Werkstoffe 1.1. & 1.2. - Aufbau der Materie - Grundlagen

WERKSTOFFE 1.1 – Dr. Bernd Stange-Grüneberg, Dezember 2013


2

Approaches of materials teaching:

nach M.F. ASHBY, Teaching Materials and Processes to First and Second Year Students

http://www.grantadesign.com/download/pdf/First_Second_Year_Courses.pdf


3

Frage des Tages

Wie lassen sich die unter-

schiedlichen Eigenschaften

der Werkstoffe erklären?


4

Stoffeigenschaften = 𝑓(Struktur)

Hauptsatz der Werkstoffkunde

Umgekehrt gilt: Die Struktur prägt die Eigenschaften eines Werkstoffes,

Strukturänderungen führen zu Änderungen der Eigenschaften.

Strukturänderungen sind z.B. das „Werkzeug“ bei den Verfahren der

Wärmebehandlung der Stähle und treten auch bei Fertigungsverfahren auf.

Bsp.: Härten/Vergüten von Stählen, Weichglühen gehärteter Stähle

Blick auf die atomare Struktur der Werkstoffe und die Kräfte, die die Teil-

chen zusammenhält (Theorie der chemischen Bindung)


1.3. KRISTALLE

5

1. AUFBAU DER MATERIE

1.1. ATOME UND ELEMENTE

1.2. GRUNDLAGEN DER CHEMISCHEN BINDUNG

Teil A

Metalle


6

Atome und Elemente


7

„If, in some cataclysm, all of scientific knowledge were to be destro-

yed, and only one sentence passed on the next generations of crea-

tures, what statement would contain the most information in the few-

est words?

I believe it is the atomic hypothesis (or the atom fact, or whatever you

wish to call it) that all things are made of atoms – little particles that

move around in perpetual motion, attracting each other when they are

a little distance apart, but repelling upon being squeezed into one an-

other.“

Richard Feynman, Lectures on Physics (1963)

Atome


8

Struktur/Strukturhierarchie der Materie nach heutigem Wissensstand:

Atome Atombau


9

Von einer Idee über eine Hypothese…

DEMOKRIT VON ABDERA (460 – 371 v.Chr.)

„Vater“ der Atomtheorie

Atome bestehen alle aus dem gleichen Stoff, unter-

scheiden sich in Gestalt, Masse und Anordnung

JOHN DALTON (1766 – 1844)

„A New System of Philosophy“ (1809)

Atome Atombau


10

…zu den Architekten der modernen Vorstellung vom Atom:

MAX PLANCK (1858 – 1947)

Quantenhypothese (1900) – Widerlegung des Lehrsatzes

„Natura non facit saltus.“

NIELS BOHR (1885 – 1962)

Atommodell (1913): Atome haben stationäre

Zustände mit diskreten Energieniveaus für El-

ektronen

ERWIN SCHRÖDINGER (1887 – 1961)

Wellengleichung (1926): HΨ = EΨ Grundlage des Orbitalmodells

Atome Atombau


11

„Steckbriefe“ der atomaren Elementarteilchen:

Atome Atombau


12

Atomkern:

Anzahl der Protonen (= Ordnungszahl) bestimmt Atomart (= Element)

Durchmesser: um 10 fm, Dichte: um 1014 g/cm3

starke Kernkräfte (100fach stärker als elektrostatische Kräfte, aber nur kur-

ze Reichweite) bewirken Zusammenhalt des Kerns

Kern, Kernaufbau und –eigenschaften für Chemie weitgehend irrelevant

Atomhülle:

Veränderungen in der Atomhülle (Elektronenaufnahme bzw.

