Bindungslehre Inhalte

Bindungslehre
Prof. Dr. S. Prys
Chemie SSB
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Inhalte
1.
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4.
5.
6.
7.
8.
9.
Aggregatzustände und Phasen
Stoffbegriffe
Physikalische und chemische Wechselwirkungen
Atombindung
Ionenbindung
Metallbindung
Komplexbindung
Halbleiter
Dipole
1
1 Aggregatzustände und
Phasen
Fest
Flüssig
Gasförmig
Geordnete Teilchenbewegung – ungeordnete Teilchenbewegung
1.2 Aggregatzustände
Bose-Einstein-Kontinuum
fest
schmelzen
verfestigen
fest
sublimieren
flüssig
verdampfen
resublimieren
flüssig
gasförmig
gasförmig
kondensieren
gasförmig
ionisieren
plasmatisch
2
1.2.1 Eigenschaften der
Aggregatzustände
•
•
•
Gas - Unordnung
– Geringe Dichte
– Hohe Kompressibilität
– Sehr geringer Formänderungswiderstand
– Sehr geringe Wärmeleitfähigkeit
Flüssigkeit - Nahordnung
– Mittlere bis hohe Dichte
– Geringe Kompressibilität
– Geringer Formänderungswiderstand
– Geringe Wärmeleitfähigkeit
Festkörper - Fernordnung
– Mittlere bis hohe Dichte
– Geringe Kompressibilität
– Hoher Formänderungswiderstand
– Geringe bis hohe Wärmeleitfähigkeit
1.3 Phasendefinition
Thermodynamische Phase
= Materiebereich mit gleichen Eigenschaften
Physikalische Eigenschaften
Dichte, Farbe, Oberflächenglanz, Härte, Wärmeleitfähigkeit,
elektrische Leitfähigkeit,
Magnetisierbarkeit, Schmelztemperatur, Siedetemperatur,
Erweichungsbereich, Verformbarkeit, optische Aktivität
Chemische Eigenschaften
Brennbarkeit, Löslichkeit, Verhalten gegenüber verschiedenen
Chemikalien, Verhalten beim Erhitzen
3
1.3.1 Phasenarten
•
Homogene Phasen
– Aggregatzustände eines reinen Stoffes (z.B. Wasser)
•
Homogene Mehrphasensysteme
– Verschiedene Aggregatzustände eines reinen Stoffes (z.B. Wasser / Eis)
•
Heterogene Phasen
– Verschiedener Stoffe, die sich nicht mischen (z.B. Wasser / Öl) im selben
Aggregatzustand
•
Heterogene Mehrphasensysteme
– Verschiedener Stoffe, die sich nicht mischen (z.B. Wasser / Holz) in
verschiedenen Aggregatzuständen
1.3.2 Phasendiagramm
104
Homogenes Phasendiagramm H2O
Kritischer Punkt
102
Flüssig
•
Tripelpunkt
• 3 Phasen koexistent
• 6.11 . 10-3 bar
• 273.16 K
•
Kritischer Punkt
– Dichte Wasserdampf =
Wasser
p [bar]
100
Fest
10-2
Dichte
Tripelpunkt
10-4
Dampfförmig
10-6
-100
0
100
200 300
400
T [°C]
4
1.3.3 Stoffbegriff - Eigenschaften
Stoffe mit ähnlichen Eigenschaften:
•
•
•
•
•
Metalle ... leiten elektrischen Strom und Wärme gut, sind leicht
verformbar, haben im reinen Zustand Oberflächenglanz (erscheinen
aber im feinverteilten Zustand schwarz) ...
Nichtmetalle ... leiten den elektrischen Strom schlecht ...
Salzartige Stoffe ... haben hohe Schmelz- und Siedetemperaturen,
leiten als Schmelzen oder Lösungen den elektrischen Strom, sind
spröde aber spaltbar ...
Leichtflüchtige Stoffe ... haben niedrige Schmelz- und
Siedetemperaturen, ...
Makromolekulare Stoffe ... haben oft hohe Schmelz- und Siedepunkte,
zersetzen sich aber meist schon bei niedrigeren Temperaturen
(Beispiele: Kunststoffe, Proteine, Polysaccharide, DNA)
1.3.4 Stoffbegriff - GefStoffV
1
2
3
4
5
6
7
8
Reinstoffe sind einheitlich zusammengesetzt und mit physikalischen Methoden
