Chemische Bindungen Atombindung

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1 Atombindung Das Lewis Modell der kovalenten Bindung Bildung von Molekülen (Einfachbindungen) Aus jeweils einem ungepaarten Elektron eines Atoms bildet sich ein gemeinsames Elektronenpaar als Molekülorbital zwischen den Atomen Beispiel: F + F F F Valenzstrich Alle Atome sind bestrebt, die Edelgaskonfiguration in der äußersten Schale (Valenzschale) zu erreichen. D. h. diese Schale mit 8 Elektronen zu besetzten. Oktettregel (Ausnahme Wasserstoff) Die bindenden Valenzelektronen werden beiden Atomen zugerechnet. 1

2 Annahme: Die Elektronen der Atome befinden sich in Molekülorbitalen die sich über das ganze Molekül erstreckt und stehen mit mehreren Atomen in Wechselwirkung. E ± Subtraktion Addition σ*1s antibindend H A H B Bindungs energie bindend σ1s 2

3 Bei Edelgasen resultiert aus dem Versuch die beiden Molekülorbitale zu besetzten keine Bindung, da der Energiegewinn durch die Besetzung des Bindenden MOs durch die Besetzung des Nichtbindenden MOs kompensiert wird. E antibindend σ*1s He A He B σ1s bindend 3

4 Bei zu großer Annäherung werden die Abstoßungskräfte wieder größer. D. h. es gibt ein Energieminimum welches die Bindungslänge bestimmt. Bei Wasserstoff entspricht der Atomabstand im Molekül daher 74 pm - Energie + Bindungslänge antibindendeσ * - Wechselwirkung bindende σ -Wechselwirkung 4

5 Ob sich bei der Überlappung der Elektronenwolken eine Bindung ausbildet, hängt von der Geometrie und Energie der beteiligten Atomorbitale ab. H + H H 2 1s Orbital 1s 1 1s Orbital 1s 1 s-s-σ -Bindung 5

6 VSEPR - Modell Elektronenpaare der Valenzschale stoßen einander ab und nehmen daher eine Anordnung im Raum ein, bei der sie möglichst weit voneinander entfernt sind. Bindung Beispiel Name der Raumstruktur, Bindungswinkel 4 Einfachbindungen CH4 tetraedrisch, 109,5 3 Einfachbindungen 1 nichtbindendes e- Paar NH3 tetraedrisch verzerrt, 107,3 2 Einfachbindungen 2 nichtbindende e- Paare H2O tetraedrisch verzerrt, 104,5 1 Doppelbindung 2 Einfachbindungen CH2O trigonal-planar, Doppel- 1 Einfachbindung 1 nichtbindendes e- Paar ClNO trigonal-planar, Doppelbindungen CO2 linear, Dreifach- 1 Einfachbindung HCN linear, 180 6

7 Metallbindung Das Bändermodell Grundlagen des Bändermodells sind die und das Pauli Prinzip. Im Metall liegen die Atome in einer dichten dreidimensionalen Anordnung vor. Bei einer bestimmten Anzahl (n) Atome kombinieren n Atomorbitale zu n Molekülorbitale (MO); bindend und antibindend. Diese MO s müssen sich durch eine quantenmechanische Bedingung unterscheiden. Sehr viele MO s verschmelzen dann zu einem Energieband. Das höchste besetzte Band bezeichnet man als Valenzband, das niedrigste unbesetzte als Leitungsband. Ist das Valenzband nur teilweise besetzt, können sich Elektronen frei bewegen und somit kann Strom fließen. Ist das Valenzband voll besetzt, können sich die Elektronen nicht mehr frei bewegen, da sie dann gegen das Pauli-Prinzip verstoßen. Bei einer Überlappung mit dem Leitungsband können Elektronen aber in dieses übertreten und somit wieder elektrische Energie fließen lassen. 7

8 Gitterstrukturen Da in Metallen die Bindungen als Makromolekülorbitale (Bänder) angesehen werden können und keine abstoßenden Kräfte vorliegen, bilden sich sehr dichte Gitterstrukturen. Dabei unterscheidet man drei wichtige Gittertypen: Hexagonal dichteste Kugelpackung, kubisch dichteste Kugelpackung und kubisch innenzentriertes Gitter 8