–abgabe) sind Grundlage der chemischen Reaktionen und

vieler anderer Eigenschaften (z.B. Farbe) – Elektronen ver-

mitteln außerdem die chemische Bindung!

etwa 10000fach größer als Atomkern

„Chemie ist Physik der Atomhülle.“

Atome Atombau


13

NIELS BOHR begründete 1913 mit seiner Arbeit „On the Constitution of Atoms

and Molecules“ sein Atommodell, dem er zentrale Postulate voranstellt:

Die Elektronen bewegen sich auf ganz bestimmten Kreisbahnen (Schalen) um

den Atomkern. Die Schalen wurden später mit K, L, usw. bezeichnet:

Die Elektronen absorbieren bzw. emittieren Energie nur bei quantisierten

Übergängen zwischen

den Niveaus:

Absorption von Energie Emission von Energie

E E

Atome BOHRsches Atommodell


14

Quantenzahlen dienen im Modell zur Beschreibung der Energiezustände von

Elektronen im Atom:

Quantenzahl mögliche Werte Bedeutung

Hauptquantenzahl 𝑛 𝑛 = 1, 2, 3, …

K-, L-, M-Schale

grundlegendes Energie-

niveau

Nebenquantenzahl 𝑙 𝑙 = 0, 1, 2, …, 𝑛-1

s-, p-, d-Unterschale

feineres Energieniveau

Magnetquantenzahl 𝒎 𝒎 = 0, ±1, ±2, …, ±𝑙 magnetische Eigenschaften

des Elektrons

Spinquantenzahl 𝒔 𝒔 = ±½ Eigenrotation des Elek-

trons



15

BOHRsches Atommodell erklärt bestimmte Phänomene ausreichend gut,

u.a..:

Absorptions-/Emissionsspektren der Elemente sowie spektrale Übergänge

Modell weist viele Schwächen und Widersprüche auf, z.B. kann das Zustan-

dekommen von chemischen Bindungen nicht erklärt werden.

Entwicklung des quantenmechanischen Orbitalmodells



16

Quantenmechanisches Orbitalmodell I:

trotz Erweiterungen ( BOHR-SOMMERFELD-Modell) war mit der Formulierung

der Quantenmechanik Mitte der 1920er Jahre die Vorstellung eines „Plane-

tenmodells“ der Atome nicht länger haltbar

Welle-Teilchen-Dualismus: DE BROGLIE konnte 1924 zeigen, daß

Teilchen wie Elektronen auch Welleneigenschaften aufweisen

DE-BROGLIE-Gleichung: 𝜆 = 𝘩/𝘱

HEISENBERGsche Unschärferelation (1927): Bestimmte Meß-

größen (z.B. Ort und Impuls) können nicht gleichzeitig belie-

big genau ermittelt werden.

Atome Quantenmechanik


17

Quantenmechanisches Orbitalmodell II:

SCHRÖDINGER-Gleichung (1926): Hψ = E ψ

Berechnung der energetisch unterschiedlichen Zustände des

H-Atoms als stehende Wellen

Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte |ψ|2 macht Aussagen über den Aufenthaltsort eines

Elektrons (BORNsche Wahrscheinlichkeitsinter-

pretation)

1s-Funktion eines H-Atoms



18

Orbital: Aufenthaltsraum, in dem sich das beobachtet Elektron mit 90%

Wahrscheinlichkeit aufhält

definierte Trajektorien (BOHRsches Atommodell) → stochastische Verteilung

charakteristische Formen für verschiedene Werte von 𝑙: 𝑙 = 0 (s-Orbitale): kugelsymmetrisch (𝑚 = 0 einfach entartet)

𝑙 = 1 (p-Orbitale): hantelförmig (𝑚 = 0, ±1 dreifach entartet)

𝑙 = 2 (d-Orbitale): doppelhantelförmig (𝑚 = 0, ±1, ±2 fünffach entartet)

𝑙 = 3 (f-Orbitale): komplizierte Symmetrie (𝑚 = 0, ±1, ±2, ±3 sieben-

fach entartet)



19

Energie

1s

2s

3s

2p

3p

↑

↑

↓

↓

↑ ↓ ↑ ↑ ↓ ↓

↑

Wasserstoff, H:

Helium, He:

Lithium, Li:

Beryllium, Be:

Bor, B:

Kohlenstoff, C:

Stickstoff, N:

Sauerstoff, O:

Fluor, F:

Neon, Ne:

Natrium, Na:

1s1

1s2 K-Schale abgeschlossen

1s2 2s1

1s2 2s2

1s2 2s22p1

1s2 2s22p2

1s2 2s22p3

1s2 2s22p4

1s2 2s22p5

1s2 2s22p6 L-Schale abgeschlossen

1s2 2s22p6 3s1 Besetzungsschema

HUNDsche Regel

PAULI-Prinzip


Besetzungsschema


20

PAULI-Prinzip (1925):

„In einem Atom dürfen zwei Elektronen nicht

in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen.“

Ein Orbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen.