nicht in Bestandteile auftrennbar (Verbindungen oder Elemente).
Zubereitungen sind aus mindestens zwei oder mehreren Stoffen bestehende
Gemenge, Gemische oder Lösungen
Mischungen von Stoffen entstehen wenn Flüssigkeiten mit anderen
Flüssigkeiten oder Feststoffen vermischt werden, ohne dass dabei chemische
Reaktionen oder Wärmetönungen auftreten
Gemenge sind ungeordnete Gemische von beliebigen Reinstoffen in ihrer
festen Form
Legierungen sind Gemenge aus zwei oder mehr Metallen
Lösungen zeigen bei Ihrer Herstellung häufig Wärmetönungen
Dispersionen sind Gemenge aus mindestens zwei Stoffen, die sich nicht oder
kaum ineinander lösen oder chemisch miteinander verbinden
Emulsionen bestehen aus mindestens zwei miteinander nicht mischbare
Flüssigkeiten
5
1.3.5 Stoffbegriff - Verbindungen
Chemisches Element
Unter einem chemischen Element versteht man einen Stoff,
• der sich chemisch nicht mehr weiter in andere Stoffe zerlegen
lässt und
• der aus Atomen mit gleichen chemischen Eigenschaften
aufgebaut ist.
Chemische Verbindung
Unter einer chemischen Verbindung versteht man einen Stoff,
• der aus Atomen mehrerer verschiedener Elemente besteht
und
• einheitliche physikalisch-chemische Eigenschaften wie z.B.
Schmelz- und Siedepunkt aufweist.
Moleküle
Unter Molekülen versteht man stabile mehratomige Teilchen, die
sich mit Methoden wie z.B. der Spektroskopie beobachten lassen
2 Physikalische und
chemische Wechselwirkungen
Physikalische Wechselwirkungen
Moleküle  Intermolekulare Wechselwirkungen  Festkörper,
Flüssigkeiten
(elektrostatisches Potenzial, Ladungsausgleich)
Chemische Wechselwirkungen
Atome  Interatomare Wechselwirkungen  Moleküle
(chemisches Potenzial, Streben nach Edelgaskonfiguration)
6
2.1 Wechselwirkungsarten
Chemische Bindungen
(Hauptbindungsarten)
aufgefüllte Elektronenschalen
Physikalische Wechselwirkungen
(Nebenbindungsarten)
elektrostatische Wechselwirkungen
Atombindung
200 - 900 kJ / mol
Ionenbindung
bis einige 100 kJ / mol
Metallbindung
Van der Waals-Bindung
0,8 - 8,5 kJ / mol
Dipol-Dipolbindung
4 - 25 kJ / mol
Ion-Dipol-Wechselwirkung
40 - 680 kJ / mol
Wasserstoffbrückenbindung
8 - 42 kJ / mol
Komplexbindung
2.1.1 Chemische Bindungen
homöopolare Bindung = Atombindung
gleichmäßige Aufteilung von Elektronen
ähnliche Elektronegativitäten
heteropolare Bindung = Ionenbindung
ungleichmäßige Aufteilung von Elektronen
stark unterschiedliche Elektronegativitäten
Elektronenmangelbindung = Metallbindung
Allseitiger Mangel an Elektronen
7
2.2 Atombindungen
Chemische Wechselwirkungen
Atome  Interatomare Wechselwirkungen  Moleküle
(chemisches Potenzial, Streben nach Edelgaskonfiguration)
verschiedene Modelle:
Elektronenpaarschreibweise
Visualisierung der „Nutzungsrechte“
Elektronenpaarabstoßungsmodell
Visualisierung der Molekülgeometrie in 3D
VB- und MO- Methode
Berechnung von Energiezuständen und Geometrieeigenschaften
Welches sind die
Elektronenkonfigurationen ?
H
N
O
F
8
2.2.1 Elektronenpaarschreibweise
Elektronenpaare werden als Striche angegeben
bindende Elektronenpaare nichtbindende Elektronenpaare
Einzelne Elektronen werden als Punkte angegeben
H   H
 H H
| N   N |  | N  N |
O :  :O

