Kjemisk forbindelse

Den kjemiske bindingen er et fysisk-kjemisk fenomen der to eller flere atomer eller ioner fast til kjemiske forbindelser er bundet til hverandre. Dette er basert på det faktum at det er energisk gunstigere for de fleste atomer eller ioner å være bundet til egnede bindingspartnere i stedet for å være til stede som en enkelt (ubundet) partikkel.

Grunnlaget for bindingen er elektrostatiske interaksjoner eller interaksjoner mellom elektronene til to eller flere atomer. I mange tilfeller spiller begge bindingsmekanismene en rolle. Parametere som er viktige for å beskrive en binding og som kan undersøkes eksperimentelt, er bindingslengden som et mål på avstanden mellom to atomkjerner og bindingsenergien , som indikerer styrken til en binding. Den kjemiske bindingen er grunnlaget for at molekyler og dermed kjemiske forbindelser kan dannes, og er derfor en av de viktigste grunnlaget for kjemi .

Kjemiske bindinger kan deles inn i forskjellige typer. I ioniske krystaller dominerer den ioniske bindingen basert på elektrostatiske interaksjoner , i metaller er den metalliske bindingen basert på elektroner som beveger seg fritt . Derimot er dannelsen av molekyler og komplekser basert på lokaliserte bindinger som er basert på dannelsen av elektronpar . Innenfor de lokaliserte elektronparbindingene skilles det ofte mellom den kovalente bindingen , der hvert atom bidrar med et elektron til bindingen, og den koordinerende bindingen i komplekser, der et elektronpar av en ligand samhandler med en tom bane i sentralt atom. I spesielle tilfeller kan multisenterobligasjoner oppstå. Metalliske, ioniske og kovalente bindinger er idealiseringer av kjemiske bindinger.

Noen ganger telles svake interaksjoner, som Van der Waals-interaksjoner , dipolinteraksjoner og hydrogenbindingen, blant de kjemiske bindingene. Dette er imidlertid ikke sterke kjemiske bindinger, men heller svake tiltrekningskrefter som virker mellom individuelle molekyler.

For beskrivelsen av bindingene i molekyler, har forskjellige teorier blitt fremmet i teoretisk kjemi , men de er alle bare så nøyaktige som mulig tilnærminger av den faktiske bindingssituasjonen. De inkluderer valensstruktur og molekylær orbitalteori .

Obligasjoner kan deles ved å tilsette energi, for eksempel i form av varme eller lys . De resulterende individuelle atomer eller molekyler har ofte en høy tendens til å binde seg igjen. Ombindingen kan finne sted på det tidligere spaltede stedet, eller det skjer ved andre atomer eller molekyler. Dette er et grunnlag for kjemiske reaksjoner .

historie

Linus Pauling mottok blant annet Nobelprisen i kjemi i 1954 for sitt arbeid med kjemisk binding.

Utviklingen av ulike teorier om kjemisk binding er nært knyttet til utviklingen av teorier og eksperimenter om formen til det enkelte atom . De første betong teorier har vært etter oppdagelsen av de elektron ved JJ Thomson etablerte 1897th I sin atommodell forestilte Thomson seg at de kjemiske bindingene er basert på elektrostatiske krefter som er skapt ved overføring fra ett atom til et annet. Dette førte først til antagelsen om at kjemiske bindinger alltid må ha en polær struktur.

På grunn av egenskapene til organiske forbindelser, som ikke kunne forklares med polare bindinger, og eksperimenter med kanalstråler , ble det snart klart at det også måtte være en ikke-polær binding. Gilbert Lewis mistenkte først i 1916 at den ikke-polære bindingen er basert på sammenkoblede elektroner. Denne teorien var også kompatibel med atommodellene Rutherford og Bohr , som siden hadde erstattet Thomsons modell.

Med utviklingen av kvantemekanikk og fremfor alt formuleringen av Schrödinger-ligningen av Erwin Schrödinger i 1926, kunne mer presise teorier om binding etableres. Den første kvantemekaniske teorien ble utviklet med valensstrukturteorien i 1927 av Walter Heitler og Fritz London . Den opprinnelige Teorien var opprinnelig bare for den enkleste molekylet H 2 + ion fra to protoner gyldige og en elektron. Linus Pauling utvidet teorien mye ved å introdusere orbital og hybridisering slik at teorien kunne brukes på mer kompliserte molekyler.

