Chemie Orbitalmodell?
Kann mir jemand das Orbitalmodell in Chemie erklären?
Das Orbitalmodell oder die (im Text erklärte) Molekülorbital-Theorie (MO-Theorie)?
Um ehrlich zu sein die Abbildung und ob das antibindende also das obere quasi keine Ladung hat und warum ich Elektronen dazu mache damit es sich binden
Also das MO-Schema. Ich muss jetzt leider weg, aber ich werde dir später (gegen 23:00 Uhr) noch antworten, wenn das reicht?!
Ja das wäre gut danke
1 Antwort
Moin,
auch wenn es etwas später geworden ist, melde ich mich - wie versprochen - noch einmal... Im Folgenden gibt's allerdings ein bisschen was zu lesen für dich.
Im MO-Schema geht es um folgende Idee: Wenn du dir ein Atom genauer anschaust, so kannst du zwischen Rumpf- und Außenelektronen (= Valenzelektronen) unterscheiden. Die Rumpfelektronen befinden sich weiter innen in der Atomhülle und interessieren uns normalerweise nicht sehr. Aber die Valenzelektronen können für die Ausbildung von Bindungen herangezogen werden und sind deshalb von besonderem Interesse.
Nach dem Orbitalmodell ist die Elektronenhülle kein einzelner Raum, in dem sich die Elektronen völlig willkürlich und frei bewegen.
Es ist vielmehr so, dass jedes Elektron einen gewissen Energiewert hat. Zur Beschreibung dieses Energiewertes gibt es einerseits die Hauptquantenzahl, aber dann auch noch die Nebenquantenzahl, die Magnetquantenzahl und andererseits den Eigendrehimpuls des Elektrons (Spin).
Das kannst du dir anschaulich so vorstellen, dass es ein Hauptenergieniveau gibt (= „Schale”), in der es noch kleinere Unterräume gibt. Die Unterräume sind eigentlich wieder energetische Zustände, aber auch hier kannst du dir diese Unterräume als Bereiche vorstellen, in denen sich die Elektronen bevorzugt aufhalten.
Klar ist jetzt nur, dass sich ein beliebiges Elektron mit einem ganz bestimmten Energiegehalt irgendwo aufhält. Das Problem ist aber, dass du nie den exakt genauen Energiegehalt und den genauen Aufenthaltsraum gleichzeitig mit jeweils 100%-iger Genauigkeit messen bzw. angeben kannst (Heisenbergsche Unschärferelation). Wenn du den genauen Ort festlegst, erhältst du für den Energiegehalt unsinnige Werte. Und wenn du den Energiegehalt genau ermittelst, kannst du keine sinnvolle Angabe zum Ort machen. Warum das so ist, sei jetzt nicht weiter ausgeführt; das hat etwas mit den Messmethoden zu tun.
Was nun aber wichtig ist, ist der Umstand, dass man ziemlich brauchbare Ergebnisse erhält, wenn man sich mit jeweils 90% an Genauigkeit der Werte begnügt. Dann kann man mit 90%-iger Genauigkeit Energie und Ort eines Elektrons im Atom bestimmen.
Nun dürfen zwei Elektronen aber nicht in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen (Pauli-Verbot), weil sie sonst einander identisch wären. Wenn zwei Elektronen im gleichen Hauptenergieniveau, im gleichen Unterraum und mit der gleichen Magnetquantenzahl ausgestattet sind, dann müssen sie sich in ihrer Eigendrehung (dem Spin) unterscheiden.
So kommt es, dass in jedem Unterräumen maximal zwei Elektronen unterkommen können, die sich dann in ihrem Spin unterscheiden (ein Elektron dreht sich rechts herum, das andere links herum).
Die Aufenthaltsräume, in denen man die Elektronen mit einer 90%-igen Wahrscheinlichkeit und einem 90%-ig genauen Energiegehalt antrifft, bezeichnet man als Orbitale.
Es gibt kugelrunde Orbitale (die sogenannten s-Orbitale). Es gibt hantelförmige Orbitale entlang den Achsen eines dreidimensionalen Koordinatensystems (p-Orbitale). Es gibt doppelhantelförmige Orbitale sowie ein merkwürdig geformtes Orbitale in den Zwischenräumen der Achsen (d-Orbitale) usw.
Und wie gesagt, in jedes dieser Orbitale passen maximal zwei Elektronen.
Das erste Hauptenergieniveau besteht nur aus einem einzigen s-Orbital. Darum passen dort maximal zwei Elektronen hinein. Und siehe da, in der ersten Periode des Periodensystems der Elemente (PSE) findest du auch nur zwei Elemente, den Wasserstoff (mit einem Elektron in seiner Atomhülle) und das Edelgas Helium (mit zwei Elektronen in seiner Atomhülle).
Die Atome des nächsten Elements (Lithium) brauchen bereits ein zweites Hauptenergieniveau, damit das dritte Elektron in der Hülle unterkommen kann. Dieses Elektron befindet sich deshalb im s-Orbital des zweiten Hauptenergieniveaus.
Soweit, so gut, hoffe ich.
