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Kjemisk binding: den lineære H4- Molekyl
Den lineære -Molekyler kan formelt bestå av to- Det dannes molekyler.
Likeledes kan man bruke de molekylære orbitalene til det lineære -Molekyl ved å overlappe de bindende og antibindingsmolekylære orbitalene til- Det dannes molekyler. For å forenkle saken, antas det at bindingen interagerer med den bindende molekylorbitalen og antibindingen interagerer med antibindingen. Denne forenklingen er tillatt fordi energiforskjellen mellom bindende og antibondende molekylorbital er så stor at en overlapping ikke vil resultere i en stor gevinst i energi.
De molekylære orbitalene kan tegnes ut fra bindingen og antibindingen- Avlede molekyl.
Energimessig kan de molekylære orbitalene ordnes etter regelen "Jo færre noder, jo lavere energi". Dette betyr at overlappingene til de bindende molekylorbitalene har lavere energi enn de til de antibindingsmolekylære orbitalene.
Totalt fire elektroner er tilgjengelige for å fylle de nye molekylære orbitalene (A-D) til den lineære. Molekyl tilgjengelig. Siden hver molekylær orbital kan være okkupert av maksimalt to elektroner og de energetisk laveste molekylære orbitalene fylles først, er de lineære -Molekyl fylte bare orbitalene merket A og B. A beskriver en binding, B en antibindingsinteraksjon mellom de to Molekyler. Dette betyr at det ikke er noen binding, molekylet eksisterer ikke.
Valensstrukturteori
de Valensstrukturteori, til og med VB teori, Elektronparteori eller engl. Valence Bond Theory kalt, er en kvantemekanisk tilnærmingsmetode utviklet av Walter Heitler og Fritz London i 1927 for å beskrive atombindinger i polyatomiske systemer.
I denne modellen a Valensbinding mellom to atomer ved at hvert av disse atomene gir et elektron for en binding. Disse to elektronene danner et elektronpar i ett bindende molekylær orbital. De to atomene i molekylet har nå en andel i begge elektronene, med andre ord i sitt «eget» elektron og i «partnerens» elektron. Den energiske fordelen som dette skaper for de to atomene er drivkraften for dannelsen av molekyler.
Kjemisk forbindelse
kjemisk forbindelse, i snevrere forstand kohesjonen av to eller flere atomer eller grupper av atomer i molekyler og i kondensert materiale forårsaket av forskjellige bindingskrefter. I en bredere forstand inkluderer kjemiske bindinger også interaksjonene mellom mettede molekyler oppnådd gjennom intermolekylære krefter. I henhold til størrelsen på bindingsenergien er de delt inn i sterke intramolekylære hovedvalensbindinger og sekundære valensbindinger som følge av intermolekylære og svake intramolekylære interaksjoner. Noen ganger blir bare de bindingene referert til som mindre valensbindinger som er dannet av en rettet van-der-Waals-interaksjon med metningskarakter, for eksempel hydrogenbindingen. I hovedvalensbindinger er bindingsenergiene større enn 42 kJ/mol, i sekundære valensbindinger mindre enn 42 kJ/mol. Denne forskjellen er strengt tatt ikke gyldig i alle tilfeller. Det skilles mellom tre begrensende tilfeller av hovedvalensbindingene: den heteropolare bindingen, den kovalente bindingen (med dets spesielle tilfelle av den koordinative bindingen) og den metalliske bindingen.
Oktettregelen gir en klar forklaring på dannelsen av bindinger. En fullstendig forklaring er bare mulig hvis man ikke bare tar hensyn til elektrodynamiske, men også kvantemekaniske prinsipper. Deretter skjer reduksjonen av energien som kreves for dannelsen av molekylet vanligvis ved å senke den kinetiske energien som et resultat av delokaliseringen av elektronene involvert i bindingen (Bindingselektroner) inne i molekylet.
De kovalente og koordinative bindingene er retningsavhengige, mens de ioniske og metalliske bindingene er isotrope, har ingen metningskarakter og er derfor vanligvis tettpakkede strukturer (Pakking av baller) favorisere. En nyttig karakterisering av bindingstypene er gitt av den skjematiske tetthetsfordelingen av Valenselektroner (Figur 1).
1) Den heteropolare bindingen (ionisk binding, elektrovalens, elektrostatisk binding, polar binding) er basert på effekten av elektrostatiske krefter mellom motsatt ladede ioner. De fleste heteropolare bindinger oppstår mellom grunnstoffer i motsatte områder av det periodiske systemet. Typiske representanter er de saltlignende forbindelsene i uorganisk kjemi, spesielt alkalihalogenidene. De består av et metallisk element, hvis atomer lett gir fra seg elektronene sine, og et ikke-metallisk element, hvis atomer har en tendens til å ta opp flere elektroner. De stabile kationene og anionene dannet på denne måten kombineres for å danne et stabilt molekyl eller krystall ved i det vesentlige å opprettholde deres elektroniske struktur. I organisk kjemi forekommer ekte heteropolare bindinger, for eksempel i salter av karbonsyre og sulfonsyre.
Forutsetninger for dannelse av heteropolare bindinger er en relativt liten ioniseringsenergi av metallatomet og en relativt høy elektronaffinitet til det ikke-metalliske atomet eller radikalet. Hvis summen av elektronaffinitet og den coulombiske tiltrekningsenergien som frigjøres når ionene bringes sammen for å danne ionegitteret er større enn ioniseringsenergien til kationdanneren, vil en elektronoverføring fra metallatomet til ikke-metallatomet finne sted , og det forekommer mellom ionene for heteropolar binding. I det normale tilfellet med en reaksjon hvor reaktantene er i fast aggregeringstilstand eller i molekylær gasstilstand, må det tas hensyn til fordampningsvarmen eller dissosiasjonen av elementene som er involvert. Den gjensidige koblingen av disse faktorene finner sted i Born-Haber-distriktsprosessen.