OO
| F   F |  | F  F |
H2
N2
O2
F2
Elektronenpaare = Raumladungswolken
COULOMB-Abstoßung zwischen Elektronenpaaren
maximales Ausweichen  maximale Raumausfüllung
2.2.2 Elektronenpaarabstoßungsmodell
VSEPR – Modell = valence shell electron pair repulsion
Aus dem VSEPR-Modell ergeben sich für Moleküle des Typs AXn folgende Regeln[1]:
•
•
•
•
•
•
•
Elektronenpaare des Zentralatoms (A) ordnen sich so an, dass der Abstand zwischen
ihnen möglichst groß wird;
Freie Elektronenpaare beanspruchen mehr Raum als die bindenden Elektronenpaare
und führen somit zu einer Vergrößerung der Winkel;
Größere Elektronegativitätsdifferenzen zwischen A und X vermindern den Raumbedarf
der entsprechenden Bindung;
Mehrfachbindungen beanspruchen mehr Raum als Einfachbindungen. (Platzbedarf ~
Bindungsordnung);
Einzelne Elektronen in Radikalen nehmen weniger Raum ein als freie
Elektronenpaare;
Für die Bestimmung der groben Molekülstruktur werden jedoch nur die SigmaBindungen herangezogen (Mehrfachbindungen werden bei der Bestimmung der
Struktur wie Einfachbindungen behandelt);
Kleinere Zentralatome, bzw. größere negativ polarisierte Liganden, bewirken eine
starke sterische und elektronische Abstoßungskraft, die die eines freien
Elektronenpaars übertreffen kann.
9
2.2.2.1 VSEPR – Modell Beispiele 1
Bildquelle: http://de.wikipedia.org/wiki/VSEPR-Modell
2.2.2.2 VSEPR – Modell Beispiele 2
Bildquelle: http://de.wikipedia.org/wiki/VSEPR-Modell
10
2.2.2.3 VSEPR – Modell Beispiele 3
Bildquelle: http://de.wikipedia.org/wiki/VSEPR-Modell
2.2.2.4 VSEPR – Modell Beispiele 4
Bildquelle: http://de.wikipedia.org/wiki/VSEPR-Modell
11
2.2.2.5 VSEPR – Modell Beispiele 5
Bildquelle: http://de.wikipedia.org/wiki/VSEPR-Modell
2.2.2.1 2 Bindungspartner
Bei Einfach- und Doppelbindungen !
AB2, z.B. CO2
2-wertig
linear 180°
12
2.2.2.2 3 + 4 Bindungspartner
AB3, z.B. BF3
3-wertig
trigonal  120°
AB4, z.B. CH4 , SiH4
4-wertig
tetragonal  109,5 °
2.2.2.3 5 + 6 Bindungspartner
AB5, z.B. PF5
5-wertig
trigonal bipyramidal
AB6, z.B. SF6
6-wertig
oktaedrisch
13
2.2.4 MO- Methode
Molecular Orbital Theory
Molekülorbitaltheorie
Überlappung von Atomorbitalen führt zu Molekülorbitalen, die als
„Elektronenwolken“ dargestellt werden können
Elektronenkonfiguration H: 1s1
H + H  H2
s1
+
AO
s1

