Das Orbitalmodell und Elektronenkonfigurationen

Das Orbitalmodell beschreibt die elektronische Struktur von Atomen und umfasst verschiedene Orbitaltypen:

• s-Orbitale: kugelförmig, maximal 2 Elektronen
• p-Orbitale: hantelförmig, maximal 6 Elektronen in 3 energiegleichen Orbitalen
• d-Orbitale: maximal 10 Elektronen in 5 energiegleichen Varianten
• f-Orbitale: maximal 14 Elektronen in 7 energiegleichen Varianten

Die Besetzung der Schalen folgt bestimmten Regeln:

• K-Schale: 2 Elektronen
• L-Schale: 8 Elektronen
• M-Schale: 18 Elektronen (8 Elektronen bilden ein stabiles Energieniveau)
• N-Schale: 32 Elektronen

Vocabulary: Orbitale sind Bereiche im Atom, in denen sich Elektronen mit hoher Wahrscheinlichkeit aufhalten.

Example: Die Elektronenkonfiguration von Aluminium (Al) lautet [Ne] 3s² 3p¹, was die Verteilung der 13 Elektronen auf die verschiedenen Orbitale zeigt.

Für die Besetzung der Orbitale gelten zwei wichtige Regeln:

1. Pauli-Prinzip: Ein Orbital kann maximal von 2 Elektronen mit entgegengesetztem Spin besetzt werden.
2. Hundsche Regel: Orbitale gleicher Energie werden zunächst einfach und dann erst doppelt besetzt.

Definition: Die Elektronenkonfiguration beschreibt die Verteilung der Elektronen auf die verschiedenen Orbitale eines Atoms.

Highlight: Ausnahmen in der Elektronenkonfiguration treten bei Elementen wie Chrom (Cr) und Kupfer (Cu) auf, wo halbbesetzte oder vollbesetzte d-Orbitale energetisch bevorzugt sind.

Das Orbitalmodell bietet eine grundlegende Erklärung für die chemischen Eigenschaften der Elemente und ist entscheidend für das Verständnis chemischer Bindungen und Reaktionen.

Hybridisierung und Orbitalmodell

Das Konzept der Hybridisierung wird am Beispiel des Propen-Moleküls erläutert. Die Bindungsverhältnisse werden auf Grundlage des Orbitalmodells erklärt:

• Das C₁- und C₂-Atom sind sp²-hybridisiert, während das C₃-Atom sp³-hybridisiert ist.
• Die Doppelbindung zwischen C₁ und C₂ besteht aus einer π-Bindung (Überlappung von p-Orbitalen) und einer σ-Bindung (Überlappung von sp²-Orbitalen).
• Die Bindungen zu den Wasserstoffatomen erfolgen durch Überlappung von sp²- oder sp³-Orbitalen des Kohlenstoffs mit 1s-Orbitalen des Wasserstoffs.

Vocabulary: Sp²-Hybridisierung bezeichnet die Vermischung eines s-Orbitals mit zwei p-Orbitalen, was zu drei gleichwertigen Hybridorbitalen führt.

Example: Im Propen-Molekül zeigt sich die sp²-Hybridisierung an den C₁- und C₂-Atomen, die an der Doppelbindung beteiligt sind.

Definition: Die Hybridisierung ist ein Konzept, das die Vermischung von Atomorbitalen beschreibt, um die Bindungseigenschaften und Geometrien von Molekülen zu erklären.

Highlight: Die Kombination von σ- und π-Bindungen in der Doppelbindung des Propens ist ein wichtiges Merkmal ungesättigter Kohlenwasserstoffe.