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Orbitalmodell

Organik
Aromatische Kohlenwasserstoffe

Das Orbitalmodell ist ein Atommodell, welches versucht das Atom in seiner Einheit und seinen Bestandteilen (Protonen, Neutronen, Elektronen) näher zu beschreiben, um so wiederum chemische Vorgänge besser erläutern zu können. Dieses Modell fasst vor allem die beweglichen Elektronen ins Auge, Neutronen und Protonen liegen als mittiger Atomkern vor und bilden die Bezugsachse zu den Elektronen.

Der wesentliche Unterschied zu den vorherigen Atommodellen (Dalton, Bohr) ist, dass in diesem Falle Elektronen nicht als stationär betrachtet werden, sondern 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.

Merke

Welle-Teilchen Dualismus, die De-Brogelie-BeziehungE = h * f = h * (c/λ)

E = Energie 
h = Plancksche Wirkungsquantum
f = Frequenz
c = Lichtgeschwindigkeit
λ = Wellenlänge

Ein Orbital an sich stellt den Aufenthaltsraum eines Elektrons (oder max. zweier Elektronen) dar, in dem es sich mit höchster Wahrscheinlichkeit unter Berücksichtigung aller wirkender Einflüsse befindet.

Nach der Heisenbergschen 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.

Merke

Orbital: wahrscheinlicher Aufenthaltsraum von Elektronen

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

Überblick:

Schale

Unterschale

Orbital

Unterschalenbezeichnung

Anzahl der Orbitale pro l

1

0

0

1s

1

2

0

0

2s

1

 

1

+1,0,-1

2p (x,y,z)

3

3

0

0

3s

1

 

1

+1,0,-1

3p (x,y,z)

3

 

2

+2,+1,0,-1,-2

3d

5

4

0

0

4s

1

 

1

+1,0,-1

4p

3

 

2

+2,+1,0,-1,-2

4d

5

 

3

+3,+2,+1,0,-1,-2,-3

4f

7

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 Achsen
image

Pauli-Prinzip: Es können keine Elektronen miteinander in einem Orbital verpaart werden, 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.

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 - Hybridorbitale

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 Orbitale; durch die neuen Umstände formen sich so aus den vorherigen neue Hybridorbitale.

Hybridorbital
Hybridorbital

Vorteile:

  • günstigere Orientierung auf Bindungspartner
  • größere räumliche Ausdehnung
  • bessere Überlappung je stabilerer Bindung

Durch diese Hybridisierung werden erst räumliche Anordnungen 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

Einfachbindung,

4 Substituenten

4 sp3-Bindungsorbitale, kein p-Orbital bleibt übrig

C-C-H-Winkel 109 °

Tetraeder

Zweifachbindung,

3 Substituenten

3 sp2-Bindungsorbitale, je ein p-Orbital für C-C-Doppelbindung

C-C-H-Winkel 120°

trigonal-planar

Dreifachbindung,

2 Substituenten

2 sp-Bindungsorbitale, je zwei p-Orbitale pro C- für Dreifachbindung

C-C-H-Winkel 180°

linear

Methan als Beispiel für sp3-Hybridorbitale.
Methan als Beispiel für sp3-Hybridorbitale.
Ethan als Beispiel für sp2-Hybridorbitale (Doppelbindung).
Ethan als Beispiel für sp2-Hybridorbitale (Doppelbindung).
Dreifachbindung im Ethin.
Doppelbindung im Ethen dargestellt als Pi-Elektronenwolke.

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

Einfachbindung

1xSigma

Zweifachbindung

1xSigma, 1xPi

Dreifachbindung

1xSigma, 2xPi

Lückentext
Definieren Sie die Parameter zur Orbital-Definierung:

Die Orbitale werden durch 4 sogenannte Quantenzahlen charakterisiert:

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