Auf diese Weise füllst du nach und nach die vorhandenen Orbitale in einer Atomhülle mit Elektronen auf. Dabei gibt es vier Regeln, nach denen du vorgehst:
1. Energieregel
Die Orbitale werden von innen (1. Schale) nach außen (2., 3., 4.... Schale) mit Elektronen besetzt.
2. Pauli-Verbot
Zwei Elektronen in einem Atom dürfen nicht in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen.
3. Hundsche Regel
Gibt es energiegleiche Orbitale (zum Beispiel die drei p-Orbitale oder die fünf d-Orbitale), so ist jedes dieser Orbitale zuerst mit einem Elektron zu besetzen, wobei dann alle diese Einzelelektronen den gleichen Spin haben.
4. Die Regel der halbvoll und vollbesetzten Orbitale
Es ist energetisch günstiger, wenn energieähnliche Orbitale voll bzw. halbvoll besetzt sind, als wenn sie irgendwie mit Elektronen besetzt werden.
Diese letzte Regel dient dazu zu verstehen, warum es manchmal Unregelmäßigkeiten und Abweichungen von der strikten Einhaltung der Energieregel gibt...
So! Das ist ein kurzer Abriss des Orbitalmodells.
Kommen wir jetzt zur MO-Theorie.
Die MO-Theorie ist ein Erklärungsmodell für das Zustandekommen von Atombindungen (= Elektronenpaarbindungen = kovalente Bindungen).
Und das geht so: Wenn sich zwei Atome einander annähern, so hat ja jedes Atom eine Hülle mit Elektronen. Für das Zustandekommen einer Atombindung sind aber eigentlich nur die Valenzelektronen interessant.
Jedenfalls haben die Atome eine bestimmte Verteilung ihrer Valenzelektronen in den beschriebenen Orbitalen. Diese Konfiguration bezeichnet man als Atomorbitale.
Wenn sich nun aber zwei Atome mit ihren jeweiligen Atomorbitalen einander annähern, so gibt es Wechselwirkungen zwischen den Atomorbitalen. Einerseits werden die Atomorbitale des jeweils anderen Atoms von den positiv geladenen Kernen der Atome angezogen. Andererseits stoßen sich die negativ geladenen Elektronen in den beiden Hüllen voneinander ab.
So kommt es dazu, dass die Wechselwirkungen der Atomorbitale dazu führen, dass sich die Orbitale aufspalten. Es entstehen Überlappungsbereiche, die energetisch günstiger liegen als die ursprünglichen Atomorbitale (das sind die sogenannten bindenden Molekülorbitale). Und es gibt neue Orbitale, die energetisch ungünstiger liegen als die ursprünglichen Atomorbitale (das sind dann die sogenannten antibindenden Molekülorbitale).
Nun ist es aber so, dass auch für die Molekülorbitale das gleiche gilt wie für die Atomorbitale: sie werden so besetzt, dass zuerst die energiegünstigeren Orbitale mit maximal zwei Elektronen (einem Elektronenpaar) besetzt werden.
Wenn du dir die Abbildung deines geposteten Textes anschaust, dann siehst du links und rechts jeweils ein Atom mit seinen Orbitalen. Diese beiden Atome haben einen mittleren Atomorbitalenergiegehalt.
Wenn sich diese Atome einander annähern, dann spalten die Atomorbitale, in denen zum Beispiel nur ein einzelnes Elektron ist, auf. Es entstehen ein bindendes Molekülorbital (Linie unterhalb der Ebene der Atome) und ein antibindendes Molekülorbital (Linie oberhalb der Ebene der Atome).
Aber die beiden (bis dahin ungepaarten) Elektronen der Einzelatome, kommen nun in das energetisch günstiger liegende bindende Molekülorbital. Das antibindende Molekülorbital bleibt dagegen unbesetzt. Oder anders ausgedrückt: jedes Atom steuert in diesem Fall ein Elektron bei. Die einfach besetzten Atomorbitale spalten zu einem bindenden und einem antibindenden Molekülorbital auf. Aber nur das bindende Molekülorbital wird mit den beiden Elektronen besetzt, es kommt zu einer Atombindung (= Elektronenpaarbindung).
Das ist im Grunde auch schon alles...
Aber wenn es dich interessiert, können wir uns jetzt einmal klarmachen, warum es zwischen zwei Heliumatomen zu keiner Verbindung kommt.
Heliumatome haben bekanntlich zwei Elektronen in ihren Atomhüllen. Wenn sich nun zwei Heliumatome einander annähern, dann spalten auch hier die beiden s-Atomorbitale auf. Es entstehen ein bindendes und ein antibindendes Molekülorbital. Aber diesmal sind nicht bloß zwei, sondern zweimal zwei (= vier) Elektronen aus den ehemaligen Atomhüllen zu verteilen. Zwei dieser vier Elektronen kommen in das bindende Molekülorbital. Aber die beiden anderen Elektronen müssen dann in das antibinde Molekülorbital. Einmal bilden also ein Elektronenpaar eine Bindung aus, aber dann gibt es da das andere Elektronenpaar, dass das Konstrukt auseinander treibt. Fazit: es kommt zu keiner stabilen Bindung. Die Heliumatome trennen sich wieder und bleiben für sich...
Alles klar(er) jetzt?
LG von der Waterkant