Også i 1927 etablerte Friedrich Hund og Robert Mulliken den mer presise molekylære baneteorien . Dette var i utgangspunktet bare anvendelig på enkle molekyler, men ble gradvis utvidet, for eksempel i 1930 av Erich Hückel ved en mer presis forklaring på flere bindinger med forklaringen på π-bindingen.

Etter at de grunnleggende kvantemekaniske teoriene ble etablert, prøvde forskjellige forskere å forklare fenomener observert i organisk eller uorganisk kjemi gjennom disse teoriene. Viktige eksempler er ligandfeltteorien for komplekser , som ble utgitt i 1951 av Hermann Hartmann og FE Ilse og 1968 av Robert B. Woodward og Roald Hoffmann etablerte Woodward-Hoffmann-regler som tillater en bestemt type organiske reaksjoner, perisykliske reaksjoner basert på Molekylær orbitalteori kunne forstås.

Med utviklingen av datamaskinen fra rundt 1950 ble mer kompliserte teoretiske beregninger på kjemiske bindinger mulig. En viktig utvikling for dette var blant annet Roothaan-Hall-ligningene av Clemens CJ Roothaan og George G. Hall i 1951, som er viktige i Hartree-Fock-metoden . Fra 1964 utviklet Walter Kohn endelig en annen mulighet for teoretisk beregning av kjemisk binding med tetthetsfunksjonell teori . For dette mottok han Nobelprisen i kjemi i 1998.

Jonisk bånd

Stilisert ionegitter ( natriumkloridstruktur )

Den ioniske bindingen er en rundstridig binding med et langt område som har samme styrke i alle romlige retninger. Det er den dominerende typen binding i salter , dvs. forbindelser av metaller og ikke-metaller som periodisk er ordnet i gitter. Når metaller og ikke-metaller reagerer, fører den store forskjellen i elektronegativitet til en overføring av valenselektroner av metallet til ikke-metallet og dermed til elektrisk ladede atomer, de såkalte ionene . Jo større forskjellen i elektronegativitet, jo mer overføres valenselektronene og jo mer ionisk er bindingen. Imidlertid er det i alle ioniske bindinger også kovalente deler av bindingen. Ved svake forskjeller er det bare en liten overføring, og det er nødvendig å ta begge deler i betraktning når obligasjonen beskrives.

Elektrostatiske interaksjoner mellom forskjellige ladede ioner er primært ansvarlige for bindingen i ionkrystaller . Teoretisk kan den energiske strukturen beskrives godt med gitterenergien . For dette formålet blir de attraktive og frastøtende kreftene mellom ionene, samt frastøtningen av de gjennomtrengende elektronskallene, tatt i betraktning og Coulombs lov blir tatt i betraktning. Rutenettet er også inkludert via Madelung-konstanten .

Den ioniske bindingen er en sterk binding. Typiske verdier for gitterenergier av ioniske stoffer er 787 kJ / mol (8,2  eV ) for natriumklorid og 3850 kJ / mol (39,9 eV) for det mer høyt ladede magnesiumoksid (bestemt ved hjelp av Born-Haber-syklusen ). Dette medfører høye smeltetemperaturer for mange stoffer med en ionisk struktur. Siden bindingen ikke er rettet, er den ikke sterkere enn mange kovalente bindinger som bare fungerer i et molekyl og ikke mellom molekylene til et stoff. Den elektrostatiske naturen til den ioniske bindingen forårsaker sprøheten av mange ionekrystaller, siden når det er et skifte mellom ionene, henger ioner med samme ladning lett sammen, frastøter hverandre og bryter dermed krystallet fra hverandre.

Kovalent binding

Typisk strukturformel (her aceton )

Den kovalente bindingen er bindingen som dominerer i ikke-metallforbindelser og -komplekser . I motsetning til den ioniske bindingen er den rettet og bundet til et spesifikt punkt mellom to individuelle atomer. Unntak er multisenterbindinger , der tre eller flere atomer er bundet kovalent, og de avlokaliserte π-bindinger , der flere bindinger er smeltet sammen i en enkelt sky av elektroner.