PAULI-HUND-Hotel

HUNDsche Regel (1927):

„Der Gesamtspin 𝑆 eines Atoms nimmt den maximal möglichen Wert an,

die Spins der einzelnen Elektronen 𝑠i stehen also möglichst parallel.“

Energetisch gleiche („entartete“) Niveaus werden

zunächst einzeln, dann doppelt besetzt.



21

Reihenfolge der Orbitalbesetzung:

16S: 1s2 2s22p6 3s23p4

26Fe: 1s2 2s22p6 3s23p63d6 4s2

79Au: 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p64d104f14 5s25p65d10 6s1

Valenzelektronen



22

mögliche Elektronenkonfigurationen bei den ersten drei HQz:



23

Darstellung der HUNDschen Regel bei den Elementen der 2. Periode:



24

Elektronenkonfiguration der Hauptgruppenelemente:



25

Chemische Elemente:

ROBERT BOYLE in „The Sceptical Chymist“ (1661):

Grundstoffe, die sich mit chemischen Methoden nicht weiter auftrennen

lassen

Gold Eisen Schwefel

Elemente

„ …

”


26

Elemente als Bestandteil der Stoffsystematik:

Reinstoffe

Verbindung Elemente

Schwefel, Eisen,

Gold usw.

Wasser, Kochsalz

usw.

TRENNUNG:

Elektrolyse, Thermolyse usw.

chemische Trennverfahren

Gemische

heterogen homogen

Bronze, Messing,

Luft usw. Granit, Erze usw.

TRENNUNG:

Destillation, Extraktion, Flotation, Filtrie-

ren, Sedimentieren/Dekantieren usw.

physikalische Trennverfahren

STOFFE

Elemente


27

Elementhäufigkeit in der Erdkruste (bis etwa 40 km Tiefe):

Elemente


Definition des Begriffes „chemisches Element“:

chemical element (IUPAC, „Gold book“):

1. A species of atoms; all atoms with the same protons in the atomic

nucleus,

2. A pure chemical substance composed of atoms with the same number of

protons in the atomic nucleus. Sometimes this concept is called the

elementary substance as distinct from the chemical element as defined

under 1, but mostly the term chemical element is used for both concepts.

Ergänzung: Atome von Reinelementen bestehen nur aus einem einzigen Nuklid

(z.B. 9F, 13Al), solche von Mischelementen zeigen eine Isotopenverteilung

(z.B.: 6C: 12C, 13C, 14C).

28

Elemente


29

Periodensystem

der Elemente (1869):

D.I. MENDELEJEW

L. MEYER

Elemente


30

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Ia IIa IIIb IVb Vb VIb VIIb VIIIb Ib IIb IIIa IVa Va VIa VIIa VIIIa

Periodensystem der Elemente: Gruppenbezeichnungen

Alk

alim

eta

lle

Erd

alka

lime

talle

Erd

me

talle

Ko

hle

nst

off

-Gru

pp

e

Pn

iko

gen

e

Ch

alko

gen

e

Hal

oge

ne

Ede

lgas

e

Nebengruppenelemente d-Elemente

Haupt- gruppenelemente

Übergangsmetalle

Lanthanoide (Seltenerdmetalle)

Actinoide (einschl. Transurane)

s- p-Elemente

f-Elemente

Elemente


31

Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle im Periodensystem der Elemente:

Elemente


32

Modifikationen: Elemente und Verbindungen können je nach Bedingungen

(Temperatur, Druck usw.) in verschiedenen festen Zustandsformen existieren

Verbindungen: Polymorphie

Eis: 16 kristalline Formen (Eis Ih, Ic, II – XV), dazu fünf amorphe Vertreter)

Elemente: Allotropie

Kohlenstoff: u.a. Diamant, Graphit Phosphor: weiß, rot, schwarz usw. Eisen: α-Eisen, γ-Eisen, δ-Eisen