Bortsett fra de ideelle grensetilfellene for den heteropolare bindingen, slik den forekommer med de typiske saltlignende forbindelsene, for eksempel NaCl, KF, når to motsatt ladede ioner nærmer seg, er det generelt en deformasjon av elektronskallet, som elektronene til anionene er belagt så langt mot kationen at de opptar frie elektronbaner der og dermed kommer nærmere relasjonene i den kovalente bindingen.
2) Den kovalente bindingen (homopolar, ikke-polar binding, atombinding, elektronparbinding, utvekslingsbinding) forekommer i forbindelser mellom ikke-metaller, dvs. hovedsakelig i forbindelsene i organisk kjemi. Det er mest rent utviklet i gassmolekyler, som er sammensatt av to identiske atomer. Den kovalente bindingen er en konsekvens av utvekslingsinteraksjonen mellom valenselektronene til bindingspartnerne. I følge Lewis klassiske oktetteori formidles den kovalente bindingen av et par elektroner som hører sammen til de to atomene som er koblet til hverandre. Dette skaper et elektronarrangement som tilsvarer edelgasskonfigurasjonen. Valenslinjen (f.eks.
) eller punktnotasjonen (f.eks.
) brukt. Mens bare ett elektronpar er involvert i enkeltbindingene, dannes de multiple bindingene av flere delte elektronpar. For å forstå disse fenomenene må man i tillegg til de 963 elektronene (sigma-elektronene) anta 960 elektroner (pi-elektroner). Forbindelser med enkelt- og dobbeltbindinger i vekslende rekkefølge kalles konjugerte forbindelser. I mange atomer dannes valenstilstandene ved å blande ulike elektroniske funksjoner (hybridisering). I motsetning til de heteropolare bindingene er de kovalente bindingene retningsbestemte. Vinklene mellom to bindingsretninger kalles valensvinkler.
I molekyler av type AB med forskjellige atomer får den kovalente bindingen en polar karakter på grunn av den forskjellige elektronegativiteten. Men også med molekyler som består av de samme atomene, for eksempel H2Cl2, O2, viser en sammenligning av de beregnede med de eksperimentelt funnet bindingsforholdene, siden i tillegg til den rene ikke-polare bindingen, er små andeler av en polar binding involvert (fig. 3). Stoffer med en ren kovalent binding leder ikke elektrisitet. Et annet karakteristisk trekk ved den kovalente bindingen er metning.
Hvis en kovalent binding bare skapes av et enkelt elektron som deles av begge bindingspartnerne, er det en ett-elektronbinding. Det enkleste molekylet med en slik binding er hydrogenmolekylet
. Imidlertid er en-elektronbindingen i hydrogenmolekylet bare halvparten så sterk som elektronparbindingen. Det kommer fra mesomerismen til de to grensestrukturene 
forhold. En-elektronbindinger er bare stabile hvis de to atomene som er koblet sammen er identiske eller veldig like.
Hvis det ved en kovalent binding er tre elektroner involvert i bindingen i stedet for ett elektronpar, snakker man om en tre-elektronbinding. Stabiliteten til denne bindingen er basert på en mesomerisme av grensestrukturene A: & # 183 B og A & # 183: B. Tre-elektronbindingen kan representeres av symbolet A & # 183 & # 183 & # 183 B. Bindingsenergien deres er omtrent halvparten så stor som for en elektronparbinding. Tre-elektronbindinger er bare stabile hvis de to atomene A og B er identiske eller hvis elektronegativiteten deres er lite forskjellig fra hverandre.
de semi-polar binding (koordinativ binding) er et spesielt tilfelle av den kovalente bindingen der begge elektronene i det bindende elektronparet kommer fra en av de to bindingspartnerne. De bundne atomene har altså motsatte formelle anklager: A: + B
BORTE. Skjematisk kan dannelsen av en semipolar binding forklares ved at atom A gir fra seg et elektron til atom B, slik at i begge er en energisk gunstig atomorbital okkupert av kun ett elektron. Forutsetningene for dannelsen av en normal kovalent binding er dermed gitt.
3) Den metalliske bindingen er typen binding av metaller og legeringer. Den kjennetegnes ved at de kvasi-frie elektronene (elektrongassmodellen) forekommer i metallgitteret, som fyller rommet mellom de positive ionene og holder dem sammen (fig. 2). Av de store koordinasjonstallene som nesten alltid forekommer i metallgitter, følger det at bindingene ikke er av typen lokaliserte bindinger, men at det er et ekstremt tilfelle av bindingsdelokalisering. De viktigste egenskapene som ligger i metaller og legeringer, for eksempel stor elektrisk og termisk ledningsevne og deres plastisitet, er en direkte konsekvens av denne typen bindinger som finnes i metallene.
Den kvantitative beskrivelsen av den kjemiske bindingen i molekyler, klynger og faste stoffer i dag er i sin helhet basert på kvantemekaniske modeller. Historisk viktige tilnærmingsmetoder for kovalent binding er for eksempel kjent under betegnelsen VB (Valence Bond) metode og LCAO (Linear Combination of Atomic Orbitals). Moderne betraktninger av den kjemiske bindingen er basert på den molekylære orbitalteorien (MO-teorien) eller B & # 228.-modellen når det gjelder krystallinske faste stoffer og, om nødvendig, tar hensyn til mange-partikkeleffektene senere gjennom forstyrrelsesberegninger, konfigurasjonsutvikling (kvantekjemi) eller ikke-lokale utvekslingskorrelasjonsfunksjoner (densitetsfunksjonsteori).
kjemisk binding 1: Skjematisk tetthetsfordeling av valenselektronene for de forskjellige bindingstypene en betegner gitterkonstanten. a) Van der Waals-binding: elektronene forblir lokalisert på atomene b) ionisk binding: valenselektronene er helt på anionet B - c) kovalent binding: valenselektronene er i bindingsområdet mellom atomene d) metallisk binding: valenselektrontettheten er konstant og delokalisert over hele metallet.
kjemisk binding 2: Skjema av et molekyl eller krystallpotensial (heltrukken linje) som et resultat av superposisjonen av atompotensialer (stiplet). & # 916r er et mål på plasseringskravet til et atomelektron.
kjemisk binding 3: Over: På grunn av overlapping av bølgefunksjonene ϕen og ϕb av elektronet som beveger seg i feltet til kjerne a og kjerne b, øker sannsynligheten for å være mellom de to kjernene under: Energikurver for hydrogenmolekylet
avhengig av kjerneavstanden rborte for bindings- og løsnetilstanden, tatt i betraktning Coulomb-frastøtingen mellom de to kjernene.