Kovalente bindinger er vanligvis basert på det som kalles et elektronpar , som dannes fra valenselektronene til de involverte atomer. For å representere en kovalent binding i en kjemisk formel, er den symbolisert i Lewis-formelen med en linje, noen ganger med to prikker. Teoretisk blir den kovalente bindingen forklart med to forskjellige teorier, den molekylære orbitalen og teorien om valensstruktur. Eldre teorier for komplekser er krystallfeltet og ligandfeltteorien , men bindingsforholdene i komplekse forbindelser kan forutsies mer presist ved hjelp av molekylær orbitalteori.

Styrken til en kovalent binding avhenger av typen binding, atomene som er involvert og bindingslengden . De sterkeste kovalente bindingene er de korte trippelbindinger av elementer i den andre perioden som karbon , nitrogen eller oksygen , så dissosieringsenergien til en nitrogen-nitrogen trippelbinding er 941.7 kJ / mol (9.8 eV). Bindingsenergier for enkeltbindinger er vanligvis mellom 150 og 500 kJ / mol (ca. 1,5-5 eV), for dobbeltbindinger er bindingsenergier vanligvis 500-800 kJ / mol (5-8 eV) for den andre perioden (OO dobbeltbinding: 493,6 kJ / mol, CO-dobbeltbinding: 798,9 kJ / mol), for de svakere dobbeltbindingene i de høyere periodene nedenfor.

Valensstrukturteori

Valensstrukturteorien prøver å beskrive en binding kvantemekanisk . Det er først for hydrogenmolekylet med to protoner, og to elektroner med forskjellig spinn er blitt fremstilt og kan brukes ved tilsetninger og forenklinger for komplekse molekyler. For nøyaktige beregninger må bølgefunksjonene til de involverte elektronene først etableres. Disse varierer avhengig av banen som elektronet befinner seg i. I motsetning til molekylær orbitalteori , blir bindingene vanligvis sett på individuelt og ikke molekylet som en helhet.

I den enkleste tilnærmelse, den totale bølgefunksjonen Ψ av H- 2 blir molekyl betraktes som produktet av de to bølgefunksjonene for de to elektroner.

A: 1. atom, B: 2. atom, 1: 1. elektron, 2: 2. elektron

Dette tar ennå ikke hensyn til noen påvirkning mellom elektronene og gjelder derfor bare to isolerte hydrogenatomer. For mer presise resultater for bundne atomer, må utvekslingsenergien inkluderes, noe som skyldes at elektronene ikke er lokalisert på ett atom, men snarere har en sannsynlighet for å være lokalisert på begge . Bølgefunksjonen kalles da

skrevet. Med forbedringer, slik som inkluderingen av skjermingen , kan en ytterligere tilnærming av teorien til den eksperimentelle verdien oppnås.

Hybridisering er et viktig konsept som kan brukes til å utvide valensstrukturteori til mer komplekse molekyler . For dette formålet dannes hybridorbitaler fra forskjellige typer orbitaler. De mest kjente er sp 3 hybrid orbitaler dannet av en s og tre p orbitaler , som hovedsakelig brukes til å forklare bindingssituasjonen i karbonatomer . De tre p-orbitalene i karbonatomet og 2s-orbitalen brukes til å danne fire identiske sp 3- hybridorbitaler, som er ordnet på en tetraedral måte og danner bindinger til nærliggende atomer. Det er også mulig at bare en eller to av p-orbitalene er involvert i hybridiseringen. Da dannes sp eller sp 2 hybrid orbitaler. Begrepet hybridisering er imidlertid ikke egnet til å forutsi forbindelser med en tidligere ukjent romlig struktur, siden den ble utviklet ved å starte fra den romlige strukturen og blande passende orbitaler på en slik måte at de beskriver den virkelige strukturen. Derfor kan konklusjoner om hybridorbitalene bare trekkes fra den romlige strukturen, men ikke omvendt.

Avhengig av hvilke orbitaler som er involvert, skilles forskjellige typer binding. Hvis en binding er rotasjonssymmetrisk rundt kjerne-kjerneforbindelsesaksen, er den en σ-binding . Dette består vanligvis bare av s og / eller sp hybrid orbitaler. I sjeldne tilfeller dannes en σ-binding av to d z²- orbitaler. σ-bindinger ligger direkte på forbindelsesaksen mellom atomene og har ikke noe nodalplan . p-orbitaler danner π-bindinger som ligger over og under kjerneforbindelsesaksen og har et nodalplan. De er viktige for å beskrive dobbelt- og trippelbindinger . Fire- eller dobbeltbindinger forekommer også svært sjelden , som i tillegg til σ- og π- bindinger har δ-bindinger dannet av d-orbitaler .

