Werkstoffe der Elektrotechnik im Studiengang Elektrotechnik

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1 Werkstoffe der Elektrotechnik im Studiengang Elektrotechnik - chemische Grundlagen - Prof. Dr. Ulrich Hahn WS 2008/2009

2 Bestandteile der Werkstoffe Stoff: M a t e r i e: Werkstoff 1, Werkstoff 2.. alle Objekteigenschaften außer Gestalt & Größe Unterscheidungsmerkmale der Stoffe: fest flüssig gasförmig Klassifikation der Stoffe: Wärmeleitung Festigkeit Farbe heterogener Stoff: mit physikalischen Methoden zerlegbar in reine Stoffe reiner Stoff: mit chemischen Methoden zerlegbar Reaktionen chem. Grundlagen 2

3 Stoff 1 m 1 Stoff 2 m 2 spezieller reiner Stoff: Elemente Reaktion Stoff A Element m A Stoff B m B Stoff B Stoff m B C m C R. Boyle: (1660) Ein Element ist ein reiner Stoff, der bei Reaktionen mit anderen reinen Stoffen an Masse zunimmt Eigenschaften chemischer Reaktionen: Gesamtmasse bleibt erhalten definierte Massenverhältnisse der Reaktionspartner konstante Proportionen 2 Elemente unterschiedliche Verbindungen: Massenverhältnisse: (kleine) ganze Zahlen multiple Proportionen chem. Grundlagen 3

4 frühe Modelle chemischer Reaktionen Dalton, Lavoirsier (1790): Grundbausteine eines Elementes: Atome gleiche Größe, gleiche Masse können nicht durch Reaktionen umgewandelt werden Zahl unterschiedlicher Atome = Zahl der Elemente reine Stoffe: Verbindung von Elementen Grundbausteine von Verbindungen: Moleküle chemische Reaktion: Umgruppierung von Atomen definierte Anzahl von Atomen Atome können weder geschaffen noch zerstört werden chem. Grundlagen 4

5 relative Atom (Molekül)masse chemische Reaktionen sind verstanden wenn bekannt: Zahl der Moleküle Masse der Atome vorher/nachher schwer meßbar ausreichend für das Verständnis: Vergleichswert der Molekülzahl relative Atommasse (bezogen auf ein Referenzelement) Avogadro (1811): Gase enthalten die gleiche Zahl von Molekülen, len, wenn P = const, V = const, T = const unabhängig von der Art des Gases chem. Grundlagen 5

6 früher: heute: relative Atom (Molekül)masse Bezugselement Wasserstoff: m rel := 1 chemische Reaktionen m rel anderer Elemente Bezugselement Kohlenstoff C-12: m rel := 12 Moleküle: Molekül m rel = m n i= 1 rel Atom rel, i rel Anzahl: 12 g Kohlenstoff C-12 enthalten n Atome A n A gleiche Atome oder Moleküle: Stoffmenge ν = 1 mol unabhängig von der Art der Moleküle Avogadrokonstante N :=n A A /1mol Masse eines Mols: molaremasse : M Stoff := m ν 1 mol chem. Grundlagen 6 N A = 6, [ M ] = 23 g mol

7 He Li Systematik der Elemente Es gibt (z. Zt.) 114 Elemente manche Elemente: ähnliches chemisches Verhalten Verbindungen mit H: HF, HCl, HBr Verbindungen mit O: H 2 O, Na 2 O, K 2 O Verbindungen mit Cl: NaCl, KCl, CsCl 4 F Ne Na 20 Cl Ar K 40 m rel Br Kr Rb 84 J Xe Cs 131 At Rn Fr 222 charakteristische chemische Eigenschaften wiederholen sich mit steigender Atommasse Mendelejeff, Meyer: (1869) Zweifelsfälle: Chemie vor m rel : Elemente im Periodensystem anordnen ordnen nach m rel Ordnungszahlen Ladung d. Atomkerns chem. Grundlagen 7

8 Periodensystem Erdmetalle Kohlenstoffgrp. Stickstoffgrp. Chalkogene. Halogene. Edelgase Hauptgruppen Nebengruppen Alkalimetalle Erdalkalimetalle Übergangsmetalle seltene Erdmetalle VIII a VII a I II III IV V VI VIII I II III IVV VI a a Gruppe b b b b b b b a a a a VII b chem. Grundlagen 8