Elemente

E. MITSCHERLICH


33

Kohlenstoff – „klassische“ Modifikationen: Graphit und Diamant

sehr ungleiche „Brüder“

Elemente


34

Graphit und Diamant: gravierende Unterschiede in der Struktur führen zu

Eigenschaftsunterschieden

Graphit-Struktur: zweidimensionale Schichtstruktur

mit delokalisierten Elektronen

Diamant-Struktur: dreidimensionales Netzwerk,

keine delokalisierten Elektronen

Elemente


35

Kohlenstoff – neuartige Modifikationen: Fullerene, Nanotubes und Graphen

Fullerene (Nobelpreis 1996)

sphärische Moleküle mit hoher

Symmetrie (C60 Fußball)

Nanotubes

Graphen (Nobelpreis 2010)

Monolayer von C-Atomen

E-Modul mit Diamant vergleichbar, Zug-

festigkeit 125mal höher als Stahl,

Dichte ca. 0,8 mg/m2 (!)

Elemente


36

Phosphors „Farbenspiel“: weißer, roter, violetter und schwarzer Phosphor

Elemente


37

Polymorphie von Eis:

Struktur von normalem Eis (Eis Ih)

Zustandsdiagramm von Eis (vereinfacht)

Elemente


38

Zustands- oder Phasendiagramme von Reinstoffen ohne Anomalie (z.B. CO2):

Temperatur-Druck-Diagramm (T-p-Diagramm)

Phasengrenzlinien

kritischer Punkt, CP

Tripelpunkt, TP

Elemente

https://www.youtube.com/watch?v=4gVzL2pc0Gg


39

Zustands- oder Phasendiagramme von Reinstoffen mit Anomalie (z.B. H2O):

negative Steigung der Schmelzdruckkurve:

Wasser kann durch Druckerhöhung bei niedri-

geren Drücken (bis etwa 2000 bar) nicht zu

Eis verfestigt werden;

Eis besitzt eine geringere Dichte als Was-

ser

Elemente


40

GIBBSsche Phasenregel (1876):

Im thermodynamischen Gleichgewicht können nicht beliebig

viele Phasen gleichzeitig nebeneinander vorliegen.

Für die Zahl der Freiheitsgrade 𝑓 gilt:

𝑓 = N – P + 2

N: Zahl der Komponenten

P: Zahl der Phasen

Elemente

Bsp.: N = 1, P = 1, 𝑓 = 2 p und T variabel (Phasengebiet)

N = 1, P = 2, 𝑓 = 1 p oder T variabel (Phasengrenzlinie)

N = 1, P = 3, 𝑓 = 0 p und T festgelegt (Tripelpunkt)


41

Grundlagen der

chemischen Bindung


42

Frage des Tages

Warum gehen Atome

chemische Bindungen ein?

(Schließlich sollten sie sich aufgrund der elektrostatischen

Wechselwirkung zwischen den Atomhüllen abstoßen!!!)


43

LENNARD-JONES-Potential (1924):

Beschreibung der Wechselwirkung zwischen ungeladenen, unge-

bundenen Atomen: bei großer Entfernung überwiegt Anziehung,

bei kleinem Abstand dominiert Abstoßung

anziehende Kräfte: LONDON-Kräfte, VAN-DER-WAALS-Kräfte, permanente Dipol-

Dipol-Wechselwirkungen

FA ~ C/r7 V ~ - C/r6 (da V = - dF/dr)

abstoßende Kräfte: elektrostatische Abstoßung der Elektronenhülle (PAULI-

Repulsion)

FR ~ - C/r13 V ~ C/r12

(12,6)-Potential: V(r) = 4ε[(σ/r)12 – (σ/r)6] = ε[(rm/r)12 – 2(rm/r)6]


44

LENNARD-JONES-(12,6)-Potential:

~ C/r12

~ - C/r6

Parameter:

V: Potential

r: Kernabstand

rm: Gleichgewichtsabstand

rm = 21/6 r

ε: Gleichgewichtsenergie

σ: r(V = 0)


45

Chemische Bindung

Ionenbindung

metallische

Bindung

Elektronenpaarbindung


46

Ionen-bindung

Ionenbindung:

exotherme Reaktion von Metallen mit Nichtmetallen führt zur Bildung von

Salzen:

2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s) + Energie

Redox-Reaktion: Abgabe/Aufnahme von Elektronen Bildung von Ionen

Kationen (positiv geladen)

Anionen (negativ geladen)

Metalle: Elektronendonatoren ( Kationen)

Nichtmetalle: Elektronenakzeptoren ( Anionen)

Ziel: Elektronenoktett/Edelgaskonfiguration

(KOSSEL 1916)


47

Bildung eines Ionengitters: BORN-HABER-Kreisprozeß

Ionen-bindung


48

Anziehung/Abstoßung der Ionen: COULOMB-Kräfte

COULOMBsches Gesetz: F(r) = 1/4πε0 • q1q2/r2

COULOMB-Potential: U(r) ~ 1/r

Kation + Anion → Ionenpaar → Ionengitter

Ionengitter:

sehr regelmäßig (COULOMB-Kräfte sind radialsymmetrisch)

Eigenschaften von Ionenverbindungen (Salze):

hohe Schmelzpunkte/hohe Siedepunkte

elektrisch leitend in Schmelze/Lösung (Leiter 2. Ordnung)

hart/spröde: keine plastische Verformung

Ionen-bindung


49

physikalische Daten von Ionenverbindungen - Beispiele:

Ionen-bindung


50

Typ des Kristallsystems abhängig vom Ionenradienverhältnis:

rK/rA < 0,414 (Kationenradius sehr viel kleiner als Anionenradius)

Zinkblende- oder Zinksulfid-Gitter (ZnS-Gitter)

Zahl der jeweils nächsten Nach-

barn im Ionengitter gleich 4

Koordinationszahl (KoZ) 4

AB-System

Ionen-bindung


51

0,414 < rK/rA < 0,732 (Kationenradius kleiner als Anionenradius)

Kochsalz- oder Natriumchlorid-Gitter (NaCl-Gitter)

KoZ 6

AB-System

Ionen-bindung


52

rK/rA > 0,732 (Kationenradius ≈ Anionenradius)

Caesiumchlorid-Gitter (CsCl-Gitter) – kubisch-raumzentriertes Gitter

KoZ 8

AB-System

Ionen-bindung


53

AB2-System

Calciumfluorid- oder Fluorit-Gitter (CaF2-Gitter)

KoZ 8 (für Ca),

KoZ 4 (für F)

Ionen-bindung


54

A2B-System

Lithiumoxid- oder Antifluorit-Gitter (anti-CaF2-Gitter)

KoZ 4 (für Li),

KoZ 8 (für O)

Ionen-bindung


55

Elektronen-paarbindung

Elektronenpaarbindung:

Normalfall: Bindungen zwischen Nichtmetallen

LEWIS-Konzept: Annahme von Bindungselektronenpaaren, die

zwischen zwei Atomen aus ungepaarten Elektronen der äußeren

Schale (Valenzschale) gebildet werden

Elektronenoktett ist hier nur durch gemeinsame Benutzung von

einem oder mehreren Elektronenpaaren möglich:


Elektronenpaarbindung II:

in Abhängigkeit von der Zahl der Valenzelektronen kommt es zu Einfach-,

Doppel- und Dreifachbindungen:

+ → H ─ H Einfachbindung (Elektronendublett!)

+ → Einfachbindung

+ → Doppelbindung

+ → Dreifachbindung

Oktettaufweitung:

(unter Beteiligung von d-Orbitalen)

S P

56


F │ ─

─ •

H •

O │ ─

• •

F │ ─

─ •

O │ ─

• •

N │ •

• •

N │ •

• •

H •

F │ ─

─ ─ F │

─

─

O │ ─

─ ─ O │ ─

N │ N │ ─ ─ ─

O

O

O

‖ l

l

l

F

F

F F

F


57


Elektronenpaarbindung III:

Es gilt näherungsweise: Je höher die Bindungsordnung ist, desto größer ist

die Bindungsenergie und desto geringer ist der Bindungsabstand:

Spezies Name Bindungs-

ordnung

Bindungs-

länge

Bindungs-

enthalpie

O2+ Dioxygenyl-Kation 2,5 112 pm 632 kJ/mol

O2 Sauerstoff 2,0 121 pm 493 kJ/mol

O2- Hyperoxid-Anion 1,5 126 pm 398 kJ/mol

O22- Peroxid-Anion 1,0 149 pm 139 kJ/mol


58


Elektronenpaarbindung IV:

Bei der Formulierung der LEWIS-Formeln können Formalladungen auftreten:

Kohlenstoffmonooxid, CO:

Nitrosyltrifluorid, NOF3:

Mesomerie: Bindungsverhältnisse in einem Molekül lassen sich manchmal

nicht durch eine einzige LEWIS-Formel darstellen:

Benzol, C6H6:

O │ C │ ─ ─ ─ C │ O │ ─

─ ─ X ⊕ ⊖

F

O

F

‖ N

F F

O

F N

F

⊕

⊖

X

↔ Bindungsordnung 1,5 Bindungslänge

zwischen Einfach- und Doppelbindung


59


Molekülgitter:

Gitterkräfte: LONDON-Kräfte, VAN-DER-WAALS-Kräfte u.ä.

Eigenschaften von Molekülverbindungen:

niedrige Schmelzpunkte, oft Zersetzung vor Erreichen des Kp.

elektrische Isolatoren


60


Vorhersage von Molekülgeometrien: VSEPR-Modell

GILLESPIE und NYHOLM entwickelten dieses Modell 1957

auf der Grundlage einfacher elektrostatischer Über-

legungen

Valence Shell Electron Pair Repulsion

Atome bzw. Atomgruppen (sogenannte Liganden L) ordnen sich so aufgrund

der elektrostatischen Abstoßung so um ein Zentralatom Z im Mittelpunkt

einer gedachten Kugel an, daß sie maximalen Abstand voneinander besitzen

freie (d.h. nicht-bindende) Elektronenpaare können wie weitere Liganden

behandelt werden, sie nehmen aber – ebenso wie Doppelbindungen – mehr

Platz ein


61


VSEPR-Modell: Molekülgeometrien


62


… a closer look on molecular structure: MO-Modell (HUND/MULLIKAN ab 1928)

LEWIS-Konzept und VSEPR-Modell stellen nützliche Mittel zur

Beschreibung von Molekülstrukturen dar, sind aber nichts-

destoweniger starke Vereinfachungen, die bestimmte Phäno-

mene nicht erklären können, z.B. den Paramagnetismus von

molekularem Sauerstoff, O2

Molekül: Ansammlung von Atomkernen und zugehörigen Elek-

tronen, wobei alle Teilchen untereinander in Wechselwirkung

stehen, auch die Elektronen innerer Schalen

quantenmechanisches Molekülorbital-Modell (MO-Modell)

Nobelpreis für Chemie 1966 an ROBERT S. MULLIKAN „for his fundamental

work concerning chemical bonds and the electronic structure of mole-cules by the molecular orbital method”.


63


MO-Theorie: Linearkombination von Atomorbitalen (LCAO-Methode)

Kombination von Atomorbitalen (AO) führt zu Molekülorbitalen (MO), wobei

gilt: Jeweils zwei AO ergeben immer zwei MO, ein energieärmeres bindendes

MO und ein energiereicheres antibindendes MO.

Kombination von s-AO führt zu σ- bzw. σ*-MO, die Kombination von p-AO

führt zu π- bzw. π*-MO.

Besetzung der MO erfolgt nach PAULI-Prinzip und HUNDscher Regel

Bsp.: Wasserstoff, H2


64


MO-Diagramme von zweiatomigen Elementmolekülen (Li2 bis N2):

2p

↑ ↑ ↑

Atomorbitale

↑ ↓ ↑ ↓

↑ ↓

Molekülorbitale

2p

↑ ↑ ↑

Atomorbitale

Energie

Lithium, Li Li2

Beryllium, Be Be2

Bor, B B2

Kohlenstoff, C C2

Stickstoff, N N2

X 2s

↑ ↓

↑ ↓

↑ ↓

2s

↑ ↓


65


MO-Diagramme von zweiatomigen Elementmolekülen (O2 bis Ne2)