Molekylær orbital teori

Molekylorbital ordningen av  hydrogen  H 2
Molekylært orbitalskjema av  helium  He 2

I likhet med valensstrukturteorien er den molekylære orbitalteorien en teori basert på kvantemekaniske prinsipper. I denne tilnærmingen blir imidlertid ikke atomene vurdert separat, men en molekylær bane blir først dannet fra de enkelte atomorbitaler, der elektronene klassifiseres i henhold til Hunds regel og Pauli-prinsippet .

Molekylære orbitaler dannes av en lineær kombinasjon av de involverte atomorbitalene ("LCAO-metoden"). Den lineære kombinasjonen skaper alltid to molekylære orbitaler, en binding og en antibonding, som tilsvarer addisjonen eller subtraksjonen av bølgefunksjonene til de to atomorbitalene.

Dannelse av den bindende orbitalen
Dannelse av den antibondende orbitalen

I den bindende molekylære orbitalen er overlappingsintegralen positiv, noe som øker elektrondensiteten mellom atomene. På grunn av den økte elektrontettheten er kjernene bedre skjermet fra hverandre, noe som er energisk gunstig. Det dannes derfor en binding. I antikondensering er imidlertid overlappingsintegralet negativt, det er et nodalplan og en lavere elektrontetthet mellom kjernene. Siden dette er energisk ugunstig, kan ingen bånd dannes.

Den energetisk gunstigste avstand mellom to atomer og energigevinst i bindingen sammenlignet med ubundet tilstand, som bestemmer styrken på bindingen, kan fastslås i enkle systemer som for eksempel H- 2 og H- 2 + -molekyl i henhold til LCAO tilnærming (Linear Combination of Atomic Orbitals) kan beregnes omtrent med potensialet . For å gjøre dette må ulike attraktive og frastøtende faktorer tas i betraktning. På den ene side er dette den gjensidige frastøting av de som-ladede kjerner og, i multi-elektronsystemer slik som H 2 -molekylet, også de elektroner mellom seg. På den annen side har interaksjonene mellom de positivt ladede kjernene og de negativt ladede elektronene en attraktiv effekt og forårsaker dermed en gevinst i energi. En obligasjon kan bare være stabil når potensialkurven beregnet ut fra disse faktorene viser et minimum.

Hvis bindings- og antibondingsorbitalene i en molekylær bane er okkupert av elektroner, kan bindingsrekkefølgen bestemmes. For dette formål trekkes antall elektroner i de antikondenserende molekylære orbitalene fra det i de bindende molekylære orbitalene. Hvis den teoretiske bindingsrekkefølgen er null , som i tilfellet med He 2- molekylet, er molekylet ustabilt, og molekylet holdes bare sammen av de svake van der Waals-interaksjonene.

Krystallfelt og ligandfeltsteori

Splitting i det oktaedriske ligandfeltet

Krystallfeltteorien og dens forlengelse, ligandfeltteorien, prøver å forklare bindingssituasjonen i komplekser , dvs. forbindelser med et metallsenter, vanligvis et overgangsmetall , og omkringliggende ligander , ikke-metallatomer eller små molekyler som klorid eller vann .

I motsetning til de fleste molekyler spiller d-orbitalene til metallatomet en avgjørende rolle i bindingen i komplekser. Energien til disse påvirkes av elektrostatiske interaksjoner med ligandene. Avhengig av geometrien til komplekset økes energien til de enkelte orbitalene i forskjellige grader. Derfor blir degenerasjonen til de forskjellige orbitalene avskaffet og orbitalenergiene blir delt opp, noe som er typisk for hver komplekse geometri. Klyvingens styrke avhenger av typen sentralion, dens oksidasjonstilstand , geometrien til komplekset og typen ligander. Deres forskjellige evne til å dele energi er spesifisert i den spektrokjemiske serien .

