Feststoffe:

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Aggregatzustände
Inhaltsverzeichnis:


Atomares Modell der Aggregatzustände
Kräfte zwischen den Molekülen (Atomen)






Feststoffe
Flüssigkeiten




Van der Waals – Kraft
Elektrostatische Kraft zwischen Ionen
H – Brückenbindungen
Kovalente Bindungen (=Atombindungen)
Unpolare Flüssigkeiten
Polare Flüssigkeiten
Beispiel Wasser
Gase


Ideales Gas
Reales Gas
Atomares Modell der
Aggregatzustände:




Zwischen zwei neutralen Atomen treten
anziehende und abstoßende Kräfte auf, deren
Überlagerung zu einer resultierenden Kraft
F(r) und einer potentiellen Energie Ep(r) führt.
Abhängig vom Abstand r zwischen den
Kernen.
Potentielle Energie Ep hängt von der
Anordnung der wechselwirkenden Atome ab.
F = - grad Ep



Bei r0 besitzt Ep(r) ein
Minimum;
hier ist auch F(r) = 0!
Bei kleineren
Abständen →
Abstoßung → Potential!
Bei größeren Abständen
→ Anziehung →
Potential!
Kräfte zwischen den Molekühlen

Van der Waals – Kraft


Elektrostatische Kraft zwischen Ionen


(400 – 700 kJ/mol)
H – Brückenbindungen


(0,5 - 5 kJ/mol )
(10-20kJ/mol )
Kovalente Bindungen (=Atombindungen)

(100 – 400 kJ/mol)
Van der Waals - Kraft:




Zwischen unpolaren (ungeladenen) Molekühlen
Die freien Elektronen in einem Molekül können sich
frei bewegen, was zu einer ungleichmäßigen
Ladungsverteilung im Molekül führt (temporärer
Dipol).
Grob, beziehungsweise in erster Näherung, kann ein
Molekül mit Ladungsverschiebung als ein
elektrischer Dipol (Zweipol) betrachtet werden.
Dipole richten sich aus und gehen eine
elektrostatische Wechselwirkung miteinander ein
H – Brückenbindungen:





Sie sind elektrostatischer Natur
Moleküle treten über Wasserstoffatome (H) in Wechselwirkung
Dazu muss das H kovalent an ein stark elektronegatives Atom (z. B. N, O,
F und in manchen Fällen auch Cl) gebunden sein, was dem H eine positive
Partialladung und dem Bindungspartner des H eine negative Partialladung
verschafft, weil das elektronegativere Atom eine starke Anziehungskraft
auf das gemeinsame Elektronenpaar ausübt.
Man spricht von der Ausbildung eines positiven Pols (beim H) und eines
negativen Pols (beim Bindungspartner des H), oft auch von einem starken
Dipol.
Die elektrostatischen Kräfte der Dipole führen zu einer Ausrichtung und
gegenseitigen Anziehung der Dipole (der + Pol eines Dipols zieht den - Pol
eines anderen Dipols an). Die Wasserstoffbrücke ist gebildet.
Feststoffe:




Kristalliner Festkörper:
Atome in regelmäßigen Gitter angeordnet.
Amorphe Festkörper:
Atome mehr oder weniger statistisch verteilt.
Bei einer absoluten Temperatur T schwingen die
Atome um ihre Ruhelage mit Ekin= 12 kT
Bei Temperaturen unterhalb des Schmelzpunktes ist
die mittlere kinetische Energie klein gegen den
Betrag der negativen potentiellen Energie Ep(r0).
Federmodell eines Festkörpers:
Flüssige Stoffe:





Die kinetische Energie der Atome so
groß, dass die Bindungsenergie nicht
mehr ausreicht, um die Atome auf ihren
Gitterplätzen festzuhalten.
keine kristalline Ordnung, sondern
Abstandsverteilung
Rechts: Wahrscheinlichkeit W(r), dass ein
Atom A0 einen Abstand r vom Nachbaratom
hat:
 es ist noch eine gewisse Ordnung
vorhanden! (Nahordnung)
Energieminimum bei r0!
Unpolare (einfache) Flüssigkeiten:




quasi kugelförmige Teilchen
z. B. Argon Ar, Stickstoff
N2, Methan CH4
gegenseitige Abstoßung
wegen Pauli-Prinzip für
kleine Abstände
gleichzeitig Anziehung
durch Van der Waals Kräfte
für große r
Beschreibung durch
Lennard-Jones-Potential:


u(r )  4 (( )  ( ) )
r
r
12
6
Polare Flüssigkeiten:




Moleküle ohne Symmetriezentrum (z.B. NH3,CO) tragen
einen elektrischen Dipol μ
Elektrostatische Kräfte wirken!
In polaren Flüssigkeiten spielen kooperative Effekte eine
Rolle: es entsteht ein neuartiges Verhalten.
Bei der Berechnung des Potentials sind zusätzlich zu beachten:



Ladungswechselwirkung im Nahfeld: Columbpotential
weit entfernte Moleküle werden durch ihr Dipolmoment p repräsentiert.
sehr weit entfernte Molekülgruppen werden durch ihr Dipol- und
Quadrupolmoment Q beschrieben.
Beispiel Wasser:
1. Berechnung des Dipolfeldes des H2O Moleküls
2. Berechnung der Dipol-Dipol-Wechselwirkungsenergie für
zwei spezielle Stellungen der Dipole gegeneinander
entlang x: 


entlang y: 
3.
Einfaches Modell für die Struktur von H2O
und Summation über die nächsten Nachbarn
Dipolfeld:




pR
3
 D ( R) 
4 0 R
Potential des
Dipolfeldes:
 Dipolfeld als Gradient des Potentials:

E ( R) 

1
4 0 R

ˆ
(3 pR cos( )  p)
3
In x – Richtung:

R̂ und p haben gleiche Richtung
 0
1 2p
also : E ( x) 
4 0 R 3
Wechselwirkungsenergie:
Entspricht der potentiellen Energie des Dipols
 
im Feld des anderen: W  P  E


E ( R) 





1
4 0 R

ˆ
(3 pR cos( )  p) 
3

p
4 0 R
ˆ
ˆ
(3R cos( )  p)
3
W1  2P2/r3 =  0.145 eV
W2  P2/r3 =  0.072 eV
mit


P = 6.21030 Cm
r = 3.11010 m
Keine 2, da p und R nicht
mehr die selbe Richtung!
Struktur des Wassers:

Versuche folgendes einfache Modell
    
    
    
    
    

in z dieselbe Lage nochmals,
aber um 1 Zeile verschoben
betrachte nur die nächsten Nachbarn
Energie der nächsten Nachbarn:
    
    
    
    
    













  
  
 
  
  
z-Dimension nicht gezeichnet!
um ein Molekül aus dem Verband zu entfernen braucht man folgende
Energie:
Wentf = 2W1 + 2W2 + 2W2
Aber:
nachdem einige Moleküle entfernt wurden,
braucht man für den Rest weniger Energie,
daher systematisches Abzählen notwendig.
Abzählen

in x - Richtung:
Energie
 
W1
  
2 W1
       (N1) W1
N Moleküle
pro Molekül: Beitrag zur Energie = (N1)/N W1  W1
Abzählen:

in y - Richtung:


Energie
W2
 
 
2 W2
      
       N W2
2N Moleküle
      
      
       2 N W2
3N Moleküle
Bei M Zeilen beträgt der Beitrag pro Molekühl: ( M  1) N W  W
2
2
MN
Analoges gilt für die Beiträge zwischen verschiedenen Lagen in z – Richtung:
( L  1) NM
W2  W2
LNM
Aufbau:


Die Struktur wird von einer Ecke her aufgebaut:
:
 :
  :
   ...
    ...
     ...
es werden nur die Wechselwirkungsenergien für die sich links, unten und
unterhalb (in z) befindlichen Moleküle frei
(d.h. der Faktor 2 tritt nicht auf)
Wges = W1 + W2 + W2 = 0.29 eV/H2O
experimentell:
es fehlen
EV = 0.42 eV/H2O
0.13 eV /H2O
Gase



Die mittlere kinetische Energie der Teilchen wird
groß gegen die Bindungsenergie.
Die Moleküle werden völlig frei bewegbar, sie bilden
ein Gas, das jeden ihm angebotenen Raum annimmt.
Der mittlere Abstand der Teilchen, und damit
die Dichte hängen davon ab, welches Volumen
zur Verfügung steht!!
Ideale Gas:





Gas besteht aus Atomen oder Molekühlen, die sich
mit statistisch verteilten Geschwindigkeiten bewegen
und sich wie kleine Kugeln mit Radius r0 verhalten.
Bei Stößen gelten Energie- und Impulssatz.
Stöße sind vollkommen elastisch.
Wechselwirkung erfolgt nur über Stöße.
Beschreibung:


Ideale Gasgleichung: PV=NkBT
Kommt zur Anwendung, wenn r0 klein gegen den
mittleren Abstand der Teilchen.
Zurück zu den fehlenden
0.13 eV /H2O

naiv:
betrachte flüssiges Wasser als ein Gas




mit Volumen V0 = 0
bei der Gas-Temperatur T0 = 0
(Moleküle sollen sich kaum bewegen)
Volumsarbeit: pV = RT
kinetische Energie: kT/2





W   PdV
pro Mol
pro Freiheitsgrad
und H2O
H2O hat 33 Freiheitsgrade

Schwerpunktsbewegung: 3
allgemeine Rotation: 3
interne Schwingungen: 3 (bei T=100°C noch nicht angeregt)
insgesamt: kT + 6kT/2 = 4kT = 0.13 eV pro H2O
perfekt, aber nur fast!
V
V0
Reales Gas:


Eigenvolumen der Teilchen nicht vernachlässigbar!
Korrekturen an der idealen Gasgleichung:
Volumen:
Atom in Volumen V=L3  Mittelpunkte der Atome können nicht näher als r
an die Wand! Zwei Atome können nicht am gleichen Ort sein!
Daher: Volumen für das 2 –te Atom: V2=(L-2r)3-8Va
Für das 3 -te Atome: V3=(L-2r)3-2*8Va
Für n -te Atome: Vn=(L-2r)3-(n-1)*8Va

Summation über alle N Atome:
N
N
Vn  Vn  ( L  2r )  (n  1)8Va  L3  4 NVa
3
n 1
n 1
 Vom Volumen b = 4NVa abziehen!!
Reales Gas:



Korrektur beim Druck:
Bei tiefen Temperaturen oder größeren Dichten  potentielle
Energie aufgrund gegenseitiger Anziehung nicht
vernachlässigbar!
Daher Binnendruck: pb=a/V2
Daraus ergibt sich die van-der-Waals-Gleichung:
a
( p  2 )(VM  b)  RT
VM
Superfluidität:

Eine Flüssigkeit bezeichnet man dann als
Superfluide, wenn sie an Körpern vorbeifließt,
ohne eine Kraft auf diese auszuüben, oder
wenn Körper, die sich in der Flüssigkeit
bewegen, nicht abgebremst werden.
superfluidität zeigt sich bei extrem tiefen
Temperaturen dadurch, dass eine Flüssigkeit
die Wände eines Becherglases emporkriecht
und ihre Viskosität verliert.
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