Leserens mening
Hvis du har kommentarer til innholdet i denne artikkelen, kan du informere redaksjonen på e-post. Vi leser brevet ditt, men ber om forståelse for at vi ikke kan svare alle.
Stabsbind I og II
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Forfatterens forkortelse står i hakeparentes, tallet i runde parentes er fagområdenummeret, en liste over fagområder finner du i forordet.
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Dr. Thomas Bührke, Leimen [TB] (A) (32)
Jochen Büttner, Berlin [JB] (A) (02)
Dr. Matthias Delbrück, Dossenheim [MD] (A) (12, 24, 29)
Prof. Dr. Martin Dressel, Stuttgart (A) (essayspindensitetsbølger)
Dr. Michael Eckert, München [ME] (A) (02)
Dr. Dietrich Einzel, Garching (A) (essay superledning og superfluiditet)
Dr. Wolfgang Eisenberg, Leipzig [WE] (A) (15)
Dr. Frank Eisenhaber, Wien [FE] (A) (27)
Dr. Roger Erb, Kassel [RE1] (A) (33)
Dr. Angelika Fallert-Müller, Groß-Zimmer [AFM] (A) (16, 26)
Stephan Fichtner, Heidelberg [SF] (A) (31)
Dr. Thomas Filk, Freiburg [TF3] (A) (10, 15)
Natalie Fischer, Walldorf [NF] (A) (32)
Dr. Thomas Fuhrmann, Mannheim [TF1] (A) (14)
Christian Fulda, Hannover [CF] (A) (07)
Frank Gabler, Frankfurt [FG1] (A) (22)
Dr. Harald Genz, Darmstadt [HG1] (A) (18)
Prof. Dr. Henning Genz, Karlsruhe [HG2] (A) (Essays symmetri og vakuum)
Dr. Michael Gerding, Potsdam [MG2] (A) (13)
Andrea Greiner, Heidelberg [AG1] (A) (06)
Uwe Grigoleit, Weinheim [UG] (A) (13)
Gunther Hadwich, München [GH] (A) (20)
Dr. Andreas Heilmann, Halle [AH1] (A) (20, 21)
Carsten Heinisch, Kaiserslautern [CH] (A) (03)
Dr. Marc Hemberger, Heidelberg [MH2] (A) (19)
Dr. Sascha Hilgenfeldt, Cambridge, USA (A) (essay sonoluminescens)
Dr. Hermann Hinsch, Heidelberg [HH2] (A) (22)
Priv.-Doz. Dr. Dieter Hoffmann, Berlin [DH2] (A, B) (02)
Dr. Gert Jacobi, Hamburg [GJ] (B) (09)
Renate Jerecic, Heidelberg [RJ] (A) (28)
Prof. Dr. Josef Kallrath, Ludwigshafen [JK] (A) (04)
Priv.-Doz. Dr. Claus Kiefer, Freiburg [CK] (A) (14, 15)
Richard Kilian, Wiesbaden [RK3] (22)
Dr. Ulrich Kilian, Heidelberg [UK] (A) (19)
Thomas Kluge, Jülich [TK] (A) (20)
Dr. Achim Knoll, Karlsruhe [AK1] (A) (20)
Dr. Alexei Kojevnikov, College Park, USA [AK3] (A) (02)
Dr. Bernd Krause, München [BK1] (A) (19)
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Ralph Kühnle, Heidelberg [RK1] (A) (05)
Volker Lauff, Magdeburg [VL] (A) (04)
Dr. Anton Lerf, Garching [AL1] (A) (23)
Dr. Detlef Lohse, Twente, NL (A) (essay sonoluminescens)
Priv.-Doz. Dr. Axel Lorke, München [AL] (A) (20)
Prof. Dr. Jan Louis, Halle (A) (essay strengteori)
Dr. Andreas Markwitz, Lower Hutt, NZ [AM1] (A) (21)
Holger Mathiszik, Celle [HM3] (A) (29)
Dr. Dirk Metzger, Mannheim [DM] (A) (07)
Dr. Rudi Michalak, Dresden [RM1] (A) (23 essay lavtemperaturfysikk)
Günter Milde, Dresden [GM1] (A) (12)
Helmut Milde, Dresden [HM1] (A) (09)
Marita Milde, Dresden [MM2] (A) (12)
Prof. Dr. Andreas Müller, Trier [AM2] (A) (33)
Prof. Dr. Karl Otto Münnich, Heidelberg (A) (Essay Environmental Physics)
Dr. Nikolaus Nestle, Leipzig [NN] (A, B) (05, 20)
Dr. Thomas Otto, Genève [TO] (A) (06)
Priv.-Doz. Dr. Ulrich Parlitz, Göttingen [UP1] (A) (11)
Christof Pflumm, Karlsruhe [CP] (A) (06, 08)
Dr. Oliver Probst, Monterrey, Mexico [OP] (A) (30)
Dr. Roland Andreas Puntigam, München [RAP] (A) (14)
Dr. Gunnar Radons, Mannheim [GR1] (A) (01, 02, 32)
Dr. Max Rauner, Weinheim [MR3] (A) (15)
Robert Raussendorf, München [RR1] (A) (19)
Ingrid Reiser, Manhattan, USA [IR] (A) (16)
Dr. Uwe Renner, Leipzig [UR] (A) (10)
Dr. Ursula Resch-Esser, Berlin [URE] (A) (21)
Dr. Peter Oliver Roll, Ingelheim [OR1] (A, B) (15)
Hans-Jörg Rutsch, Walldorf [HJR] (A) (29)
Rolf Sauermost, Waldkirch [RS1] (A) (02)
Matthias Schemmel, Berlin [MS4] (A) (02)
Prof. Dr. Erhard Scholz, Wuppertal [ES] (A) (02)
Dr. Martin Schön, Konstanz [MS] (A) (14 essays spesiell relativitetsteori)
Dr. Erwin Schuberth, Garching [ES4] (A) (23)
Jörg Schuler, Taunusstein [JS1] (A) (06, 08)
Dr. Joachim Schüller, Dossenheim [JS2] (A) (10)
Richard Schwalbach, Mainz [RS2] (A) (17)
Prof. Dr. Klaus Stierstadt, München [KS] (B)
Dr. Siegmund Stintzing, München [SS1] (A) (22)
Dr. Berthold Suchan, Giessen [BS] (A) (Essay Philosophy of Science)
Cornelius Suchy, Brussel [CS2] (A) (20)