AO
2
MO
2.2.4.1 Atomorbitale
s
px
dz 2
dx2-y2
py
dxy
pz
dyz
dxz
14
2.2.5 - Bindungen
Rotationssymmetrische Molekülorbitale
+
s1
s1

s-s -Bindungen
2
z.B. H2 (E = - 436 kJ / mol)
AO
AO
p1
+
s1
AO
MO
AO
p1
p-p -Bindungen
2

AO
z.B. HCl (E = - 431 kJ / mol)
MO
p1
+
s-p -Bindungen
2

AO
z.B. Cl2 (E = - 242 kJ / mol)
MO
2.2.6 - Bindungen
Nicht-Rotationssymmetrische Molekülorbitale
z
z

x+
y
AO
AO

x +


y
MO
AO
AO


MO
p-p -Bindungen
15
2.2.6.1 Das Wasserstoffmolekül H2
Darstellung im Energieschema
Darstellung als Orbitale
E
Elektronenkonfiguration H: 1s1
H + H  H2
H 2:  
AO
AO
+
s1
H: 1s
H: 1s
AO

s1
AO
2
MO
H 2: 
MO
AO = Atomorbital, MO = Molekülorbital
2.2.6.2 Das Stickstoffmolekül N2
Darstellung im Energieschema
 x
E
pz
py
px
y
y
z
z
px
py
pz
|NN|
(E = - 945 kJ / mol)
x
 s
N: s2p3
AO
s
N2
N: s2p3
MO
AO
16
2.2.6.3 Das Sauerstoffmolekül O2
Darstellung im Energieschema
 x
E
pz
py
px
y
y
z
z
px
py
pz
O=O
(E = - 626 kJ / mol)
x
 s
O: s2p4
AO
s
O2
O: s2p4
MO
AO
2.2.6.3 Das Sauerstoffmolekül O22+
E
|OΞO|
pz
py
 x
px
y
y
z
z
px
py
pz
x
 s
O: s2p4
AO
s
O2
O: s2p4
MO
AO
17
2.2.6.4 Das Kohlenstoffatom C
Elektronenkonfiguration:
C: 2px 2py 2pz
C: 2s
1s2 2s2 2p2
IV Hauptgruppe
4 wertig
C: 1s
2.2.7 sp3 - hybridisierte Orbitale
Elektronenkonfiguration:
1s2 2s2 2p2  (sp3)4
E
IV Hauptgruppe
4 wertig
(sp3)
C: 2(sp3) 2 ( sp3 ) 2 ( sp3 ) 2 ( sp3 )
C: 1s
Elektronenpaarabstoßungsmodell
18
2.2.7.1 C-C Einfachbindungen
H
H
H
H
Es bildet sich eine -Bindung aus,
z.B. C2H6
H
H
2.2.7.2 Kohlenwasserstoffe
H
H
Methan
H
H
H
H
H
H
Ethan
H
Propan
H
H
H
H
H
H
H
H
H
Ethan
Propan
Butan
Pentan
Hexan
Heptan
19
2.2.7.3 KW - Modelle
Methan: CH3-H
E = - 435 kJ / mol
Schmp:
- 182,5 °C
Sdp: - 164 °C
Erdgas
Ethan:
H3C-CH3
E = - 368 kJ / mol
Schmp:
- 172 °C
Sdp: - 88,6 °C
Hantelmodell
Kalottenmodell
KW = Kohlenwasserstoffe
HC = hydro carbons
2.2.8 sp2 - hybridisierte Orbitale
Elektronenkonfiguration:
E
1s2 2s2 2p2  (sp2)3 p1
C: 2(sp2) 2 ( sp2 ) 2 ( sp2 ) 2p
C: 1s
C
(sp2)
Elektronenpaarabstoßungsmodell
20
2.2.8.1 C=C Doppelbindungen
H
H
C
C
H
H
Es bildet sich eine - und eine -Bindung
aus,
z.B. C2H4
H
H
C
C
H
Ethen, Ethylen
H2C = CH2
ECC = - 720 kJ / mol
H
2.2.9 sp - hybridisierte Orbitale
Elektronenkonfiguration:
E
1s2 2s2 2p2  (sp)2 p2
C: 2(sp) 2 ( sp )
2p
2p
C
C: 1s
2 (sp)
Elektronenpaarabstoßungsmodell
21
2.2.9.1 CC Dreifachbindungen
H
C
C
H
Es bildet sich eine - und zwei -Bindungen
aus,
z.B. C2H2
Acetylen, Ethin
H
C
C
H-CC-H
E = - 963 kJ / mol
H
2.2.10 Resonanz
•
•
•
•
O
Oktette nicht aufteilbar
Partielle Überschussladungen
Schwingen zwischen Grenzformen !
Andere Bezeichnung: Mesomerie
+
+
O
O
O
-
-
O
O
22
2.2.11 Beispiele
H
H
H
Salzsäure
Wasser
H
H
H
H
H
Ammoniak
H
H
Methan
2.2.11.1 Diamant
Gitterstruktur und chemische Bindung bedingen Werkstoffeigenschaften !
Diamant
• Extrem hart (Ritzen von Glas)
• Kubisches Gitter
• Alle C-Atome in -Bindungen
• gewellte Schichten im Raumnetz
• Verschiedene Farben
• schmilzt bei ca. 3550 °C
•
 = 3,150 bis 3,513 g/cm3
• Wärmeleitfähigkeit gut
• Halbleiter bis Isolator
• Löst sich schlecht in Metallschmelzen
• Diamant  Graphit + 1,897 kJ
http://www.reciprocalnet.org/common/browse/BrowseCM.html
23
2.2.11.2 Graphit
Gitterstruktur und chemische Bindung bedingen Werkstoffeigenschaften !
Graphit
• Weich, spaltbar
• > 2500 °C plastisch verformbar
• Hexagonale Kristallstruktur
• Schichtstruktur
– Alpha-Modifikation ABABAB
– Beta-Modifikation ABCABCABC
•
•
•
•
•
•
•
Zwischen Schichten -Bindungen
Schwarze Farbe
amorpher Graphit:  = 1,8 bis 2,1 g/cm3,
kristalliner Graphit  = 1,9 bis 2,3 g/cm3.
Wärmeleitfähigkeit schlecht
Elektrische Leitfähigkeit vorhanden
Löst sich gut in Metallschmelzen
http://www.reciprocalnet.org/common/browse/BrowseCM.html
2.2.11.3.1 Graphitanwendungen
•
Erhitzen von Steinkohle
– Kohleelektroden, Schmiermittel
 Koks
•
Unvollständige Verbrennung
– besonders geringe Dichte: 1,85 g / cm3
– Schwärzungsmittel
– Zusatzstoff für Autoreifen
 Ruß
•
•
•
•
Sinterfreie Verkohlung
Verkohlen von Thermoplaste
Verkohlen von Duroplaste
Verkohlen von geschäumten Kunststoffen
 Aktivkohle
 C - Fasern
 C - Glas
 C - Schaum
24
2.2.11.4 Fullerene
Fullerene
http://www.reciprocalnet.org/common/browse/BrowseCM.html
beliebige Rotationen möglich!
•
Fußballmolekül C60
•
•
30 Doppelbindungen
kristallin, geringe Härte
•
Zerfall oberhalb 1000°C
•
Elektronenstruktur zwischen Graphit und
Diamant
•
Halbleiter, Aufnahme von bis zu 6
Elektronen
•
absorbiert Licht
2.2.11.5 Diamantstrukturen
Diamantgittertyp Härte (Mohs)
C (Diamant)
Si
Ge
ZnS
Diamant
10
6,5
6
3,5 - 4
Si Polykristall
Ge Mineral
ZnS Mineral,
Quelle: www.wikipedia.org
25
2.3 Ionenbindungen
Metalle reagieren mit Nichtmetallen zu Salzen !
+

