Cheemsch Binnen

Vun Wikipedia
Wesseln na: Navigatschoon, Söök

De cheemsch Binnen is en physikaalsch-cheemsch Phänomen, dat dorför sorgt, dat twee Atomen oder Ionen fast anenanner bunnen sünd. Dordör billt se en cheemsch Verbinnen. De Grund dorför is de Energietostand, vun wegen dat dat för de meisten Atomen oder Ionen energeetsch günstiger is, sik an en passen Partner to binnen, as fre’e Deelken to billn.

Översicht[ännern | Bornkood ännern]

Grundlaag för en cheemsche Binnen is entweder elektrostaatsch Wesselwirken oder Wesselwirken vun de Elektronen vun twee oder mehrere Atomen. In vele Fälle speelt beide Mechanismen en Rull. To’n Beschrieven vun en cheemschen Binnen deent de Parameters Binnenläng as Maat för’n Afstand vun twee bunnen Atomkarns un de Binnenenergie, de de Stärk vun en Binnen angifft. Beide Parameters laat sik in Experimenten ünnersöken. Ahn cheemsche Binnen künnen sik keen Molekülen billn un dormit ok keen cheemsche Verbinnen. Se stellt dormit een vun de wichtigsten Grundlagen vun de Chemie dor.

Cheemsche Binnen warrt na jemehr Oort in verschedene Typen indeelt. In Ionengidders is de Ionenbinnen vun Bedüden, de op elektrostaatsche Wesselwirken baseert, wiel in Metallen de Metallbinnen Vörrang hett, de op free bewegliche Elektronen obboet. Dat Utbilln vun Molekülen un Komplexen dorgegen baseert op lokaliseerte Binnen, de op dat Billn vun Elektronenporen baseert. Bi de lokaliseerten Elektronenpoorbinnen warrt noch mol ünnerscheedt twüschen de kovalenten Binnen, bi de jeed Atom en Elektron to de Binnen bestüert, un de dative Binnen in Komplexen, bi de en Elektronenpoor vun een Ligand mit en leddig Orbital vun dat Middelatom wesselwirkt. In sünnere Fäll künnt ok Mehrzentrenbinnen vörkamen.

Mitünner warrt ok swacke Wesselwirken as de van-der-Waals-Kräft, Dipool-Wesselwirken oder de Waterstoffbrüchenbinnen to de cheemschen Binnen tellt. Disse sünd aver keen faste cheemsche Binnen, man swacke Kräft, de twüschen de emkelten Molekülen wirkt.

Üm Binnen in Molekülen to beschrieven to künnen, sünd in de theoreetschen Chemie verschedene Theorien opstellt worrn, de aver all blots mööglichst naue Annegern an de wohrhaftige Binnensituatschoon sünd. Dorto tellt de Valenzstrukturtheorie un de Molekülorbitaltheorie.

Dör dat Toföhren vun Energie, to’n Bispeel in Form vun Warms oder Licht, laat sik Binnen opsplitten. De enkelten Atomen oder Molekülen, de dorbi entstaht, wiest faken en starken Drang, sik wedder nee to verbinnen. Disse Neebinnen kann an de Steed passeeren, de vörher opssplitt worrn is, aver ok an annere Atomen oder Molekülen. Disse Afloop is en Grundlaag för cheemsche Reakschonen.

Historie[ännern | Bornkood ännern]

Linus Pauling hett ünner annern för sien Arbeiten över cheemsche Binnen 1954 den Chemie-Nobelpries kregen.

De Entwickeln vun de verschedenen Theorien to de cheemschenBinnen is drang verknütt mit de Entwckeln vun Theorien un Experimenten, de sik mit dat Utsehn vun’t enkelte Atom befaten deen. Eerste Theorien kemen op, nadem dat Elektron 1897 dör Joseph John Thomson opdeckt worrn is. In sien Atommodell hett Thomson sik vörstellt, dat de cheemsch Binnen op elektrostaatsche Kräft baseeren, de dör en Transfer vun een na’t annere Atom tostannen kemen. Dorut hett de Annahm afleidt, dat cheemsche Binnen jümmer polar opboet wesen müssen. [1]

Dör de Egenschoppen vun orgaansche Verbinnen, de mit polare Binnen nich to verkloren weern, un na Versöken mit Kanalstrahlen is düütlich worrn, dat dat ok nich-polare Binnen geven müss. Gilbert Lewis hett 1916 to’n eerstmol vermoodt, dat de unpolaren Binnen op poorte elektronen baseeren. Dat weer en Theorie, de ok nich gegen de Atommodellen vun Rutherfordsch Atommodell un Bohrsch Atommodell verstöten de, de in de Twüschentiet dat Modell vun Thomson aflöst harrn.[1]