Dr. Volker Theileis, München [VT] (A) (20)
Prof. Dr. Stefan Theisen, München (A) (essay strengteori)
Dr. Annette Vogt, Berlin [AV] (A) (02)
Dr. Thomas Volkmann, Köln [TV] (A) (20)
Rolf vom Stein, Köln [RVS] (A) (29)
Dr. Patrick Voss-de Haan, Mainz [PVDH] (A) (17)
Dr. Thomas Wagner, Heidelberg [TW2] (A) (29)
Manfred Weber, Frankfurt [MW1] (A) (28)
Dr. Martin Werner, Hamburg [MW] (A) (29)
Dr. Achim Wixforth, München [AW1] (A) (20)
Dr. Steffen Wolf, Berkeley, USA [SW] (A) (16)
Dr. Stefan L. Wolff, München [SW1] (A) (02)
Priv.-Doz. Dr. Jochen Wosnitza, Karlsruhe [JW] (A) (23)
Dr. Kai Zuber, Dortmund [KZ] (A) (19)
Dr. Werner Zwerger, München [WZ] (A) (20)
Artikler om emnet
Laste. Kjemiske bindinger
Kjemiske bindinger skapes ved utveksling av valenselektroner (= de ytterste elektronene) mellom atomene.
Denne utvekslingen kan være fullført = Ionebinding
Eksempler er salter som natriumklorid NaCl, metalloksider som aluminiumoksid Al2O3, Magnesiumoksid MgO.
Utvekslingen kan også være ufullstendig og føre til felles besittelse av to eller flere elektroner = Kovalent binding eller Atomisk binding
Eksempler er klor Cl2, Metan CH4, Karbondioksid CO2, Nitrogen N2
I mellom er det polarisert atombinding,z. B. ved H2Å, NH3HC1, SO2 samt etanol CH3-CH2ÅH.
Med metaller er det Metallbinding.
Obligasjoner av høyere orden
van derWaals- og Hydrogenbindinger.
Komplekser
Bruksområder:
Sammendrag på lavere nivå (kjemi)- Repetisjon av materialet som en introduksjon til det øvre nivået (kjemi)
- Sammendrag av stoffet i fysikk (lavere nivå)
Sammendrag på lavere nivå (kjemi)Handouten & # 8220Chemical Binding & # 8221 er tilgjengelig i PDF-format (.pdf), Word-format (.docx) og LibreOffice-format (.odt) for medlemskjemi og fysikk. Forslagene til oppgaver er tilgjengelige i Word-format (.docx) og LibreOffice-format (.odt).
Kovalent binding
Den kovalente bindingen er bindingen som dominerer i ikke-metalliske forbindelser og komplekser. I motsetning til ionbindingen er den rettet og bundet til et spesifikt punkt mellom to individuelle atomer. Ausnahmen sind die Mehrzentrenbindungen, bei denen drei oder mehr Atome kovalent gebunden sind, und die delokalisierten π-Bindungen, bei denen mehrere Bindungen zu einer einzigen Elektronenwolke verschmolzen sind.
Kovalente Bindungen beruhen normalerweise auf einem so genannten Elektronenpaar, das aus den Valenzelektronen der beteiligten Atome gebildet wird. Um eine kovalente Bindung in einer chemischen Formel darzustellen, wird diese in der Lewis-Formel durch einen Strich, manchmal auch durch zwei Punkte symbolisiert. Theoretisch wird die kovalente Bindung mit zwei verschiedenen Theorien, der Molekülorbital- und der Valenzstrukturtheorie, erklärt. Ältere Theorien für Komplexe sind die Kristallfeld- und Ligandenfeldtheorie, jedoch lassen sich die Bindungsverhältnisse in Komplexverbindungen genauer durch die Molekülorbitaltheorie vorhersagen. Δ]
Die Stärke einer kovalenten Bindung hängt von der Art der Bindung, den beteiligten Atomen und der Bindungslänge ab. Die stärksten kovalenten Bindungen sind die kurzen Dreifachbindungen von Elementen der zweiten Periode wie Kohlenstoff, Stickstoff oder Sauerstoff, so beträgt die Dissoziationsenergie einer Stickstoff-Stickstoff-Dreifachbindung 941,7 kJ/mol (9,8 eV) Ε] . Bindungsenergien für Einfachbindungen liegen in der Regel zwischen 150 und 500 kJ/mol (etwa 1,5–5 eV), bei Doppelbindungen liegen Bindungsenergien typischerweise bei 500–800 kJ/mol (5–8 eV) für die zweite Periode (O-O-Doppelbindung: 493,6 kJ/mol, C-O-Doppelbindung: 798,9 kJ/mol), für die schwächeren Doppelbindungen der höheren Perioden darunter. Ε]
Valenzstrukturtheorie
Die Valenzstrukturtheorie versucht, eine Bindung quantenmechanisch zu beschreiben. Sie ist zunächst für das Wasserstoffmolekül mit zwei Protonen und zwei Elektronen mit unterschiedlichem Spin aufgestellt worden und kann durch Ergänzungen und Vereinfachungen auch für kompliziertere Moleküle angewendet werden. Für genaue Berechnungen müssen zunächst die Wellenfunktionen der beteiligten Elektronen aufgestellt werden. Diese unterscheiden sich je nach Orbital, in dem sich das Elektron befindet. Im Gegensatz zur Molekülorbitaltheorie werden die Bindungen in der Regel einzeln und nicht das Molekül als Ganzes betrachtet.