9 Periodensystem chem. Grundlagen 9

10 Periodensystem: Hauptgruppen Metallcharakter Metallcharakter Nichtmetalle Säurenbildner Halbleiter/ Halbmetalle Metalle Basenbildner chem. Grundlagen 10

11 Aufbau der Atome Vermutung: Struktur des Periodensystems Atomaufbau Atome: kompakte Kugeln Rosinenpudding (ungeladene Streuer, statistisch verteilt) Streuversuche Rutherford: α-teilchen (4e + ) Lenard: Elektronen (e - ) kompakter Kern: m, (+) - Ladung, gesamte Atommasse Umgebung: m, (-) - Ladung, Elektronenhülle q + = q - Atome elektrisch neutral Element: Ordnungszahl Kernladungszahl (z. e + ) z Elektronen in der Hülle chem. Grundlagen 11

12 Isotope Gleiches Element unterschiedliche relative Atommasse Gleiches chemisches Verhalten Notation: rel.masse Ordnungszahl Elementsymbol : Elementsymbol A Z rel.masse X 14 6C C 14 m rel im Periodensystem: Mittelung Grundbausteine der Atomkerne: Mittelung über die Häufigkeit der Isotope Protonen +e = 1, As Neutronen 0 m P = m N = 1, g 1 AME Zahl der Neutronen = A - Z chem. Grundlagen 12

13 Frühe Modelle: Aufbau der Elektronenhülle N. Bohr (1920) Elektronen auf Kreisbahnen Postulat: Bahnen sind stabil A. Sommerfeld Elektronen auf Ellipsenbahnen Nicht erklärt: chemische Bindung Lichtemission angeregter Atome moderne Atommodelle (Quantenmechanik) chem. Grundlagen 13

14 Ergebnisse der Quantenmechanik Bewegungszustand eines Objektes: Ort & Impuls gleichzeitige Messung vom Ort x und der Geschwindigkeit vx Ortsbestimmung genau Geschwindigkeitsbestimmung ungenau Geschwindigkeitsbestimmung genau Ortsbestimmung ungenau fundamentaler Zusammenhang zwischen Unsicherheit der Ortsbestimmung x h x p > x Unsicherheit der Impulsbestimmung px 4π Heisenbergsche Unschä Unschärferelation chem. Grundlagen h = 6, Js 14

15 Ergebnisse der Quantenmechanik Konsequenz für Teilchen: Teilchen bewegt sich auf Bahn Teilchen bewegt sich mit einer gewissen Wahrscheinlichkeit in einem Raumgebiet Atomphysik: große kleine Aufenthaltswahrscheinlichkeit Raum um den Kern, wo Elektronen anzutreffen sind: Orbital AW 90% chem. Grundlagen 15

16 Atomorbitale Theorie (exakt nur für H): unterschiedliche Orbitale möglich charakteristische räumliche Strukturen der Orbitale: Durchmesser (AW 90%) Gestalt Orientierung im Raum beschreiben durch Quantenzahlen n n = 1, 2, 3, 4.. Hauptquantenzahl l 0 l n - 1 n unterschiedliche Strukturen Nebenquantenzahl m -l m l 2l + 1 unterschiedliche Orientierungen magnetische Quantenzahl chem. Grundlagen 16

17 Beispiele für Atomorbitale l = 0 s : l = 2 p : l = 3 d : l = 4 f : kugelsymmetrisch n - 1 Knoten (Kugelschalen mit AW = 0) hohe Aufenthaltswahrscheinlichkeit am Kernort hantelförmig n - 2 Knoten in den Hanteln Knoten am Kernort alle p-orbitale: p kugelsymmetrisch Doppelhantel ( Kleeblätter ) & Einfachhantel mit Ring n - 3 Knoten im Inneren alle d-orbitale: d Knoten am Kernort kugelsymmetrisch Doppelkleeblätter und Einfachhantel mit Doppelring n - 4 Knoten in den Hanteln alle f-orbitale: f Knoten am Kernort kugelsymmetrisch chem. Grundlagen 17