Mit dat Utklamüstern vun de Quantenmechanik un sünners dör’t Opstellen vun de Schrödingerglieken dör Erwin Schrödinger in’t Johr 1926 sünd nauere Theorien to de Binnen mööglich worrn. De eerste quantenmechaansche Theorie is 1927 vun Walter Heitler und Fritz London mit de Valenzstrukturtheorie entwickelt worrn.[2] Gellt hett de oorsprüngliche Theorie eerst blots för dat eenfackste Molekül, dat H2+-Ion ut twee Protonen un en Elektron. Linus Pauling hett disse Theorie dör dat Inföhren vun de Orbitalen un de Hybridiseeren bannig utwiet, womit de Theorie nu ok op kumplizeerte Molekülen anwennt waren künn.[1]

Ok in’t Johr 1927 hebbt Friedrich Hund un Robert Mulliken de nauere Molekülorbitaltheorie opstellt, de toeerst ok blots för eenfacke Molekülen to bruken weer. Man ok disse Theorie weer na un na wieterföhrt, as to’n Bispeel 1930 vun Erich Hückel, de en nauere Verkloren vun Mehrfachbinnen geven hett mit den Ansatz vun de π-Binnen.[2]

As de quantenmechaanschen Theorien, de as Grundlaag nödig sünd, opstellt weern, güngen nu verschedene Forschers dorbi, mit disse Theorien de beobachten Phänomenen vun de orgaanschen un anorgaanschen Chemie to verkloren. Wichtige Bispelen dorför sünd de Ligandenfeldtheorie för de Komplexen, de 1951 vun Hermann Hartmann un F.E. Ilse publizeert worrn is, as ok de Woodward-Hoffmann-Regeln, de 1968 vun Robert B. Woodward un Roald Hoffmann opstellt worrn sünd, un mit de en sünnere Oort vun orgaansche Reakschonen, de perizyklischen Reakschonen op Grundlaag vun de Molekülorbitaltheorie verstahn warrn künnen.[3]

Mit dat Entwickeln vun Reekners af ruchweg 1950 sünd ok kumplizeerte theoretische Bereken o cheemsche Binnen mööglich worrn. En wichtigen Schritt dorför weern to’n Bispeel de Roothan-Hall-Glieken, de 1951 vun Clemens C. J. Roothaan un George G. Hall entwickelt weern un in de Hartree-Fock-Methood en wichtige rull speelt. [3] En wietere Mööglichkeit för’t theoretische Bereken vun cheemsche Binnen is denn 1964 vun Walter Kohn mit de Dichtefunkschonaltheorie utklamüstert worrn. Dorför hett he 1998 den Chemie-Nobelpries kregen.[4]

Ionenbinnen[ännern | Bornkood ännern]

Stiliseert Ionengidder (NaCl-Struktur)
Hööftartikel: Ionenbinnen

De ionische Binnen is en Binnen mit en grote Reckwiet ahn sünnere Richt; se wirkt in all Ruumrichten gliek dull. De Ionenbinnen kummt vör allen bi de Solten vör, also bi Verbinnen twüschen Metallen un Nichmetallen, de in perioodsche Gidders anordent sünd. Bi de Reakschoon vun Metallen un Nichmetallen kummt dat dör de grote Differenz vun de Elektronegativität to en Överdrägen vun Valenzelektronen vun’t Metall op dat Nichmetall, also to laadte Atomen, de denn as Ionen betekent warrt. Je suller de Ünnerscheed in de Elektronegativität is, üm so starker warrt de Valenzelektronen överdragen un desto ionscher is de Binnen. Man, bi all ionsche Binnen fifft dat ok’n kovalenten Andeel an de Binnen twüschen de Ionen. Is de Ünnerscheed blots swack, gifft dat blots en lütte Överdrägen. In den Fall mööt bi’t Beschrieven vun de Binnen beide Andeelen beacht warrn.

För de Binnen in Ionenkristallen sünd vör allen elektrostaatsche Wesselwirken twüschen de ünnerscheedlich laadten Ionen verantwoortlich. De energeetsche Struktur lett sik theoretisch goot mit de Gidderenergie beschrieven. Dorto warrt vör allen de antehn un afstöten Kräft twüschen de Ionen un dat Afstöten vun de sik dördringen Elektronenhüllen inbetogen. To Grunnen liggt dorbi dat Coulomb-Gesett. Ok de Oort vun’t Gidder speelt en Rull un warrt över de Madelung-Konstant inbetogen.