Mange egenskaper til komplekser kan forklares godt med krystallfeltteorien. På denne måten kan fargen, de magnetiske egenskapene og stabiliteten til kompleksene forutsies. Teorien er imidlertid begrenset, da den spesielle styrken til karbonmonoksid som en ligand og den nefelauxetiske effekten ikke kan forklares ved bruk av krystallfeltteori. Mer presise resultater er gitt av molekylær orbitalteori, der ikke bare d-orbitalene til det sentrale atomet, men alle involverte orbitaler er inkludert i beregningene.

Samhold

Samholdet, dvs. antall bindinger som et atom kan danne, bestemmes av orbitalene. I følge edelgassregelen er det gunstig å danne fullt okkuperte eller tomme orbitaler. I tillegg danner de større d- og f-orbitalene energisk gunstige halvopptatte orbitaler (d 5 og f 7- konfigurasjon), der alle orbitaler er okkupert av et elektron med en parallell spinn . Dette er grunnen til at et atom vanligvis aksepterer så mange elektroner fra nærliggende atomer og danner bindinger til det har nådd edelgasskonfigurasjonen . Siden det maksimale antallet valenselektroner som et atom i andre periode kan nå er åtte, brukes ofte oktettregelen . For eksempel har oksygen i seg selv seks valenselektroner og kan absorbere to til. Følgelig danner den vanligvis to bindinger med andre atomer; det stabile oksydionet er dobbelt negativt ladet ved å akseptere to ekstra elektroner.

Metallisk binding

I metallbindingen, i motsetning til den ioniske eller kovalente bindingen, er det fritt bevegelige elektroner som ikke er bundet til et bestemt atom. En enkel modell er den for elektrongassen , der valenselektronene danner en negativt ladet "gass" som helt omgir de positivt ladede "atomkjernene" til et metallgitter og tar seg av ladningsbalansen. Energiforsterkningen når en metallbinding dannes, skyldes først og fremst den sterke reduksjonen i kinetisk energi til partiklene i elektrongassen. Et stabilt metallgitter resulterer fra overposisjon og summering av frastøtingen mellom atomkjernene og tiltrekningen mellom elektrongassen og de positivt ladede metallkationene i en likevektsavstand mellom atomkjernene . I solid tilstand er disse ordnet i nærmest mulig pakning; ca 60% av alle metaller krystalliserer seg i den sekskantede eller kubiske nærmeste pakningen av kuler .

Båndmodell for ledere, halvledere og ikke-ledere

En mer presis modell av metallbindingen er bandmodellen avledet fra molekylær orbitalteori , som hovedsakelig brukes til å beskrive metaller, men kan også forklare egenskapene til salter og halvledere . I prosessen dannes bindende og antikondenserende molekylære orbitaler fra valensorbitalene. På grunn av Pauli-prinsippet har hver atombane en litt annen energi, slik at de molekylære orbitalene i metallet danner bredbånd. Båndene dannet av forskjellige molekylære orbitaler kan overlappe hverandre eller det dannes båndgap mellom dem.

Elektronene fyller båndene opp til et visst nivå, Fermi-nivået . Hvis dette ligger i et bånd, er det nesten ikke nødvendig med energi for overgangen av et elektron fra det okkuperte til det ledige nivået, og et metall med den typiske ledningsevnen er til stede. Hvis Fermi-nivået er i et båndgap, er denne enkle overgangen av et elektron til ledningsbåndet ikke lenger mulig, stoffet er ikke ledende. Når det gjelder småbåndshull, er det imidlertid mulig at elektronene fremdeles kan overvinne gapet på grunn av ekstern tilførsel av energi, for eksempel i form av varme, og et slikt stoff blir ledende. Disse stoffene kalles derfor halvledere.

Svake bånd

Svake bindinger telles noen ganger også blant bindingene, men er faktisk ikke bindinger i molekyler, men interaksjoner som virker mellom forskjellige molekyler og kan brytes med lav energiinngang. Som regel er den kinetiske energien til atomene og molekylene tilstrekkelig til å bryte en slik binding igjen etter veldig kort tid.