2p

↑ ↓ ↑ ↑ ↓ ↓

Atomorbitale

↑ ↓ ↑ ↓

↑ ↓

Molekülorbitale

2p

↑ ↓ ↑ ↑ ↓ ↓

Atomorbitale

Energie ↑ ↓

↑ ↓ ↑ ↓

Sauerstoff, O O2

Fluor, F F2

Neon, Ne Ne2 X

2s

↑ ↓

↑ ↓

↑ ↓

2s

↑ ↓

O │ ─

─ O │ ─

Diradikal

O2 kommt neben nicht nur im „Triplett-zustand“ (3O2), sondern angeregt auch als „Singulett-Sauerstoff“ (1O2) mit ge-paarten Elektronen (⇅) vor. Dieser wandelt sich unter Licht-Emission wie-der in 3O2 um: 2 1O2 → 2 3O2


66


Spezies Bindungs-

länge

Bindungs-

enthalpie

Bindungs-

ordnung Bemerkung

Li2 267 pm 105 kJ/mol 1 Diamagnetisches Molekül existiert in

der Gasphase.

Be2 245 pm 9 kJ/mol 0

B2 159 pm 289 kJ/mol 1 Paramagnetisches B2 nachgewiesen

bei sehr hohen Temperaturen.

C2 124 pm 599 kJ/mol 2 Diamagnetisches Molekül existiert bei

sehr hohen Temperaturen.

N2 110 pm 942 kJ/mol 3 Diamagnetisch.

O2 121 pm 494 kJ/mol 2 Paramagnetisch.

F2 141 pm 154 kJ/mol 1 Diamagnetisch.

Ne2 - - 0

Homonukleare Elementmoleküle der 2. Periode – Übersicht:


67


MO-Theorie ist auch auf kompliziertere Verhältnisse anwendbar:

MO-Schema von Mo2 mit einer Sechsfachbindung!

MO-Schema von Ferrocen, (C5H5)2Fe


68

vier typische Eigenschaften:

metallische Bindung

gute elektrische Leitfähigkeit

gute Wärmeleitfähigkeit

gute Verformbarkeit (Duktilität)

metallischer Glanz

Metalle


69

Elektronengasmodell der metallischen Bindung:

Metallatome besitzen aufgrund ihrer Stellung im PSE wenige Valenzelektro-

nen Elektronenoktett durch Elektronenpaarbindung nicht möglich

Modellvorstellung: Abgabe der Valenzelektronen an die Umgebung als frei

bewegliches „Elektronengas“ (delokalisierte Elektronen) Metallionen

(Atomrümpfe) sind in das Elektronengas „eingebettet“

metallische Bindung Metalle


70

Beschreibung der metallischen Eigenschaften mit dem Elektronengasmodell:

elektrische und thermische Leitfähigkeit: frei

bewegliche Elektronen ermöglichen Ladungs- und

Wärmetransport (σ für T, aber λ für T)

WIEDEMANN-FRANZ-Gesetz: Zusammenhang zwi-

schen elektrischer und thermischer Leitfähigkeit:

λ/σ = LT mit LORENZ-Zahl L = 2,1-2,910-8 WΩ/K2

DRUDE-Modell: Ursache des elektrischen Widerstandes Kollision der Lei-

tungselektronen mit den Atomrümpfen

σ = ne2τ/m n: Konzentration freier Elektronen, e/m: Ladung/Masse eines

Elektrons, τ: mittlere Flugzeit zwischen zwei Stößen



71

Beschreibung der metallischen Eigenschaften II:

Verformbarkeit:

elastische Verformung: Atomrümpfe schwingen

einer Feder ähnlich um ihre Gleichgewichtsla-

ge

plastische Verformung: Elektronengas als Puf-

fer für die positiv geladenen Atomrümpfe

metallischer Glanz: delokalisierte Elektronen ermöglichen sehr hohes Licht-

reflektionsvermögen

Halbleiter-Eigenschaften z.B. lassen sich mit dem Elektronengasmodell

nicht erklären quantenmechanisches Bändermodell



72

Nan

Cl2

S8

P4

Sin

Aln

Mgn

SCl2

PCl3

SiCl4

AlCl3

MgCl2

NaCl Na2S Na3P Na4Si NaAl NaMg

kovalent

Bindungs-dreieck

Bindungsdreieck: Übergänge zwischen den Bindungsarten (3. Periode)


73

Vielen Dank für Ihre Aufmerksamkeit!

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