De Ionenbinnen is en starke Binnen. Tyypsche Weerten för de Gidderenergien vun ionische Stoffen leegt bi 787 kJ/mol (8,2 eV) för Natriumchlorid un 3850 kJ/mol (39,9 eV) för dat höger laadte Magnesiumoxid (bestimmt över den Born-Haber-Kreisprozess).[5] Vele ionisch opboete Stoffen hebbt dorüm hoge Smölttemperaturen. Man, vun wegen dat de Ionenbinnen nich utricht is, is se liekers nich starker as de meisten kovalenten Binnen, de blots binnen en Molekül un nich twüschen de Molekülen vun en Stoff wirkt. De elektrostaatsche Natur vun de Ionenbinnen sorgt dorför, dat vele Ionenkristallen sprööd sünd, as bi’t Schuven twüschen de Ionen gau Ionen mit glieke Ladung anenannergrenzt, de sik in den Moment afstööt un so den Kristall uteneensprengt.

Kovalente Binnen[ännern | Bornkood ännern]

Tyypsche Lewis-Formel (hier: Aceton)
Hööftartikel: Kovalent Binnen

De kovalente Binnen kummt vör allen in Verbinnen vun Nichtmetallen ünner sik un in de Komplexchemie vör. Inn Gegendell to de Ionenbinnen is se utricht un an en sünnere Steed twüschen twee Atomen bunnen. Utnahmen dorvun sünd de Mehrzentrenbinnen, bi de dree oder mehr Atomen kovelant bunnen sünd, un de delokaliseerten π-Binnen, bi de mehrere Binnen to een eenzige Elentronenwulk tosamensmölt.

Normalerwies aver baseert kovalente Binnen op en so nöömt Elektronenpoor, dat ut de Valenzelektronen vun de bedeeligten Atomen billt warrt. För’t Dorsellen vun en kovalente Binnen in en cheemsche Formel, warrt se in de Lewis-Formel dör en waagrechten Streek, manchmol ok dör twee Punkten andüüt. Verkloort warrt de kovalente Binnen mit twee verschedene Theorien, de Molekülorbital- un de Valenzstrukturtheorie. De Kristallfeld- un Ligandenfeldtheorie sünd öllere Theorien för de Komplexchemie, man mit de molekülorbitaltheorie laat sik de Binnenegenoorden in Komplexbinnen nauer vörutseggen.[6]

Wo stark en kovalente Binnen is, hangt vun de Oort vun de Binnen af, as ok vun de bedeeligten Atomen un de Binnenläng. De starksten kovalenten Binnen sünd de korten Dreefachbinnen vun Elementen ut de tweeten Periood as Kohlenstoff, Stickstoff oder Suerstoff. To’n Bispeel bedriggt de Dissoziatschoonsenergie vun en Stickstoff-Stickstoff-Dreefachbinnen 941,7 kJ/mol (9,8 eV).[7] Binnenenergien för Eenfachbinnen leegt in de Regel twüschen 150 und 500 kJ/mol (etwa 1,5–5 eV), för Dubbelbinnen tyypscherwies bi 500–800 kJ/mol (5–8 eV) för de tweete Periood (O-O-Dubbelbinnen: 493,6 kJ/mol, C-O-Dubbelbinnen: 798,9 kJ/mol) un sieter noch bi de swackeren Dubbelbinnen vun de högeren Perioden.[7]

Valenzstrukturtheorie[ännern | Bornkood ännern]

Hööftartikel: Valenzstrukturtheorie

De Valenzstrukturtheorie is de Versöök, en Binnen över de Quantenmechanik to beschrieven. Se weer toeerst för dat Waterstoffmolekül mit twee Protonen un twee Elektronen mit ünnerscheedlichen Spin opstellt worrn. Dör Utwieten un Vereenfacken kann se ok op komplizeerte Molekülen anwennt warrn. Für naue Bereken mööt toeerst de Bülgenfunkschonen vun de bedeeligten Elektronen opstellt warrn. De ünnerscheedt sik je na Orbital, in dat sik dat Elektron ophollt. Anners as bi de Molekülorbitaltheorie warrt de Binnen in de Regel enkelt un nich dat hele Molekül as Eens bekeken.

In eenfackste Annegern warrt de Samtbülgenfunkschoon Ψ vun’t H2-Molekül as Produkt vun de beiden Bülgenfunkschonen vun de Elektronen ansehn.