Na    Cl |  Na   Cl |
volle Schalen !
Ionen
Na    Br |  Na   Br |
Fr 
 F |
 Fr   F |
2.3.1 Ionenwechselwirkung
Elektrostatische Wechselwirkungen
Ladungen wirken allseitig
regelmäßige Anordnung
Kristallgitter
Kation
Anion
26
2.3.2 Ionengitter von Kochsalz
ClNa+
2.3.2.1 Formeleinheiten
Wie viele Formeleinheiten enthält die Elementarzelle von NaCl ?
27
2.3.3 Gitterenergie
Gitterenergie
Die Energie, die frei wird, wenn
sich aus gasförmigen Ionen ein
Ionengitter bildet, bezeichnet
man als Gitterenergie
z.B. Na+(g) und Cl-(g)
Quelle: Chemische Bindung und Struktur; Ebook Kurzweil Scheipers; S. 75
28
2.3.3.1 Gitterenergie von NaCl & NaBr
EGitter = EKat/An - (EKat + EAn)
Eigenschaften von NaCl und NaBr
Farbe:
löslich in Wasser
Schmelzpunkt:
Siedepunkt:
Gitterenergie:
farblos bis weiß
(Na+,Cl -)
808 °C
1465 ° C (NaCl (g) )
766 kJ / mol
farblos bis gelblich
(Na+,Br -)
747 °C
1393 °C
737 kJ / mol
2.3.4 Ionenwertigkeit
Quelle: Chemische Bindung und Struktur; Ebook Kurzweil Scheipers; S. 73
29
Quelle: Chemische Bindung und Struktur; Ebook Kurzweil Scheipers; S. 73
Hydratation  Wasserlöslichkeit
Quelle: Chemische Bindung und Struktur; Ebook Kurzweil Scheipers; S. 75
30
2.4 Metallbindungen
Metalleigenschaften
+ + + + + + + + + + +
+ + + + + + + + + + +
+ + + + + + + + + + +
+ + + + + + + + + + +
+ + + + + + + + + + +
+ + + + + + + + + + +
+ + + + + + + + + + +
+ + + + + + + + + + +
+ + + + + + + + + + +
• Keine Edelgasstruktur
• Aufteilen aller
Elektronen:
"Elektronengas"
• geringe
Ionisierungsenergie
• relativ große
Atomradien
• elektrische Leitfähigkeit
· Elektronen + Metallionen
2.4.1 Einteilung der Metalle
Dichte