In der einfachsten Näherung wird die Gesamtwellenfunktion Ψ des H2-Moleküls als Produkt der beiden Wellenfunktionen der beiden Elektronen gesehen.
$ Psi=Psi_mathrm Dies berücksichtigt noch keine Beeinflussungen der Elektronen untereinander und gilt somit exakt nur für zwei isolierte Wasserstoffatome. Für genauere Ergebnisse für gebundene Atome muss vor allem die Austauschenergie mit einbezogen werden, die dadurch zustande kommt, dass die Elektronen nicht an einem Atom lokalisiert sind, sondern an beiden eine Aufenthaltswahrscheinlichkeit besitzen. Die Wellenfunktion wird dann als geschrieben. Mit weiteren Verfeinerungen, etwa der Einbeziehung der Abschirmung, kann eine weitere Annäherung der Theorie an den experimentellen Wert erreicht werden. Ein wichtiges Konzept, mit dem die Valenzstrukturtheorie auf kompliziertere Moleküle ausweiten kann, ist die Hybridisierung. Dazu werden aus unterschiedlichen Orbitalarten Hybridorbitale gebildet. Am bekanntesten sind die aus einem s- und drei p-Orbitalen gebildeten sp 3 -Hybridorbitale, die vor allem zur Erklärung der Bindungssituation in Kohlenstoffatomen verwendet werden. Dabei werden aus dem im Kohlenstoffatom vorhandenen drei p-Orbitalen und dem 2s-Orbital vier gleiche sp 3 -Hybridorbitale gebildet, die tetraedrisch angeordnet sind und Bindungen zu benachbarten Atomen bilden. Es ist auch möglich, dass nur eines oder zwei der p-Orbitale an der Hybridisierung beteiligt sind. Dann bilden sich sp- oder sp 2 -Hybridorbitale. Je nachdem, welche Orbitale beteiligt sind, werden verschiedene Bindungsarten unterschieden. Sind an einer Bindung nur s- und/oder sp-Hybridorbitale beteiligt, handelt es sich um eine σ-Bindung. Diese liegt direkt auf der Verbindungsachse zwischen den Atomen und besitzt keine Knotenebene. p-Orbitale bilden π-Bindungen, die oberhalb und unterhalb der Kernverbindungsachse liegen und eine Knotenebene besitzen. Sie sind für die Beschreibung von Doppel- und Dreifachbindungen wichtig. Sehr selten kommen auch Vier- oder Fünffachbindungen vor, die neben σ- und π-Bindungen aus d-Orbitalen gebildete δ-Bindungen aufweisen. Wie die Valenzstrukturtheorie ist die Molekülorbitaltheorie eine auf quantenmechanischen Grundlagen beruhende Theorie. Bei diesem Ansatz werden jedoch die Atome nicht getrennt betrachtet, sondern es wird zunächst aus den einzelnen Atomorbitalen ein Molekülorbital gebildet, in das die Elektronen gemäß der Hundschen Regel und dem Pauli-Prinzip eingeordnet werden. Molekülorbitale werden durch Linearkombination der beteiligten Atomorbitale gebildet („LCAO-Methode“). Durch die Linearkombination werden immer zwei Molekülorbitale, ein bindendes und ein antibindendes, gebildet, die der Addition beziehungsweise Subtraktion der Wellenfunktionen der beiden Atomorbitale entsprechen. Wellenfunktion eines bindenden s-Orbitals Wellenfunktion eines antibindenden s-Orbitals Im bindenden Molekülorbital ist das Überlappungsintegral positiv und dadurch die Elektronendichte zwischen den Atomen erhöht. Durch die erhöhte Elektronendichte sind die Kerne voneinander besser abgeschirmt, was energetisch günstig ist. Es bildet sich daher eine Bindung aus. Im antibindenden ist das Überlappungsintegral dagegen negativ, es kommt zu einer Knotenebene und einer geringeren Elektronendichte zwischen den Kernen. Da dies energetisch ungünstig ist, kann sich keine Bindung ausbilden. Den energetisch günstigsten Abstand zweier Atome und der Energiegewinn bei der Bindung im Vergleich zum ungebundenen Zustand, der die Stärke der Bindung bedingt, können bei einfachen Systemen wie dem H2 und dem H2 + -Molekül nach der LCAO-Näherung (Linear Combination of Atomic Orbitals) näherungsweise über das Potential berechnet werden. Dazu müssen verschiedene anziehende und abstoßende Faktoren berücksichtigt werden. Dies sind zum einen die gegenseitige Abstoßung der gleichgeladenen Kerne und bei Mehrelektronensystemen wie dem H2-Molekül auch der Elektronen untereinander. Dagegen wirken die Wechselwirkungen zwischen den positiv geladenen Kernen und den negativ geladenen Elektronen anziehend und bedingen so einen Energiegewinn. Nur wenn die aus diesen Faktoren berechnete Potentialkurve ein Minimum aufweist, kann eine Bindung stabil sein. Ζ] Werden in einem Molekülorbital die bindenden und antibindenden Orbitale mit Elektronen besetzt, lässt sich die Bindungsordnung bestimmen. Dazu wird die Anzahl an Elektronen in den antibindenden Molekülorbitalen von der in den bindenden Molekülorbitalen abgezogen. Ist die theoretische Bindungsordnung, wie beim He2-Molekül, null, ist das Molekül instabil, das Molekül wird nur durch die schwachen van-der-Waals-Wechselwirkungen zusammengehalten. Η] HOMO (bindend) der π-Bindung bei Ethen LUMO (antibindend) der π-Bindung bei Ethen Die Kristallfeldtheorie und ihre