Den sterkeste av de svake bindingene er hydrogenbindingen . Dette dannes mellom hydrogenatomer bundet til nitrogen, oksygen eller fluor, og på grunn av den store elektronegativitetsforskjellen , sterkt positivt delvis ladede hydrogenatomer og frie elektronpar av disse elementene. Den mest kjente forbindelsen som danner hydrogenbindinger er vann . Men ammoniakk , hydrogenfluorid og andre forbindelser som har NH- eller OH-bindinger, som aminosyrer eller DNA , er også i stand til å gjøre dette. På grunn av sin styrke påvirker hydrogenbindingen stoffets egenskaper. Effekten deres mellom vannmolekyler er blant annet ansvarlig for det uvanlig høye smeltepunktet for vann.

Betydelig svakere er Van der Waals-interaksjonene , der forskjellige fenomener som London-krefter og dipol-dipol-interaksjoner er oppsummert. Disse kreftene kan forklares med spontane og induserte dipoler eller permanente dipoler som virker mellom molekylene til de respektive stoffene. Dette er grunnen til at stoffer som inneholder ikke-polare molekyler også kan være til stede som væsker eller faste stoffer under standardbetingelser .

Teoretiske beregninger

For undersøkelsen av obligasjoner, i tillegg til målingen av materialegenskaper, hvorfra konklusjoner kan trekkes om egenskapene til obligasjonen, er teoretiske beregninger av stor betydning. Forsøket er gjort for å løse Schrödinger-ligningen som er etablert for et gitt system . Siden disse beregningene ikke kan utføres i lukket form selv for enkle molekylære systemer (i det minste uten drastiske tilnærminger ) og vanligvis er numerisk komplekse, blir de vanligvis utført ved hjelp av passende dataprogrammer. De såkalte ab initio- metodene brukes ofte , som klarer seg uten empiriske parametere. En metode som også brukes til mer komplekse systemer er Hartree-Fock-metoden . Målet her er å bruke bølgefunksjonene til de enkelte elektronene til å beregne den totale bølgefunksjonen til elektronene i systemet, dvs. et molekyl, for eksempel. For dette formålet er produktet av de enkelte orbitalene satt opp i form av Slater-determinanten . I henhold til Rayleigh-Ritz-prinsippet er energien beregnet ved bruk av Slater-determinanten alltid større enn eller lik systemets faktiske energi. Minimumsenergien kan deretter beregnes ved å variere orbitalene. En rekke såkalte post-Hartree-Fock-metoder er basert på Hartree-Fock-metoden, som ofte er utilstrekkelig nøyaktig for kvantitative formål .

En annen teori som kan brukes til å studere obligasjoner er tetthetsfunksjonell teori . I motsetning til Hartree-Fock-metoden beregner den ikke med bølgefunksjonene til de enkelte elektronene, men med elektrontettheten .

Måling av bindingsegenskaper

Type og styrke av kjemiske bindinger kan ikke observeres direkte, men må avledes fra egenskapene til et stoff. Materialegenskaper som gir informasjon om en bindings natur, er for eksempel smeltepunkt , glans , optiske egenskaper eller duktiliteten til en forbindelse. Et høyt smeltepunkt, sprøhet eller optisk gjennomsiktighet er indikasjoner på en ionebinding, mens metallisk glans, opasitet og duktilitet indikerer metallbindinger. På den annen side har kovalent strukturerte forbindelser ofte et lavt smeltepunkt og er derfor ofte i flytende eller gassformig tilstand. Imidlertid er disse egenskapene ikke klare, så diamant har egenskaper som optisk gjennomsiktighet og høyt smeltepunkt, som indikerer ionebindinger, men består fullstendig av kovalente bindinger.

For en mer detaljert undersøkelse av bindingen, må bindingslengden og bindingsenergien samt geometrien til en forbindelse bestemmes. Undersøkelsesmetoder for å bestemme disse egenskapene varierer avhengig av type tilkobling og fysisk tilstand. De viktigste metodene for å bestemme bindingslengden i faste stoffer er røntgen- og nøytrondiffraksjon . De kan brukes til å bestemme posisjonene til de enkelte atomer i krystallet og dermed avstandene og binde vinklene til hverandre. Imidlertid kan disse metodene bare brukes med faste stoffer, ikke med væsker eller gasser. Når det gjelder ganske enkelt strukturerte gassformige molekyler, kan en bindingslengde beregnes fra rotasjonsspektre ved hjelp av treghetsmomentet . Siden geometrien også har innflytelse på treghetsmomentet, kan den også avledes fra rotasjonsspektrene.