18 Beispiele für Atomorbitale m= l=0 l=1 l=2 l=3 chem. Grundlagen 18

19 Vielelektronenatome alle Elemente außer Wasserstoff (gleichnamige) Ladungen Vielelektronenatome: Abstoßung andere Orbitale als Wasserstoff Experimente: Beschreibung mit Quantenzahlen n, l,, m Pauli (1930): andere Größe andere Energien Verzerrung gegenüber H-Orbitalen jedes Orbital kann 2 Elektronen aufnehmen Unterscheidung: Spin Spin Elektronen beschreiben mit n, l,, m, s 2 Werte: + ½, - ½ Pauliprinzip: Elektronen eines Atoms müssen sich in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden chem. Grundlagen 19

20 Besetzung der Atomorbitale Gliederung der Elektronenhülle in Schalen (Orbitale mit gleichem n) K L M N O P Q n Orbitale Orient. Anz. e - Konfiguation s 1 2 1s 2 s, p s 2, 2p 6 s, p, d s 2, 3p 6, 3d 10 s, p, d, f s 2, 4p 6, 4d 10, 4f 14 s, p, d, f keine weiteren Orbitale im Grundzustand Sukzessives Auffüllen der Schalen/Orbitale mit wachsendem Z Vielelektronensystem Unregelmäßigkeiten Gesamtenergie minimal im Atom chem. Grundlagen 20

21 Energien der e - in den Schalen chem. Grundlagen 21

22 Elektronenkonfiguration der Elemente chem. Grundlagen 22

23 Periodensystem: Elektronenkonfiguration Elektronenkonfiguration: Valenzschale innere Schalen: aufgefüllt mit Elektronen Valenzschale gefüllt: inert Unterschale gefüllt: reaktionsträge Unterschale (fast) leer: reaktionsfreudig chem. Grundlagen 23

24 Atomradien (10-10 m) Trend: gleiche Hauptgruppe: r : Reaktivität chem. Grundlagen 24

25 Entfernen eines e - aus der Valenzschale 1. Ionisierungsenergie chem. Grundlagen 25

26 Elektronegativität chem. Grundlagen 26

27 chemische Bindung Elemente Verbindungen Gas Flüssigkeit Festkörper Atome Moleküle Valenzelektronen Valenzelektronen makroskopische Atom/Molekülgrp Molekülgrp. Bindungstypen: Ionenbindung kovalente Bindung / Atombindung Metallbindung chem. Grundlagen 27

28 Ionenbindung Ionen ( Wanderer ): elektrisch geladene Atome / Molekülteile lteile Elektrolyte Gasentladungen Ursache der elektrischen Ladung: Abgabe von Elektronen Ionisierungsenergie Aufnahme von Elektronen Elektronegativität positives Ion Kation negatives Ion Anion Bindung: Elektronentransfer + e - - elektrostat.. Anziehung chem. Grundlagen 28

29 Ionenbindung wird bevorzugt, wenn + Kation leicht ionisierbar Ionisierungsenergie klein - Anion gern e - aufnimmt Elektronegativität t groß Edelgaskonfiguration in der Valenzschale reaktionsträge kugelförmige Ladungsverteilung Bindung isotrop Stoffe mit Ionenbindung: Salze Kristalle spröde hohe Schmelztemperatur Nichtleiter chem. Grundlagen 29

30 gleiche Atome: kovalente Bindung Bindung? Frühe Modelle (Lewis 1916): Edelgaskonfiguration für das gesamte Molekül Teile des Moleküls Elektronenpaare e- von unterschiedlichen Atomen bindendes Paar e- vom gleichen Atom einsames Paar??? räumliche Anordnung der Atome??? Benzol C 6 H 6 Orbitalmodelle: VB valence bond MO Molekül Orbital chem. Grundlagen 30

31 Molekülorbitale Moleküle Quantenmechanik e - : Orbitale wie sehen sie aus? Beispiel: H + H H 2 (1s 1 ) a (1s 1 ) b (1s1) a + (1s 1 ) b =? Molekülbildung: Überlappung von Atomorbitalen elektrostatische Abstoßung Austausch-Anziehung Anziehung quantenmechanischer Effekt, da e - nicht unterscheidbar sind chem. Grundlagen 31

32 Anziehung > Abstoßung: Anziehung < Abstoßung: Molekülorbitale bindendes bindendes Molekülorbital lorbital antibindendes antibindendes Molekülorbital lorbital 2 Atomorbitale überlappen 2 Molekülorbitale 2 Atomorbitale überlappen 2 Molekülorbitale Molekülorbitale beim H 2 : (1s 1 ) a + (1s 1 ) b bindendes Molekülorbital Aufenthaltswahrsch.. groß zwischen d. Kernen Verkleinerung d. Kern-Kern-Abstoßung Abstand d. Kerne: Anziehung (e - -Orbital) = Abstoßung (K-K) chem. Grundlagen 32