Leichtmetalle
< 4 - 5 g/cm3
Schwermetalle
> 4 - 5 g/cm3
elektrochemische Spannungsreihe
leicht oxidierbar:
unedle Metalle
schwer oxidierbar
edle Metalle 
31
2.5 Komplexbindungen
Koordinationsbindung
Zentralteilchen:
Liganden:
Zentralteilchen  Liganden
Metallatom oder –ion (Elektronenpaarakzeptor)
Moleküle oder Ionen (Elektronenpaardonator)
Häufig farbige Komplexverbindungen, z.B.:
CuSO4 + H2O  [Cu(H2O)6]2+ + SO42Weiss
kationische Zentralionen:
neutrale Zentralatome:
Liganden: anorganische Liganden:
organische Liganden:
Blau
Cu2+, Mg2+, Fe2+, Fe3+, Ni2+
Fe0, Cr0, Ni0
Anionen: Cl−, CN−, SCN−, Triphosphate
neutral: H2O, NH3, CO, NO
Kationen: NO+
Porphin-Ringsystem (z. B. Chlorophyll, Hämoglobin),
einige Polycyclen (z.B. Alizarin, 8-Hydroxychinolin),
Tartrate, Ethylendiamin, Pyridin, EDTA („Titriplex“), NTA
2.6 Übergangsformen
zwischen Bindungsarten
Atombindung
Dipole
Ionenbindung
Atombindung
Halbleiter
Metallbindung
32
2.7 Dipole
-
+
Chlorwasserstoff
HCl
H
EN = 2.1
Cl
EN = 3.0
Elektrische Dipole:
Elektronegativitätsdifferenz
negative und positive Partialladungen fallen nicht zusammen
Polarisierung des Moleküls
Entstehung von Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
Polarisierte Bindungen
33
2.7.1 Beispiele
Wasser H2O
Kohlendioxid CO2
 

H
H

Starker Dipol



O
C
O
kein Dipol !
2.7.2 Dipol-Dipol-Kräfte
Dipol-Dipol-Bindungen (z.B. H2O ED-D ~ 8 % Ekov)
EN > 0,5 – 1,4



schwächer als Wasserstoffbrückenbindungen
Stärker als van-der Waals-Kräfte
34
2.7.3 Ion-Dipol-Kräfte
Ion-Dipol-Bindungen (z.B. NaCl in H2O) Hydratation