Den eksakte bindingsenergien kan ikke bestemmes eksperimentelt. Det bestemmes omtrent fra dissosiasjonsenthalpiene til de enklest mulige molekylene; for nøyaktige teoretiske verdier må ytterligere faktorer som nullpunktenergi , rotasjonsenergier eller volumarbeid tas i betraktning. Vibrasjonsspektroskopi kan brukes til å bestemme entalpi av dissosiasjon . Akkurat som bindingsenergien til en kovalent binding, kan ikke gitterenergien til en ionisk forbindelse måles direkte. Den beregnes indirekte ved hjelp av Born-Haber-syklusen .

Informasjon om bindinger kan også fås fra kinetiske studier som kollisjons- og spredningseksperimenter i molekylstrålen . Disse kan brukes til å bestemme potensielle områder av molekyler og dermed styrken til en binding og den gunstigste avstanden mellom to atomer.

litteratur

weblenker

Individuelle bevis

  1. ^ A b c William H. Brock: Viewegs history of chemistry. Vieweg, Braunschweig 1997, ISBN 3-540-67033-5 , s. 292-319.
  2. a b Friedrich Hund: Tidlig historie om kvantemekanisk behandling av den kjemiske bindingen. I: Angewandte Chemie 89, 1977, s. 89-94 ( doi: 10.1002 / anie.19770890206 ).
  3. a b Werner Kutzelnigg: Introduksjon til teoretisk kjemi, del II: Den kjemiske bindingen. Wiley-VCH, Weinheim 2002, ISBN 3-527-30609-9 , s. 4-7.
  4. ^ Walter Kohn: Elektronisk struktur av materie - bølgefunksjoner og tetthetsfunksjoner . Nobelprisforedrag, 1999. ( pdf )
  5. Peter W. Atkins, Julio de Paula: Fysisk kjemi. 4. utgave. Wiley-VCH, Weinheim 2006, ISBN 3-527-31546-2 , s. 1129.
  6. a b James E. Huheey, Ellen A. Keiter, Richard L. Keiter: Uorganisk kjemi. 3. Utgave. de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017903-2 , s. 480.
  7. a b James E. Huheey, Ellen A. Keiter, Richard L. Keiter: Uorganisk kjemi. 3. Utgave. de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017903-2 , s. 1164–1167.
  8. Werner Kutzelnigg: Introduksjon til teoretisk kjemi, del II: Den kjemiske bindingen. Wiley-VCH, Weinheim 2002, ISBN 3-527-30609-9 , s. 63 ff.
  9. RE Grisenti, W. Schöllkopf, JP Toennies, GC Hegerfeldt, T. Koehler, M. Stoll: Bestemmelse av bindingslengden og bindingsenergien av helium dimer ved diffraksjon fra et transmisjonsgitter. I: Phys. Prest Lett. 85, nr. 11, 2000, s. 2284-2287 ( doi: 10.1103 / PhysRevLett.85.2284 ).
  10. ^ Siegfried Hunklinger: Solid State Physics. Oldenbourg Wissenschaftsverlag, 2007, ISBN 978-3-486-57562-0 , s. 25.
  11. ^ Hans P. Latscha, Helmut A. Klein, Klaus Gulbins: Kjemi for laboratorieteknikere og kjemiske teknikere. 2. Generell og uorganisk kjemi. 2. utgave. Springer, 1992, ISBN 3-540-55164-6 , s. 61-63.
  12. Oppføring på Hartree-Fock-metoden. I: Römpp Online . Georg Thieme Verlag, åpnet 3. januar 2015.
  13. Oppføring på tetthetsfunksjonell teori. I: Römpp Online . Georg Thieme Verlag, åpnet 3. januar 2015.
  14. James E. Huheey, Ellen A. Keiter, Richard L. Keiter: Inorganische Chemie. 3. Utgave. de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017903-2 , s. 1155-1159.
  15. ^ Dudley R. Herschbach: Molekylær dynamikk av kjemiske elementære reaksjoner (Nobel forelesning). I: Angewandte Chemie 99, nr. 12, 1986, s. 1251-1275 ( doi: 10.1002 / anie.19870991206 ).
Denne artikkelen ble lagt til listen over gode artikler 13. juni 2009 i denne versjonen .