Aufbau der Materie: Die kovalente Bindung

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

Bohrsches Atommodell r4=16r1 r3=9r1 r2=4r1 r1 E1=-0,85 eV E3=-1,5 eV

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

Niveaus nach Bohrs Atommodell: Aufspaltung durch Kopplung bei Annäherung

Quantenmechanisches Atommodell 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 Neon Haupt-quantenzahl Drehimpuls- oder Nebenquantenzahl Orientie-rungs-Quanten-zahl Max. Zahl der Zustände Form der Orbitale N Schale Schale, Orbital Typ Spin 1 K s 2 L p -1 6 In der Valenzschale (n=2, „L-Schale“) von Stickstoff ist das Niveau m=1 unbesetzt, m=0 enthält nur ein Elektron

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

Orbitale in der Valenzschale (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 Energie W 2p 2s

Energieaufspaltung durch zunehmende Kopplung bei Annäherung Energie W 2p 2s

Bindungsorbitale im Stickstoffmolekül „Anti-Bonding“: Elektronenlücke („Dichteknoten“) zwischen den Hälften Bindungsorbitale im Stickstoffmolekül 2pσ* „Anti-Bonding“ Energie W 2pπ* 2p 2pσ „Bonding“ 2pπ 2sσ* „Anti-Bonding“ 2s „Bonding“ 2sσ Blau unterlegt: Orbitale des Stickstoffmoleküls, N2

Orbitalformen im N2 Molekül

N2 Molekül In N2 gibt es zwei π Bindungen und eine σ Bindung Links und rechts: Elektronenwolken der „Lone Pairs“

Folge: Anisotrope Bindung Bindung in Richtung des Abstandsvektors: σ Bindung senkrecht zum Abstandsvektor: π Spin des Elektrons Jedes Elektron zeigt ein magnetisches Moment, den Spin. In den Elektronenpaaren der Bindung stehen die Spins entgegengesetzt

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

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

Diamant Gittertyp Aufbau Substanzen A4 Diamant (C)-Typ Diamant, C, (sp3 Hybridisierung) Si Ge Sn (α) : Grauer Zinn 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, C, (sp2 Hybridisierung) Sn ( Gittertyp Aufbau Substanzen Graphit-Gitter Graphit, C, (sp2 Hybridisierung) Graphit mit kovalenter Bindung innerhalb der Schichten und van der Waals Bindung zwischen den Schichten

Fulleren Gittertyp Aufbau Substanzen Fulleren-Molekül C60 Durchmesser ungefähr 10 Å, Hohlraum etwa 7 Å Durchmesser Im Fulleren Molekül gibt es zwei einfache- und eine Doppelbindung zu den Nachbarn

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

Finis