Erweiterung, die Ligandenfeldtheorie, versuchen die Bindungssituation in Komplexen, also Verbindungen mit einem Metallzentrum, in der Regel einem Übergangsmetall, und darumliegenden Liganden, Nichtmetallatomen oder kleinen Molekülen wie etwa Chlorid oder Wasser, zu erklären. Im Gegensatz zu den meisten Molekülen sind bei Komplexen die d-Orbitale des Metallatoms entscheidend an der Bindung beteiligt. Diese werden in ihrer Energie durch elektrostatische Wechselwirkungen mit den Liganden beeinflusst. Je nach Geometrie des Komplexes wird die Energie der einzelnen Orbitale unterschiedlich stark erhöht. Daher kommt es zur Aufhebung der Entartung der verschiedenen Orbitale und zu einer für jede Komplexgeometrie typischen Aufspaltung der Orbitalenergien. Die Stärke der Aufspaltung hängt von der Art des Zentralions, seiner Oxidationsstufe, der Geometrie des Komplexes und Art der Liganden ab. Deren unterschiedliche Fähigkeit zur Energieaufspaltung ist in der spektrochemischen Reihe festgelegt. Mit der Kristallfeldtheorie sind viele Eigenschaften von Komplexen gut erklärbar. So lassen sich die Farbe, die magnetischen Eigenschaften und die Stabilität von Komplexen damit vorhersagen. Die Theorie ist allerdings begrenzt, so lässt sich etwa die besondere Stärke von Kohlenstoffmonoxid als Ligand und der nephelauxetische Effekt nicht über die Kristallfeldtheorie erklären. Genauere Ergebnisse liefert dafür die Molekülorbitaltheorie, bei der nicht nur die d-Orbitale des Zentralatoms, sondern alle beteiligten Orbitale in die Berechnungen mit einbezogen werden. Δ] Die Bindigkeit, also die Anzahl an Bindungen, die ein Atom eingehen kann, wird von den Orbitalen bestimmt. Es ist gemäß der Edelgasregel günstig, vollbesetzte oder leere Orbitale zu bilden. Zudem bilden die größeren d- und f-Orbitale energetisch günstig halbbesetzte Orbitale (d 5 und f 7 -Konfiguration) aus, bei denen alle Orbitale von einem Elektron mit parallelem Spin besetzt sind. Daher nimmt ein Atom in der Regel so viele Elektronen von benachbarten Atomen auf und bildet Bindungen aus, bis es die Edelgaskonfiguration erreicht hat. Da die maximale Anzahl an Valenzelektronen, die ein Atom der zweiten Periode erreichen kann, acht beträgt, wird häufig von der Oktettregel gesprochen. So besitzt beispielsweise Sauerstoff selbst sechs Valenzelektronen und kann noch zwei weitere aufnehmen. Dementsprechend bildet er auch in der Regel zwei Bindungen zu anderen Atomen aus das stabile Oxid-Ion ist durch die Aufnahme zweier zusätzlicher Elektronen zweifach negativ geladen. Single phase powders of (Sr3N)Sb, (Sr3N)Bi ( , No. 221, Z = 1, Sb: a = 517.25(2) pm, V = 138.390(8) · 10 6 pm 3 , Bi: a = 520.691(8) pm, V = 141.170(4) · 10 6 pm 3 ), (Ba3N)Sb, and (Ba3N)Bi (P63/mmc, No. 194, Z = 2, Sb: a = 753.33(3) pm, c = 664.45(3) pm, V = 326.56(2) · 10 6 pm 3 , Bi: a = 761.28(4) pm, c = 668.05(3) pm, V = 335.30(2) · 10 6 pm 3 ) were obtained from reactions of melt beads of the respective elements with bulk compositions of A3E (A = Sr, Ba E = Sb, Bi) in nitrogen atmosphere of ambient pressure at T = 1070 K (Sr) and T = 1120 K (Ba). The compositions were derived from chemical analyses and supported by Rietveld refinements based on powder X-ray diffraction patterns. The Sr containing compounds crystallize in the cubic anti-perovskite type arrangement, the Ba containing compounds in the hexagonal anti-BaNiO3 structure type. Magnetic susceptibility and electrical resistivity data indicate that the compounds are diamagnetic semiconductors. The optical band gaps of (Sr3N)Sb and (Sr3N)Bi were determined by diffuse reflectivity to 1.15 eV and 0.89 eV, respectively. The experimental results are in agreement with electronic structure calculations. Chemical bonding is characterized in a simplified picture as ionic with significant orbital mixing. (Sr3N)E und (Ba3N)E (E = Sb, Bi): Synthese, Kristallstrukturen und physikalische Eigenschaften (Sr3N)Sb, (Sr3N)Bi ( , Nr. 221, Z = 1, Sb: a = 517, 25(2) pm, V = 138, 390(8) · 10 6 pm 3 , Bi: a = 520, 691(8) pm, V = 141, 170(4) · 10 6 pm 3 ), (Ba3N)Sb, und (Ba3N)Bi (P63/mmc, Nr. 194, Z = 2, Sb: a = 753, 33(3) pm, c = 664, 45(3) pm, V = 326, 56(2) · 10 6 pm 3 , Bi: a = 761, 28(4) pm, c = 668, 05(3) pm, V = 335, 30(2) · 10 6 pm 3 ) wurden als phasenreine Pulver durch Reaktionen von Schmelzperlen der Zusammensetzungen A3E (A = Sr, Ba E = Sb, Bi) mit Stickstoff bei Temperaturen von T = 1070 K (Sr) und T = 1120 K (Ba) erhalten. Die Zusammensetzungen der Verbindungen wurde durch chemische Analysen bestimmt und mit Ergebnissen aus Rietveldverfeinerungen an Röntgenpulverdiffraktogrammen unterstützt. Die Sr-Verbindungen kristallisieren im Strukturtyp des kubischen (anti-)Perowskits, die Ba-Verbindungen im hexagonalen (anti-)BaNiO3-Typ. Messungen der magnetischen