Kation





Anion
Intermolekulare Wechselwirkungen
Quelle: Chemische Bindung und Struktur; Ebook Kurzweil Scheipers; S. 91
35
2.8 Van der Waals-Kräfte
induzierte Dipole
schwache zwischenmolekulare Kräfte (EvdW ~ 1/100 Ekov)
nehmen mit steigender Polarisierbarkeit zu
E ~ 1/r૟
++
++
He (g)
++
He (fl)
Ursache fuer die Verfluessigung von He !
2.9 Das Bändermodell für Halbleiter
E
Leitungsband
Valenzband
Leiter
Leitfähigkeit ~ 1/T
Bandlücke
0.2 – 2.5 eV
Halbleiter
Leitfähigkeit ~ T
Bandlücke
> 3 eV
Nichtleiter
36
2.9.1 „Halbleiterbindung“ und
Atombindung
E
Leitungsband
1
1s
1s
1
Valenzband
2.9.2 Halbleiter Dotierung
negative Ladung
n – Dotierung
positive Ladung
p - Dotierung
37
2.9.3 Bändermodell – dotiert
E
E
Leitungsband
E
Leitungsband
Leitungsband
Valenzband
Valenzband
< 3 eV
Valenzband
n - type
p - type
2.9.4 Die Bandlücke
•
Eigenleitung (ohne Dotierung) nur bei höheren Temperaturen
•
Störstellenleitung
– n Dotierung (5 / 4), Elektronenleitung, Donatoren
– p Dotierung (3 / 4), Löcherleitung, Akzeptoren
•
Bandlücken:
– Si
– Ge
1,12 eV
0,72 eV
38
2.9.5 Mikroelektronik
• Integrierte Schaltung
– Miniaturisierung von elektronischen Bauteilen
– Signalprozessoren, Mikroprozessoren
• Wafer
• Photolithographische Verfahren
• Weitere Miniaturisierung: Nanoelektronik
– Bauelemente durch wenige Atome oder Moleküle realisiert
2.9.6 Der pn-Übergang
ohne äußeren Stromfluss
P
n
Stromfluss bis Ferminiveaus von p- und n-Leiter ausgeglichen
Ferminiveau gibt an, bis zu welcher Energie alle Zustände (am absoluten
Nullpunkt, null Kelvin) besetzt sind. Es liegt in der Bandlücke
39
2.9.7 Der pn-Übergang
äußerer Strom - Sperrrichtung
-
+
p
n
Sperrbereich, kein Stromfluss
Diode:
griech.: dis zweifach; hodos Weg
einfachstes Halbleiterbauelement
2.9.8 Der pn-Übergang
äußerer Strom - Durchlassrichtung
+
P
n
Stromfluss für Gleichstrom
Anwendung Diode:
Gleichrichter,
Wechselströme in Gleichströme umwandeln
40
2.9.9 Dioden
Foto einer Auswahl von Dioden, ganz links: Brückengleichrichter
speziellen Halbleiterdioden für unterschiedliche Einsatzzwecke:
LED , Laserdiode , Zener-Dioden , Photodioden / Solarzellen
Schottky-Dioden , Kapazitätsdioden oder Varaktoren
Tunnel-Dioden , Supressordioden , Vierschichtdiode
Thyristor , Avalanchediode , Lawinenphotodiode
3 Kristalline Festkörper
< 5 % amorph
– Gläser
– Keramik
– Kunststoffe
Nahordnung, hohe Viskosität
> 95 % kristallin
– Monokristalle
– Polykristalle
Fernordnung
41
3.1 Kristalline Substanzen
Elektronenkonfiguration  Bindungsart  Festkörpertyp
• Metallkristalle (z.B. Au, Ag)
- Metallbindung
• Salzkristalle (z.B. NaCl)
- Ionenbindung
• Nichtmetallkristalle /Molekülkristalle
- Atombindung (z.B. Si, C )
- Elektrostatische Kräfte (z.B. S8)
- Elektrostatische Kräfte (z.B. H2O
3.2 Kristallmodelle
Räumlich wiederkehrende Atomanordnung
Darstellbar durch Elementarzellen
Hantelmodell
Kugelmodell
42
3.2.1.1 Kristalliner Schwefel
Schwefelkristalle
Inter - molekular
Intra - molekular
3.2.1.2 CaF2 Fluorit
Farben: purpur, grün, blau, gelb,
farblos, rötlich
Härte: 4
Begleitminerale: Calcit, Quartz,
Barit, Apatite, Pyrit u.a. Sulfide
Vorkommen: England; Spanien;
China; Marokko; Canada;
Mexiko; Deutschland; USA
43
3.2.1.3 Eisenerze
FeO
Fe2O3
Fe3O4
Mineral:
Hämatit
Fe2O3
Farbe:
Härte:
Begleitminer.:
Vorkommen:
stahl- bis silbergrau,schwarz,
5-6
Jasper, Quarz, Rutil, Pyrit
England, Mexiko, Brazilien,
Australien
Magnetit: Fe3O4 (magnetisch)
schwarz, metallischer Glanz
5.5 - 6.5
Talk, Chlorit, Pyrit und Hämatit