33 Molekülorbitale antibindendes Molekülorbital (1s 1 ) a + (1s 1 ) b Knotenebene Aufenthaltswahrsch.. null zwischen d. Kernen Orbitale verlagern sich nach außen Vergrößerung der Kern-Kern-Abstoßung Aufhebung der Bindung, Atome trennen sich Pauliprinzip: 2 e - je Orbital Reihenfolge beim Auffüllen: bindend, antibindend Bindung stabil: Mehrzahl der e - im bindenden Orbital chem. Grundlagen 33

34 Systematik der Molekülorbitale Verbindungen mit 2 gleichen Atomen Unterscheidung hinsichtlich Gestalt Art der Überlappung v. Atomorbitalen σ - Molekülorbital einfache Überlappung auf der Verbindungslinie der Atomkerne σ b (bindend): große e - Dichte zwischen den Kernen σ * (antibindend): Knoten der e - Dichte zwischen den Kernen σ s b σ s * chem. Grundlagen 34

35 Systematik der Molekülorbitale σ p : σ z b σ z * σ sd : chem. Grundlagen 35

36 Systematik der Molekülorbitale π - Molekülorbital doppelte Überlappung über/unter der Verbindungslinie der Kerne π b (bindend): große e - Dichte über/unter d. Verbindungslinie π * (antibindend): Knoten der e - Dichte zwischen den Kernen chem. Grundlagen 36

37 Systematik der Molekülorbitale π pd : δ - Molekülorbital 4-fache Überlappung der Orbitale chem. Grundlagen 37

38 Energien der Molekülorbitale Experimente & Theorie: E σ z * π* x π * y p p p p p p σ z π x π y s σ s * s σ s A 1 A 2 chem. Grundlagen 38

39 gleiche Atome: ungleiche Atome: MO s unterschiedlicher Atome MO s symmetrisch zur mittelsenkrechten Ebene zwischen den Atomkernen Elektronegativität t verschieden keine Symmetrie bindende Orbitale: σ s b σ s * AW zum elektronegativeren Atom verlagert antibindende Orbitale: AW zum elektropositiveren Atom verlagert chem. Grundlagen 39

40 MO s unterschiedlicher Atome σ p b σ p * π p b π p * chem. Grundlagen 40

41 E 1s 1 Welche Orbitale überlappen sich? gleichartige Atome: gleichartige Orbitale unterschiedliche Atome: Orbitale mit ähnlicher Energie s H p x σ* sp σ sp p y p p p 2p 5 F s 2s 2 σ sp p z (F); σ sp * s (H) polare Bindung F: - Partialladung H: + Partialladung Grenzfall: bindendes Orbital AO des - Atoms antib. Orbital AO des + Atoms nur bindende Orbitale besetzt: Ionenbindung chem. Grundlagen 41

42 Mehratomige Moleküle Atome Atomorbitale Molekül Molekülorbitale Anzahl AO = Anzahl MO alternative Modelle zur Bildung von Molekülorbitalen: lokalisierte e - : je 2 Atome: paarweise Molekülorbitale delokalisierte e - : alle Atome: gemeinsame Molekülorbitale Beispiel H 2 O: σ sp : H (1s 1 ) & O (2p y1 ) σ sp : H (1s 1 ) & O (2p x1 ) chem. Grundlagen 42

43 Mehratomige Moleküle CH 4 : C: 2s 2 2p 2 Hybridisierung in 2sp 3 gleichwertige Bindungsrichtungen elektrostatische Abstoßung minimal 4 σ-mo s Tetraeder chem. Grundlagen 43

44 Kohlenwasserstoffe C 2 H 6 : C: sp 3 -Hybrid 4 σ-bindungen C 2 H 4 : C: sp 2 & p 1 3 σ, 1 π chem. Grundlagen 44

45 Kohlenwasserstoffe C 2 H 2 : C 6 H 6 : sp 2 σ-bindungen: lokalisiert p π-bindungen: delokalisiert chem. Grundlagen 45

46 MO s aus den 6 p-orbitalen: Kohlenwasserstoffe bindend antibindend chem. Grundlagen 46

47 Benzol chem. Grundlagen 47