Suszeptibilitäten und elektrischen Widerstände deuten auf das Vorliegen von diamagnetischen Halbleitern. An (Sr3N)Sb und (Sr3N)Bi wurden die optischen Bandlücken durch diffuse Reflexion zu 1, 15 eV und 0.89 eV bestimmt. Die experimentellen Befunde sind in Übereinstimmung mit Ergebnissen aus Berechnungen der elektronischen Struktur. Die chemische Bindung wird in einem vereinfachten Bild als ionogen mit signifikanten Beiträgen durch Mischung von Orbitalen beschrieben. In der Zusammenfassung hast du schon die Namen der Bindungen kennengelernt. Hier gehen wir jetzt auf jeden Bindungstypen der Chemie einzeln ein. Dabei fangen wir mit den starken Bindungen an. Starten wir mit der Ionenbindung Diese Elektronenabgabe führt dazu, dass aus dem Metallatom ein Kation (positv geladenes Ion) und aus dem Nichtmetallatom ein Anion (negativ geladenes Ion) wird. Aufgrund der unterschiedlichen Ladung entsteht zwischen den Bindungspartnern im festen Zustand nun ein Ionengitter. Zwar bricht das Gitter im flüssigem Zustand zusammen, dennoch bleibt die Bindung erhalten. Diese Art der chemischen Bindung findet sich hauptsächlich bei Salzen. Als Beispiel können wir uns Natriumchlorid anschauen. Was du als Kochsalz kennst ist eine Ionenbindung aus Natrium und Chlor. Das Natriumatom gibt sein einzelnes Valenzelektron an das Chloratom, das sieben Valenzelektronen besitzt, ab. Daraus entsteht ein Natrium-Ion, das nun positiv geladen ist, da es ein Elektron weniger hat als vorher und ein Chlorid-Ion, das nun negativ geladen ist, weil es ein Elektron mehr hat als zuvor. Diese Bindungsart kann auch als kovalente Bindung oder Kovalenzbindung Die chemische Bindung kann unpolar oder polar sein. Welcher der beiden Fälle auftritt ist abhängig von den beteiligten Elementen und deren Elektronennegativität Ein Beispiel für eine polare Bindung wäre Salzsäure, welche aus den Atomen Chlor (Cl) und Wasserstoff (H) besteht. Das eine Valenzelektron von Wasserstoff bildet eine polare Einfachbindung mit einem Valenzelektron von Chlor. Die Stärke der Polarität hängt von der Differenz der Elektronegativität der beiden Elemente ab. Chlor hat die höhere Elektronennegativität, weshalb es die Elektronen näher zu seinem Kern hinzieht. Dadurch wird das Atom negativ geladen Kommen wir jetzt zur metallischen Bindung Solche freien Elektronen werden auch delokalisierte Elektronen genannt und sind der Grund dafür, wieso Metalle elektrisch leitend sind. Kommen wir zum Schluss zu den zwischenmolekularen Kräften, die wir auch als die schwächeren Bindungen der chemischen Bindungen klassifiziert haben. Die Wasserstoffbrückenbindung In einem Wassermolekül zieht das Sauerstoffatom von dem Wasserstoffatom das einzige Außenelektron stark an sich. Somit bildet sich eine kovalente polare Bindung aus. Bei dieser ist Sauerstoff negativ Die Van-der-Waals-Kräfte sind ebenfalls chemische Bindungen. Sie sind jedoch die schwächste Art der zwischenmolekularen Kräfte. Die Bindungsart kommt zustande, wenn sich zwei unpolare Moleküle annähern. Durch kurzfristige unsymmetrische Ladungsverteilung der Elektronen innerhalb der Atomhülle kommt es zu Dipolen. Die Moleküle werden wegen des induzierten Dipols schwach polar. Nach van der Waals benannte zwischenmolekulare Kräfte, die insbes. bei realen Gasen, aber auch in Flüssigkeiten u. in Festkörpern, als schwache Bindungskräfte zwischen inerten Atomen u. gesätt. Mol. auftreten. In der van-der-Waals-Zustandsgleichung realer Gase kommen diese Anziehungskräfte im Glied a/V2 zum Ausdruck, in dem a eine der van-der-Waals-Konstanten darstellt. Während bei der Wechselwirkung zwischen Atomen lediglich die sog. Dispersionskräfte (London-Kräfte) zum Tragen kommen, sind bei Molekülen die Wechselwirkung induzierter (Induktionseffekt) bzw. evtl. vorhandener permanenter Dipolmomente (Orientierungseffekt) als zusätzliche Anziehungskräfte wirksam. Es sei darauf hingewiesen, daß zwar von manchen Autoren v.-d.-W.-K. als Synonym zu zwischenmol. Kräften angesprochen werden, daß aber mehrheitlich unter v.-d.-W.-K. solche sehr weitreichenden Anziehungskräfte zwischen neutralen Mol. verstanden werden, deren Energie mit der 6. Potenz des Mol.-Abstands abnimmt. Die Kräfte sind z.B. wirksam in Wirt-Gast-Beziehungen u. bei Phänomenen der Kolloidchemie der Grenzflächen- u. Oberflächenchemie Themengebiete: Molekülorbitaltheorie
Kristallfeld- und Ligandenfeldtheorie
Bindigkeit
(Sr3N)E and (Ba3N)E (E = Sb, Bi): Synthesis, Crystal Structures, and Physical Properties †
Abstract
Bindungsarten
Ionenbindung
. Sie findet zwischen Nichtmetallen und Metallen statt. Wichtig ist, dass dafür ein Elektronegativitätsunterschied der zwei Bindungspartner größer als 1,7 nötig ist. Nur so kommt es zur vollständigen Abgabe von einem Elektron des positiven Partner an den elektronegativeren Partner.