\Psi=\Psi_\mathrm{A(1)}\cdot\Psi_\mathrm{B(2)}
A: 1. Atom, B: 2. Atom, 1: 1. Elektron, 2: 2. Elektron

Dor is noch keen Influss vun de Elektronen ünnerenanner mit in un gellt somit nipp un nau blots för twee isoleerte Waterstoffatomen. För nauere Resultaten für bunnen Atomen mutt vör allen de Uttuuschenergie mit inrekent warrn, de dordör tostannen kummt, dat de Elektronen nich blots bi een Atom antofinnen sünd, man en Ophollwohrschienlichkeit an beide Atomen hebbt. De Bülgenfunkschoon warrt denn as

\Psi=\Psi_\mathrm{A(1)}\cdot\Psi_\mathrm{B(2)} + \Psi_\mathrm{A(2)}\cdot\Psi_\mathrm{B(1)}

schreven. Wietere Verfeinern, as dat Inbetehn vun’t Afschirmen, kann de Theorie noch dichter an de experimentellen Weerten bröcht warrn.

De veer sp3-Hybridorbitalen vun’n Kohlenstoff

En wichtig Kunzept, mit at een de Valenzstrukturtheorie op komplizeerte Molekülen utwieten kann is de Hybridiseeren. Dorbi warrt ut ünnerscheedliche Orbitalorden Hybridorbitalen billt. An’n bekannsten sünd de sp3-Hybridorbitalen, de ut een s- un dree p-Orbitalen billt warrt, un de sünners to’n Verkloren vun de Binnen in Kohlenstoffatomen bruukt warrt. Ut de dree p-Orbitalen un at 2s-Orbital, warrt veer sp3-Hybridorbitalen billt, de tetraedrisch anordent sünd un Binnen mit naverte Atomen ingaht. Kann aver ok vörkamen, at blots een oder twee vun de p-Orbitalen an’t Hybridiseeren bedeeligt sünd. Denn billt sik sp2-Hybridorbitalen.

Afhangig dorvun, wovun Orbitalen bedeeligt sünd, warrt verschedene Binnenorden ünnerscheedt. Sünd dormang blots s- oder sp-Hybriorbitalen, hannelt sik dat üm en σ-Binnen. De liggt nipp un nau op de Ass, de de beiden Atomen verbinnt, un bargt keen Knütteven. p-Orbitalen billt dorgegen π-Binnen, de över un ünner de Karnass leegt un en Knütteven hebbt. Se sünd to’n Beschrieven vun Dubbel- un Dreefachbinnen wichtig. Bannig roor kamt ok mol Veer- oder Fieffachbinnen vör, de blangen σ- un π-Binnen ut d-Orbitalen billte δ-Binnen opwiest.

Molekülorbitaltheorie[ännern | Bornkood ännern]

Molekülorbitalschema vun Fluor F2
Hööftartikel: Molekülorbitaltheorie

So as de Valenzstrukturtheorie boet ok de Molekülorbitaltheorie op de Grundlagen vun de Quantenmechanik op. Bi dissen Ansatz warrt de Atomen aver nich enkelt bekeken, man toeerst warrt ot de Atomorbitalen en Molekülorbital billt, in dat de Elektronen na de Hundschen Regel un na’t Pauli-Prinzip inordent warrt.

Molekülorbitalen warrt dör Linearkombinatschoon vun de bedeeligten Atomorbitalen billt („LCAO-Methood“). Dör die Linearkombinatschoon warrt jümmer twee Molekülorbitalen – een binnen un en antibinnen – billt, de dör Additschoon oder Subtrakschoon vun de Bülgenfunkschonen vun de Atomorbitalen tostannen kamt.

\mathrm{\ \Psi_b = \Psi_A + \Psi_B}
Billn vun’t binnen Orbital
\mathrm{\ \Psi_a = \Psi_A - \Psi_B}
Billn vun’t antibinnen Orbital

In’t binnen Molekülorbital is dat Överlappintegral positiv un dormit de Elektronendicht twüschen de Atomen höger. De Karns sünd dordör beter afschirmt, wat energetisch beter is, so dat sik jümmer ein Binnen utbillt. In’t antibinnen Orbital is dat Överlappintegral dorgegen negativ. Dordör gifft dat en Knütteven un de Elektronendicht twüschen de Karns warrt lütter. In den Fall billt sik keen Binnen, vun wegen dat dat energetisch nich günstig is.