Süd Afrika, Deutschland,
Russland, USA
3.2.1.6 CaCO3 Calzit
Farbe:
Härte:
Begleitminerale:
besondere
Eigenschaften:
Vorkommen:
variiert zwischen weiß, gelb, orange, pink, rot, braun, grün,
schwarz, grau, farblos, durchscheinend
3
Carbonate, Zeolite und fast alle anderen
löst sich in Säure, fluoresziert bzw. phosphoresziert
USA, Brasilien, Mexiko, England, Indien, Afrika
44
3.2.1.8 NaCl Kristall
Ionenkristall
• Symmetrie
• Gitterebenen
• Ebenen höchster
Atomdichte
bestimmen die
Kristallflächen
NaCl
fcc
3.2.1.9 Ionengitter von Kochsalz
ClNa+
45
3.3 7 Kristallsysteme
Kubisch
Tetragonal
Orthorohombisch
Hexagonal
Trigonal
Monoklin
Triklin
3.3.1 Elementarzelle
Elementarzelle, Element des Kristallgitters, mit dem durch Translationen
das vollständige Kristallgitter reproduziert werden kann. Eine
Elementarzelle ist die kleinste Einheit in Kristallen, die alle
vorhandenen Symmetrieelemente enthält.
46
3.3.1.1 Elementarzelle mit
Gitterkonstanten
3.3.2 14 Bravaisgitter
47
3.3.5.2 Gitter von Metallkristallen
Übungsfragen 1
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Nennen und beschreiben Sie die verschiedenen Aggregatzustände
Was versteht man unter Sublimation, bzw. Resublimation ?
Was ist ein Plasma ?
Was versteht man unter einem homogenen Mehrphasensystem ?
Was für ein System bildet Essig und Öl ?
Was versteht man unter einer Emulsion ?
Was versteht man unter dem Tripelpunkt des Wassers ?
Welche Teilchenwechselwirkungen bezeichnet man als chemische
Wechselwirkungen ? Erläutern Sie diese !
9. Welche Teilchenwechselwirkungen bezeichnet man als physikalische
Wechselwirkungen ? Erläutern Sie diese !
10. Geben Sie in der Elektronenstrichschreibweise die Formeln für molekularen
Stickstoff, Sauerstoff und Wasserstoff an !
11. Welche räumlichen Strukturen haben H2O, CH4 und SF6 ?
48
Übungsfragen 2
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
Was ist ein Dipol ? Erklären Sie die Dipolnatur des Wassermoleküls !
Erläutern Sie den Unterschied zwischen einem temporären und einem
permanenten Dipol ! Beispiele !
Was versteht man unter Van-der-Waals Kräften ?
Was für Arten von kristallinen Festkörperstrukturen kennen Sie ?
Erläutern Sie die Strukturen vom Diamantkristall und vom Graphit Welches
unterschiedlichen Eigenschaften resultieren daraus ?
Was ist ein Fulleren ?
Wie kann man sich Doppel- bzw. Dreifachbindungen erklären ? Geben Sie
Beispiele !
Übungsfragen 3
15.
16.
17.
18.
Erläutern Sie die Charakteristika der Ionenbindung !
Was versteht man unter einer Komplexbindung ?
Erläutern Sie die Charakteristika der Metallbindung !
Was ist ein Valenz-, bzw. Leitungsband ? Was versteht man unter dem
Fermieniveau ?
19. Zeichnen Sie das Bändermodell für einen typischen Halbleiter. Wie groß
ist die Bandlücke etwa ?
20. Warum leiten Metalle mit zunehmender Temperatur immer schlechter
den elektrischen Strom ?
49
Literatur
•
•
•
•
J. Hoinkins; E. Lindner; Chemie für Ingenieure; Verlag: Wiley-VCH Verlag
GmbH & Co. KGaA, 2007
P.W. Attkins; L. Jobnes; Chemie – einfach alles; Verlag: Wiley-VCH Verlag
GmbH & Co. KGaA, 2006
Römpp‘s Chemie Lexikon
DTV-Atlas zur Chemie
Web Links
Nachchlagen:
http://www.chemgapedia.de/vsengine/topics/de/vlu/index.html
http://jmol.sourceforge.net/
Halbleiterchemie:
http://www.ioffe.rssi.ru/SVA/NSM/
http://www.engr.sjsu.edu/WofMatE/Semiconductors.htm
http://www.engr.sjsu.edu/WofMatE/Metals&Alloys.htm
http://www.foresight.org/Conferences/MNT05/Papers/Gillett1/index.html
http://www.si2.org/
50