-Bindung, p-Bindung, Promotion, Hybridisierung, Hybridorbitale (sp-, sp2- und sp3 ) Molekülorbital (MO), bindendes und antibindendes MO, Aufbauprinzip, Bindungsordnung, Parität

Bindungsordnung Innerhalb einer Periode gilt in der Regel: Bindungsordnung und Bindungslänge Re Bindungsordnung und Dissoziationsenergie D0 Innerhalb einer Periode gilt in der Regel: Desto höher die Bindungsordnung, desto kürzer die Bindung. Desto höher die Bindungsordnung, desto stärker die Bindung. Bilder aus Physikalische Chemie, Atkins & de Paula, Wiley VCH, 5. Auflage (2013)

Kapitel 6: Chemische Bindung 6.1 Lewis-Theorie der kovalenten Bindung 6.2 Valence-Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR-Modell) 6.3 Born-Oppenheimer Näherung 6.4 Valence-Bond Theorie 6.5 Molekülorbital-Theorie Literatur Wedler: 3.5-3.5.2 (S. 699-722) großer Atkins: Kapitel 10-10.3 (S. 391-415) kleiner Atkins: Kapitel 14.-14.15 (S. 617-660) Elements of Physical Chemistry: Chapter 14-14.12 (S. 344-366)

MO‘s: homonukleare zweiatomige Moleküle Relative energetische Abfolge hängt von Kernladungszahl ab! (Dargestellt ist die energetische Reihefolge für O2 und F2.) http://www.meta-synthesis.com/webbook/40_polyatomics/polyatomics.html

O2 und N2: Molekülorbitaldiagramm Sauerstoffmolekül (O2) Stickstoffmolekül (N2) DE2p-2s Abstand zwischen 2s- und 2p-AOs kleiner  größere Wechselwirkung  2p stabilisiert 1su MO und 2s destabilisiert 2sg MO. Abstand zwischen 2s- und 2p-AOs groß  wenig Wechselwirkung  2s-AO trägt kaum zum 2sg MO bei.

relative MO-Energien: 2.Periode Relative energetische Abfolge (2sg und 1pu), hängt von Kernladungszahl ab! Absenkung der Orbitalenergien auf Grund ähnlicher Abschirmung bei steigender Kernladungszahl.

Symmetrie und Überlappung Überlappungsintegral  Ausmaß der Wechselwirkung b) Abstandsabhängigkeit: S = f(r) c) Symmetrie z.B. s + px S=0

Elektronegativität nach Mulliken in eV Robert Mulliken 1896-1986 amerik. Physiker und Chemiker Nobelpreis Chemie 1966

Elektronegativität nach Pauling einheitslos Referenz: cFluor = 3,98 (früher 4,00) Linus Pauling 1901-1994 amerikanischer Chemiker Nobelpreis Chemie 1954

Elektronegativität und Bindungsart http://www.u-helmich.de/che/EF/atom/atombau07.html

Kapitel 6: Stichworte Theorie der chemischen Bindung, Lewis-Theorie, VSEPR-Modell Born-Oppenheimer Näherung, Potentialkurve, Gleichgewichtsabstand, Dissoziationsenergie Valence-Bond-Theorie, s-Bindung, p-Bindung, Promotion, Hybridisierung, Hybridorbitale (sp-, sp2- und sp3 ) Molekülorbital (MO), bindendes und antibindendes MO, Aufbauprinzip, Bindungsordnung, Parität, Überlappung, Überlappungsintegral, homo- und heteronuklear, polare Bindung, Elektronegativität, Partialladung