Den energetisch günstigsten Afstand vun twee Atomen un de Energietowass bi’t Binnen in’n Vergliek to’n nich-bunnen Tostand – wat de Stärk vun de Binnen utmaakt – künnt bi eenfache Systemen as to’n Bispeel dat H2-Molekül na de LCAO-Methood (Linear Combination of Atomic Orbitals) annegert över dat Potential berekent warrn. Dorto mööt verschedene Fakters beacht warrn, de antehn oder anstöten doot. To’n een is dat dat Afstöten vun de Karns mit glieke Ladung as ok de Elektronen ünnerenaner bi Mehrelektronensystemen. Dorgegen hett de Wesselwirken twüschen de positiv laadten Karns un de negativ laadten Elektronen en antrecken Wirken un maakt dordör en Energiewinnen. Blots wenn de Potentialkurv, de ut disse Fakters berekent warrt, en Minimum opwiest, kann en Binnen bestännig wesen.[8]

Warrt in en Molikülorbital de binnen un antibinnen Orbitalen mit Elektronen besett, lett sik dorut de Binnenornen bestimmen. Dorto warrt de Elektronentall in de antibinnen Orbitalen vun de in de binnen Orbitalen aftogen. Is de theoreetsche Binnenornen gliek null, as bi’t He2-Molekül, denn is dat Molekül nich bestännig un warrt blots vun de swacken van-der-Waals-Kräft tosamenhollen.[9]

Kristallfeld- un Ligandenfeldtheorie[ännern | Bornkood ännern]

Opsplitten in’t oktaedrische Ligandenfeld
Hööftartikel: Kristallfeld- un Ligandenfeldtheorie

De Kristallfeld- un ehr Utwieten, de Ligandenfeldtheorie, versöökt de Binnen in de Komplexchemie to verkloren, also Verbinnen mit en Metallmiddelpunkt (tyypscherwies en Övergangsmetall) un de Ligannen, Nichtmetallatomen oder lütte Molekülen (t. B. Chlorid oder Water), de dor ründrüm liggen doot.

Anners as bi de meisten Molekülen, sünd bi Komplexen de d-Orbitalen vun’t Metallatom in bedüden Maat an de Binnen bedeeligt. De Energie vun disse Binnen warrt dör elektrostaatsche Wesselwirken mit de Ligannen bestimmt. Je na Geometrie vun’n Komplex warrt de Energie vun de enkelten Orbitalen ünnerscheedlich veel höger. Dordör warrt dat ut-de-Oort-Slahn vun de verschedenen Orbitalen ophaven un dat kummt to en för jede Geometrie tyypschen Opsplitten vun de Orbitalenergien. Wo stark de Opsplitten is, hangt vun de Oort vun’t middlere Ion, sien Oxidatschoonsstoop, de Geometrie vun’t Komplex un de Oort vun’n Ligand af. De jemehr ünnerscheedlich Vermögen to’n Opsplitten vun de Energie is in de spektrocheemschen Reeg fastleggt.

Mit de Kristallfeldtheorie künnt vele Egenschoppen vun Komplexen goot verkloort warrn, so as de Klöör, de magneetschen Egenschoppen un de Bestännigkeit. Man, de Theorie hett Grenzen, as sik dormit to’n Bispeel nich de sünnere Stärk vun Kohlenstoffmonoxid as Ligand oder de nephelauxetische Effekt verkloren laat. Nauere Resultaten gifft dorför de Molekülorbitaltheorie, bi de nich blots de d-Orbitalen vun’t Middelatom, man all bedeeligten Orbitalen to de Bereken bistüern doot.[6]

Binnigkeit[ännern | Bornkood ännern]

De Binnigkeit is de Tall, de en Atom an Binnen ingahn kann. Se warrt vun de Orbitalen bestimmt. Na de Eddelgasregel is dat günstig, leddige oder vull besette Orbitalen to billen. Bito billt de grötteren d- un f-Orbitalen energetisch günstige halfbesette Orbitalen (d5 un f7-Konfiguratschoon) ut, bi de all Orbitalen vun en Elektron mit parallelen Spin besett sünd. En Atom nimmt dorüm normalerwies so veel Elektronen vun Naveratomen op un billt so veel Binnen, bit dat de Eddelgaskonfiguratschoon tostanen kamen is. Dorbi warrt faken ok vun de Oktettregel snackt, vun wegen dat de gröttste Tall vun Valenzelektronen, de en Atom ut de tweeten Periood hebben kann, acht is. To’n Bispeel bargt dat Suerstoffatom sülvst söss Valenzelektronen un kann noch twee wietere opnehmen. Ut den Grund billt Suerstoff tyypscherwies twee Binnen to annere Atomen ut. dat bestännige Oxid-Ion is dör’t Opnehmen vun twee tosätzliche Elektronen tweefack negativ laadt.