Atombindundung oder Elektronenpaarbindung
bezeichnet werden. Bei der kovalenten Bindung teilen sich zwei Elemente ein, zwei, oder drei gemeinsame Elektronenpaare. Die Elektronenpaarbindung kommt bei Nichtmetallen vor und jedes der Atome nimmt Valenzelektronen auf. Somit bringt auch jedes Atom Elektronen in die Bindung mit ein. Die Elektronen befinden sich dann in sogenannten Molekülorbitalen
zwischen den Atomen.
. Zwischen zwei gleichen Elementen – z.B. H2 oder O2 – tritt immer eine unpolare Bindung auf, da die Elektronennegativität die gleiche ist. Die Valenzelektronen befinden sich damit in der Mitte zwischen den zwei Bindungspartnern. So entsteht keine Polarität.
. Der Wasserstoff hat eine nicht so hohe Elektronennegativität und lässt das Chloratom das Elektron eher zu sich ziehen. Deshalb ist Wasserstoff positiv geladen
. So kommt eine polare Bindung zustande.
Metallische Bindung
, der letzen starken chemischen Bindung. Metalle haben eine sehr niedrige Elektronennegativität. Somit gibt jedes an einer Bindung beteiligtes Metall Valenzelektronen ab. Es entstehen Metallkationen, die durch die frei beweglichen Elektronen zusammengehalten werden. Diese Bindungsart funktioniert aber nur zwischen Metallen.
Wasserstoffbrückenbindung
kommt beispielsweise in Wasser (H2O) vor und entsteht nur, wenn ein Wasserstoffatom an ein deutlich elektronegativeres Atom gebunden ist, wie zum Beispiel Sauerstoff.
und Wasserstoff positiv
geladen. Durch diese Bindung bildet das Sauerstoffatom auch eine leichte Wechselwirkung zu Wasserstoffatomen von anderen Wassermolekülen aus. Diese Wechselwirkung wird auch als Brücke bezeichnet. Diese Brückenbindung ist im Vergleich zu den anderen Bindungsarten relativ schwach, was dazu führt, dass Wasser flüssig ist.
Van-der-Waals-Kräfte
Van-der-Waals-Kräfte
Chemische Bindung: Molekülorbital-Theorie - Chemie und Physik
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der Chemie
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Demokrit, J. Dalton, J. J.Thomson, E. Rutherford, Niels Bohr
Bohr´sche Atommodelle
der Elemente der 1. &. 2. Periode, sowie
von Natrium, Argon, Kalium
mit jeweiliger Lewisschreibweise
Wasserstoff-, Sauerstoff- und Stickstoffmolekül
Lewisschreibweise, bindende und nichtbindende
Die Ionenbindung
Die Herstellung von Natriumchlorid
aus den Elementen Natrium und Chlor
Eigenschaften von Metallen
wie Wärmeleitfähigkeit, Verformbarkeit, elektrische
Leitfähigkeit, metallischer Glanz
Elektronengas, Atomrümpfe, abnehmende
Leitfähigkeit bei Erwärmung etc.
Weitere empehlenswerte Websiten zum Thema
"Bindungen im Chemieunterricht:
www.chemieplanet.de
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"†œ. ein sauber verfasstes Lehrbuch welches sehr gut für Studenten eignet die sich mit den Grundlagen befassen. Das Buch ist so aufgebaut dass es dem Leser die Möglichkeit gibt die vorgestellten Themen zu verstehen und auch das Interesse weckt diese zu vertiefen.†Besonders hervorzuheben: †œBesonders sinnvoll ist dass das Buch zum Vertiefen animiert und neugierig macht wenn man sich mit diesem Themengebiet auseinandersetzen möchte und Interesse hat.† (Julia Herrmann Institut für Geowissenschaften Friedrich-Schiller-Universitát Jena) Das Verstándnis der quantentheoretischen Ursachen der Moleküleigenschaften steht im Mittelpunkt dieser Einführung. Kompakt und verstándlich gelingt es dem Autor den Leser von den mathematischen und physikalischen Grundlagen der Quantenmechanik hin zu einem grundlegenden Verstándnis der Moleküleigenschaften zu führen. Zahlreiche Beispiele machen die Darstellung anschaulich und helfen dem Leser bei der Erarbeitung des Stoffes.Der InhaltGrundlagen einfache quantenmechanische Systeme - Ein- und Mehrelektronenatome - Chemische Bindung - Elemente der Quantenmechanik - Qualitative Molekülorbital-Theorie - Ï€-Elektronensysteme und Allvalenzelektronensysteme - Koordinationsverbindungen Ligandenfeldtheorie - Vom Molekül zum Festkörper - Quantitative Theorie der Mehrelektronensysteme - Molekülsymmetrie und GruppentheorieDie ZielgruppeStudierende der Chemie Physik und verwandter naturwissenschaftlicher Fácher an Universitáten und HochschulenDer AutorProf. Dr. Joachim Reinhold Universitát Leipzig Alle Produktbeschreibungen"
Det er nødvendig å se forelsket ut!!!
Jeg ville ikke nekte,
I den er det noe og det er en utmerket idé. Jeg støtter deg.
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