Exkurs: Das Orbitalmodell

Mit dem momentan (im Schulbuch) gültigen Orbitalmodell wird versucht das Atom in seiner Einheit und seinen Bestandteilen (Protonen, Neutronen, Elektronen) näher zu beschreiben. Dieses Atommodell dient dazu auf diesem Wege chemischer Vorgänge besser zu erläutern. Im Fokus des Atommodells liegen die für Bindungen extrem wichtigen Elektronen als auch die im Kern lokalisierten Neutronen und Protonen.

Das Orbitalmodell betrachtet im Gegensatz zu den Vorschlägen von Dalton und Bohr die Elektronen nicht als stationäre, sich auf einer "Umlaufbahn" befindliche negative Teilchen, sondern verstehen die Elektronen nach der De- Broglie-Beziehung als Teilchen und als Welle, die sich im Raum bewegen.

Somit weist ein Elektron eine Masse, eine Energie, aber auch eine Wellenlänge auf.

Das Orbital

Die Kunst der Orbitale

Ein Orbital an sich, stellt einen Aufenthaltsraum eines (max. 2) Elektron da, in welchem es sich mit höchster Wahrscheinlichkeit unter Berücksichtigung aller wirkender Einflüsse, befindet.

Nach der Heisenbergsche Unschärferelation ist es für uns nicht möglich Ort und Impuls eines Elektrons definitiv zu bestimmen, da wir Körper mit Licht sehen, aber jedes Photon dem Elektron so viel Energie verleiht, dass es wieder an einem anderen Ort ist und unter einem anderen Impuls liegt.

Da wir natürlich mit zunehmender Entfernung vom Kern und Anzahl an Elektronen verschiedene Einflüsse haben, verändert sich auch die Form der Orbitale entsprechend. Die Orbitale werden durch 4 sogenannte Quantenzahlen charakterisiert:

• Hauptquantenzahl abgekürzt mit n, bezeichnet die Schale, der ein Elektron angehört und entspricht dem Bohr-Atommodell, je größer, desto weiter vom Kern entfernt.
• Nebenquantenzahl abgekürzt mit l, bezeichnet die Unterschale, n-1 = l, l = 0,1,2,3....;
• Magnetquantenzahl abgekürzt mit m, beschreibt die räumliche Ausrichtung der
  Unterschale im Magnetfeld, Werte: -1,0,+1...
• Spinquantenzahl abgekürzt mit s: +1/2, -1/2 je nach Drehrichtung des Elektrons

p-Orbital

Überblick und Formen der Orbitale:

Die räumliche Ausordnung wird immer vom Nullpunkt in einem 3D-Koordinatensystem betrachtet.

• s-Orbital: kugelförmig, Ausdehnung in 3 Raumrichtungen von der 0 aus in einem 3D-Koordinatensystem
• p-Orbital: hantelförmig, 3 verschiedene Formen, je nach Ausrichtung im 3, px, py, pz
• d-Orbital: Unterschiedlich, erstrecken sich über die Flächen zwischen den Achse

Pauli-Prinzip: Es können keine Elektronen miteinander in einem Orbital verpaart, wenn sie in allen 4 Quantenzahlen übereinstimmen, zumindest im Spin müssen sie sich unterscheiden.

Hundsche-Regel: Alle Orbitale werden zunächst mit Elektronen des gleichen Spins besetzt, dann mit antiparallelem Spin. Ist ein Orbitalsatz s, p, d, f voll, halb oder gar nicht besetzt, sind diese stabil.

Orbitaltypen

Atomorbitale: Orbitale im Atom, entartete = energetisch gleich Orbitalüberlappung: Überlappungen von Orbitalen liegen bei Bindungen zwischen Atomen
vor Molekülorbitale: Überlappte Orbitale der Atome in Molekülen Hybridisierung: Vom Grundzustand angehobene gemischte Orbitale, Linearkombination
Werden Elektronen durch Energiezufuhr, die Promotionsenergie, in einen angeregten Zustand versetzt, so steigen diese in ein energetisch höheres Niveau auf, ihr Aufenthaltsraum (Orbital) wird dabei „mitgenommen“. Das führt zum Zusammenführen mit anderen Orbitalen, zu einem Mischen der Orbitalen; durch die neuen Umstände formen sich so aus den vorherigen neue Hybridorbitale.

Vorteile:

• günstigere Orientierung auf Bindungspartner
• größere räumliche Ausdehnung
• bessere Überlappung
• stabilere Bindung

Durch diese Hybridisierung werden erst räumliche Anordnung in dem uns bekannten Maße möglich, bestimmte Bindungswinkel gebildet. Man unterscheidet vor allem sp, sp² und sp³.
Beispiel: Kohlenstoffatom, 2s-Orbtial und 3 x 2p-Orbitale

Bindungstypen

• Sigma-Bindung: Bindung um die Kern-Verbindungsache, px-Überlappung/Hybridorbital
• Pi-Bindung: Bindung seitlich der Kern-Verbindungsachse, py und pz- Überlappung/Hybridorbital auch möglich