Metallsch Binnen[ännern | Bornkood ännern]

Hööftartikel: Metallsch Binnen

In’n Gegensatz to de beiden annern Ordengifft dat bi de metallschen Binnen free beweegliche Elektronen, de an keen sünnert Atom bunnen sünd. En eefach Modell is dat vun’t Elektronengas, bi dat de Valenzelektronen en negativ laadt „Gas“ billt, dat de positiv laadten „Atomstubbens“ vullstännig ümsluten deit un de Ladung na buten hen utgliekt. De Energietowass bi’t Utbilln vun de metallschen Binnen kummt vör allen vun’t Reduzeeren vun de kineetschen Energie vun de Deelken in’t Elektronengas.[10] En bestännig metallsch Gidder kummt vun’t Överlagern un Opsummeeren vun’t Afstöten twüschen de Atomstubbens un’t Antehn twüschen dat Elektronengas un de positiv laadten Metallkationen in en Gliekgewichtsafstand vun de Atomstubbens. In’n fasten Tostand sünd se in de dichtsten Kugelpacken anordent. Ruchweg 60 Prozent vun all Metallen kristalliseert in de hexagonal oder kuubsch dichtsten Kugelpacken.[11]

Bännermodell för Leiders, Halfleiders un Nichleiders

Dat Bännermodell is en nauer’t Modell vun de metallschen Binnen, dat ut de Molekülorbitaltheorie afleidt warrn kann. Dat Bännermodell warrt vör allen to’n Beschrieven vun Metallen bruukt, kann aver ok de Egenschoppen vun Solten un Halfleiders verkloren. Dorbi warrt ut de Valenzorbitalen binn un antibinnen Molekülorbitalen billt. Vun wegen dat Pauli-Prinzip, besitt jeedeen Atomorbital en lütte beten annere Energie, so dat de Molekülorbitalen in’t Metall brede Bänner billt. De Bänner, de sik ut verschedene Molekülorbitalen billt, künnt sik överlappen oder dat gifft Bandlücken twüschen jem.

De Elektronen füllt de Bänner bit to dat Fermi-Niveau. Wenn dit Niveau binnen en Band liggt, is för den Övergang vun en Elektron vun de besetten in de nich besetten Niveaus so goot as keen Energie nödig un en Metall mit de tyypschen Leddanlaag is de Folg. Wenn dat Fermi-Niveau jüst in en Bandlück to liggen kummt, kann disse eenfache Övergang vun en Elektron in dat Leddband nich mehr passeeren, un de Stoff leidt nich mehr goot. Bi lütte Bandlücken is dat aver mööglich, dat dör Togeven vun Energie vun buten (as in Form vun Warms) de Elektronen de Lück doch noch överwinnen künnt un de Stoff denn leiden warrt. Disse Stoffen warrt dorüm as Halfleiders betekent.

Swacke Binnen[ännern | Bornkood ännern]

De swacken Binnen warrt mitünner to de Binnen tellt, sünd aver keen richtige cheemschen Binnen in en Molekül, man Wesselwirken twüschen verschedene Molekülen. Disse Wesselwirken künnt al mit wenig Energie opbroken warrn. Tomeist reckt al de Bewegensenergie vun de Atomen un Molekülen, üm solke swacken Binnen al na korte Tiet wedder to breken.

De starkste vun de swacken Binnen is de Waterstoffbrüchenbinnen. Disse billt sik twüschen de Waterstoffatomen, de an elektronegative] Atomen bunnen sünd, un fre’e Elektronenporen vun annere elektronegative Atomen. Dat bekannste Bispeel för en Stoff, de Watestoffbrüchenbinnen utbillt is dat Water, man ok Ammoniak, Fluorwaterstoff un annere Verbinnen, de N-H-, O-H- oder F-H-Binnen bargt, sünd dorto instannen. Dör ehr Stärk wirkt de Waterstoffbrüchenbinnen op de Egenschoppen vun en Molekül in. To’n Bispeel is se för den unvermodens hogen Smöltpunkt vun’t Water verantwoortlich.

Düütlich weniger stark sünd de Van-der-Waals-Kräft, ünner de verschedene Phänomenen as de London-Kraft un de Dipool-Wesselwirken tohopenfaat warrt. Disse Kräft wirkt twüschen Molekülen ahn Ladung un sorgt dorför, dat ok nich-polare Fletigkeiten oder Faststoffen vörkamen künnt.

Theoreetsche Bereken[ännern | Bornkood ännern]

För’t Ünersöken vun Binnen sünd blangen dat Meten vun Stoffegenschoppen, ut de op de Binnenegenschoppen torüchslaten warrn kann, ok theoretische Bereken vun grote Wichtigkeit. Man, disse Bereken sünd ok för eenfache Systemen teemlich komplizeert un warrt dorüm allgemeen in de Chemoinformatik över entspreken Reeknerprogrammen utrekent.

