From Vision to Version - Step by step guide for crafting and aligning your product vision, strategy and roadmap. Daniel Thulfaut

Чтение книги онлайн.

      7) Orbitalmodell und MO-Theorie

      49) Die Orbitaltheorie beschreibt den Aufenthaltsbereich der Elektronen in der Atomhülle anders als das Bohr’sches Atommodell nicht auf „Bahnen“ und in „Schalen“, sondern „wellenmechanisch“ in Räumen erhöhter Aufenthaltswahrscheinlichkeit. Elektronen sind hier nicht nur „Teilchen“ sondern auch „stehende Wellen“, die sich in diesen Orbitalen aufhalten.

      50) Vereinfachtes Orbitalmodell: Die Elektronen halten sich im Atom nicht auf Bahnen, sondern in Kugelwolken auf – jeweils zwei in einer Kugelwolke („Elektronenpaare“) und je „Schale“ gibt es vier Kugelwolken („Elektronenoktett“).

       Kugelwolkenmodell: Das Elektron befindet sich nicht auf einer festen Bahn, sondern hält sich im Atom mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit in einem zumeist kugelförmigen Raum auf (dem Orbital, der Kugelwolke). Ein zweites Elektron kann hinzukommen, dann aber ist der Aufenthaltsraum voll, ein neuer Aufenthaltsraum wird aufgefüllt. Immer wenn vier Aufenthaltsräume voll sind, geht das nachfolgend aufgefüllte Elektron in einen neuen, leeren Aufenthaltsraum, der eine Schale weiter vom Kern entfernt liegt.

      51) Ein Atomorbital (AO) ist der Aufenthaltsbereich eines Elektrons oder Elektronenpaares in einem Einzelatom(s-,p-,d-,f-Orbital: kugel-, hantel-, doppelhantelförmig usw.). Beispiel: In der innersten und zweitinnersten „Schale“ (1. Energieniveau) existieren kugelförmige s-Atomorbitale (1s, 2s) und in der zweitinnersten Schale (2. Energieniveau) existieren entlang der x-, y- und z-Achse je ein hantelförmiges p-Orbital (2p_x, 2p_y, 2p_z): Bildquelle: Gemeinfrei, unter https://de.wikipedia.org/wiki/Datei:AOs-3D-dots.png Abbildung: Computergenerierte Darstellung der Wahrscheinlichkeitsdichte des 1s-Orbitals mithilfe einer (sehr feinen) Punktwolke Bildquelle: R.J.Hall, wikimedia commons, über: https://de.wikipedia.org/wiki/Datei:Orbital_s1.png (GNU-Lizenz für freie Dokumentation)

      52) Ein Hybridorbital (HO) ist der Aufenthaltsbereich eines Elektrons oder Elektronenpaares, der sich aus unterschiedlichen Atomorbitalen gebildet hat (Hybridisierung, Bildung von Mischorbitalen: sp,sp²,sp³,...). Beispiel: Drei 2p-POrbitale und ein 2s-Orbital bilden vier gleichwertige sp³-Mischorbitale (links), während zwei 2p-Orbitale und ein 2s-Orbital ein sp²-Hybridorbital ergeben (rechts): sp³ sp₂ Bildquelle: User:sven, wikimedia commons, über: https://de.wikipedia.org/wiki/Hybridorbital#/media/File:Sp3-Orbital.svg (Lizenz: the Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported)

      53) Ein Molekülorbital (MO) ist der Aufenthaltsbereich eines Elektrons oder Elektronenpaares in einem Molekül (zwischen Einzelatomen; -Bindung achsensymmetrisch, -Bindung unsymmetrisch durch Beteiligung von p-Orbitalen). MOs bilden sich aus Atom- und Hybridorbitalen (Die MO-Theorie ersetzt die frühere Valenzstruktur-, valence-bond- oder VB-Theorie, die bildende Elektronenpaare beschreibt). Beispiel 1: Zwei Wasserstoffatome bilden ein bindendes Molekülorbital (links) und ein leeres, antibindendes MO (rechts). Bildquelle: Von Benjah-bmm27 - Eigenes Werk, Gemeinfrei, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=1970739) Beispiel 2: Ein Fluorwasserstoff-Molekülorbital entsteht im Fluorwasserstoff-Molekül H-F, wenn ein 1s-Atomorbital vom Wasserstoffatom H (oben links) und ein 2p-Atomorbitakl vom Fluoratom F (oben rechts, hantelförmig) zu einem MO verschmelzen (unten): Bildquelle: Von Leyo - Eigenes Werk, based on Datei:MOHF.jpg by Benutzer:Hati, Gemeinfrei, über: https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=8948600

      54) Molekülorbitale (MO) halten Atome in Molekülen zusammen und können polar oder unpolar sein (vgl. Merksatz 44).

      Hinweis: Neben den drei Arten chemischer Bindung – der Atom-, Ionen- und Metallbindung – existieren auch Wasserstoffbrückenbindungen und koordinative Bindungen: Eine Wasserstoffbrückenbindung ist eine über Wasserstoffatome locker erfolgte Bindung zwischen zwei polaren Molekülen (Dipol-Dipol-Wechselwirkung) Eine koordinative Bindung ist eine Bindung höherer Ordnung (unabhängig von Wertigkeit und Oxidationszahl) in einem Komplex zwischen einem Nebengruppenmetall-Kation und Molekülen mit freien Elektronenpaaren (Liganden). Ein Ligand ist ein Molekül mit freien Elektronenpaaren in einem Komplex, die Koordinationszahl gibt an, mit wieviel „einzähnigen“ Liganden sich ein Zentralatom in einem Komplex umgeben kann.