Aufbau der Materie: Die kovalente Bindung

1. Aufbau der Materie: Die kovalente Bindung

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

3. r4=16r1 r3=9r1 r2=4r1 Bohrsches Atommodell E1=-0,85 eV E3=-1,5 eV r1 E2=-3,4 eV E1=-13,6 eV

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

5. Niveaus nach Bohrs Atommodell: Aufspaltung durch Kopplung bei Annäherung

6. 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)

7. 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) In Stickstoff ist das Niveau m=1 unbesetzt

9. 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

10. Orbitale der Valenzschale (n=2) in zwei Stickstoff-Atomen Energie W 2p 2s

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

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

13. Orbitalformen im N2 Molekül

14. N2 Molekül In N2 gibt es zweiπBindungenund eine σ Bindung Links und rechts: Elektronenwolken der „Lone Pairs“

15. 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. 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. Graphit C ( Sn ( C, ( • Graphit mit kovalenter Bindung innerhalb der Schichten und van der Waals Bindung zwischen den Schichten

20. 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