Faken warrt dorbi de so nöömten ab initio-Verfohren to bruken, bi de versöcht warrt, de för en vörgeven System opstellte Schrödingerglieken to lösen. Mit Utnahm vun’t Waterstoffatom is en exakte Lösen vun de Schrödingerglieken aver nich mööglich, so dat Approximatschoonsverfohren insett warrt, mit de sik de berekten Weerten numerisch ao goot as dat geiht an de meten Weerten annegern laat. En wichtige Negern is de Born-Oppenheimer-Negern, bi de de grote Massenünnerscheed twüschen Karn un Elektron utnütt warrt. Dordör laat sik de Bewegen vun de lichten un de sworen Deelken scheden un de Energien un Bülgenfunkschonen vun Karn un Elektron künnt enkelt berekent warrn.

En Verfohren, dat ok för komplizeerte Systemen bruukt warrt, is dat Hartree-Fock-Verfohren. Dorbi is dat Teel, ut de Bülgenfunkschonen vun de enkelten Elektronen de Samtbülgenfunkschoon vun de Elektronen vun’t System, also in en Molekül, to bereken. Dorto warrt dat Produkt vun de enkelten Orbitalen in Form vun de Slaterdeterminante opstellt. Na dat Rayleigh-Ritz-Prinzip is de Energie, de doröver berekent warrt, jümmer grötter oder gliek de wohrhaftigen Energie vun’t System. Dör en Variatschoon vun de Orbitalen lett sik denn de minimale Energie utreken.[12]

En wietere Theorie to’n annegreten Bereken vun Binnen, is de Dichtefunkschonaltheorie, bi de in’n Gegensatz to’t Hartree-Fock-Verfohren mich mit de Bülgenfunkschoon vun de enkelten Elektronen, man mit de Elektronendicht rekent warrt. So kummt een üm de komplizeerte Schrödingerglieken rüm, wat de Reeken düütlich eenfacher maakt.[13]

Meten vun Binnenegenschoppen[ännern | Bornkood ännern]

De Oort un Stärk vun cheemsche Binnen laat sik nich direkt ünnersöken, man se mööt ut de Egenschoppen vun en Stoff afleidt warrn. Stoffegenschoppen, de Henwiesen op de Natur vun Binnen geven könnt, sünd to’n Bispeel de Smöltpunkt, de Gleem, optische Egenschoppen oder de Duktilität vun en Verbinnen. En hogen Smöltpunkt, Sprödigkeit oder optische Transparenz wiest op’n ionische Binnen hen. Kovalente opboete Verbinnen hebbt dorgegen faken en sieten Smöltpunkt un leegt dorüm faken in fletigen oder gasförmige Phaas vör. Man, disse Egenorden sünd nich eendüdig. So hett de Demant Egenschoppen as optische Transparenz un en hogen Smöltpunkt, wat op ionische Binnen hendüüt, is aver vullstännig ut kovalente Binnen opboet.

För’t naue Ünnersöken vun en Binnen mutt de Binnenläng un de Binnenenergie as ok de Geometrie vun en Verbinnen bestimmt warrn. Afhangig vun de Phaas un de Oort vun de Verbinnen gifft dat dorför ünnerscheedliche Methoden. De wichtigsten Methoden to’n Bestimmen vun de Binnenläng in Faststoffen sünd de Röntgen- un Neutronenbögen. Dormit künnt de Positschonen vun de enkelten Atomen in’t Kristall un somit ok jemehr Afstännen un Binnenwinkels ünnerenanner afleest warrn. Dat geiht aver blots bi Faststoffen. Bi eenfacke gasförnige Molekülen lett sik en Binnenläng över dat Draagheitsmoment ut de Rotatschoonsspektren bereken. Man, ok de Geometrie vun’t Molekül wirkt op dat Draagheitsmoment, un kann somit ok ut de Rotatschooonsspektren afleidt warrn.

De naue Binnenenergie lett sik in en Experiment nich bestimmen. Negernswies warrt se ut de Dissoziatschoonsenthalpie vun mööglichst eenfache Molekülen bestimmt. för nauere theoretische Weerten mööt tosätzliche Fakters, as de Nullpunktenergie, Rotatschoonsenergien oder de Volumenarbeit beacht warrn.[14] Üm de Dissoziatschoonsenthalpie ruttofinnen, kann de Swingspektroskopie insett warrn. Jüst so as de Energie vun en kovalente Binnen, kann ok de Gidderenergie vun en Ionenbinnen nich direkt meten warrn. De warrt indirekt över den Born-Haber-Kreisprozess utrekent.

Informatschonen över Binnen laat sik ok ut kineetsche Ünnersöken as Stoot- un Streiexperimenten in’n Molekularstrahl winnen. Dorut laat sik Potentialflachen vun Molekülen un dormit de Stärk vun en Binnen as ok de günstigste Afstand vun twee Atomen bestimmen.


[15]

Borns[ännern | Bornkood ännern]

  1. 1,0 1,1 1,2 William H. Brock: Viewegs Geschichte der Chemie. Vieweg, Braunschweig 1997, ISBN 3-540-67033-5, S. 292–319.
  2. 2,0 2,1 Friedrich Hund: Frühgeschichte der quantenmechanischen Behandlung der chemischen Bindung. In: Angewandte Chemie 1977, 89, S. 89–94 (DOI: 10.1002/ange.19770890206).
  3. 3,0 3,1 Werner Kutzelnigg: Einführung in die Theoretische Chemie, Teil II: Die chemische Bindung, Wiley-VCH, Weinheim 2002, ISBN 3-527-30609-9. S. 4-7.
  4. Walter Kohn: Electronic structure of matter - wave functions and densityfunctionals. Nobelpries-Vördrag, 1999. (pdf)
  5. Peter W. Atkins, Julio de Paula: Physikalische Chemie. 4. Oplaag, Wiley-VCH, Weinheim 2006, ISBN 978-3-527-31546-8, S. 1129.
  6. 6,0 6,1 James E. Huheey, Ellen A. Keiter, Richard L. Keiter: Anorganische Chemie. 3. Oplaag, de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017903-2, S. 480.
  7. 7,0 7,1 James E. Huheey, Ellen A. Keiter, Richard L. Keiter: Anorganische Chemie. 3. Oplaag, de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017903-2, S. 1164–1167.
  8. Werner Kutzelnigg: Einführung in die Theoretische Chemie, Teil II: Die chemische Bindung, Wiley-VCH, Weinheim 2002, S. 63 ff. ISBN 3-527-30609-9.
  9. R. E. Grisenti, W. Schöllkopf, J. P. Toennies, G. C. Hegerfeldt, T. Köhler, M. Stoll: Determination of the Bond Length and Binding Energy of the Helium Dimer by Diffraction from a Transmission Grating. In: Phys. Rev. Lett. 85, Nr. 11, 2000, S. 2284–2287 (DOI 10.1103/PhysRevLett.85.2284).
  10. Siegfried Hunklinger: Festkörperphysik. Oldenbourg Wissenschaftsverlag, 2007, ISBN 978-3-486-57562-0, S. 25
  11. Hans P. Latscha, Helmut A. Klein, Klaus Gulbins: Chemie für Laboranten und Chemotechniker. 2. Allgemeine und anorganische Chemie. 2. Oplaag, Springer, 1992, ISBN 978-3-540-55164-5, S. 61–63
  12. Gernot Frenking: Hartree-Fock-Verfahren. In: Römpp Chemie-Lexikon, Thieme Verlag, 2007.
  13. Michael Bühl: Dichtefunktionaltheorie. In: Römpp Chemie-Lexikon, Thieme Verlag, 2008.
  14. James E. Huheey, Ellen A. Keiter, Richard L. Keiter: Anorganische Chemie. 3. Oplaag, de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017903-2, S. 1155–1159.
  15. Dudley R. Herschbach: Molekulare Dynamik chemischer Elementarreaktionen (Nobel-Vortrag). In: Angewandte Chemie 99, Nr. 12, 1986, S. 1251–1275 (DOI 10.1002/ange.19870991206).

Literatur[ännern | Bornkood ännern]

  • Gernot Frenking: Chemische Bindung. In: Römpp Chemie-Lexikon. Thieme Verlag, Stand 2006 (Römpp-Online).
  • James E. Huheey, Ellen A. Keiter, Richard L. Keiter: Anorganische Chemie. 3. Oplaag, de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017903-2.
  • Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Oplaag, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
  • Werner Kutzelnigg: Einführung in die Theoretische Chemie, Teil II: Die chemische Bindung. Wiley-VCH, Weinheim 2002, ISBN 3-527-30609-9.
  • Joachim Reinhold: Quantentheorie der Moleküle. 3. Oplaag, Teubner, Wiesbaden 2006, ISBN 3-8351-0037-8.
  • Linus Pauling: Die Natur der chemischen Bindung. 2. Nadruck vun ut dat Engelsche översetten 3. Oplaag vun 1960, Wiley-VCH, Weinheim 1988, ISBN 978-3-527-25217-6.

Weblenken[ännern | Bornkood ännern]