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Orbitalmodelle und Hybridisierung

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Atomorbitale
Orbitale = genauere Beschreibung der Atomhülle, in denen sich die Elektronen befinden
= drei

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Orbitalmodelle und Hybridisierung Atomorbitale Orbitale = genauere Beschreibung der Atomhülle, in denen sich die Elektronen befinden = dreidimensionaler Raum, in dem sich ein Elektron mit einer Wahrscheinlichkeit von 90% befindet Die Elektronen eines Molekuls sind auf mehrere Orbitale verteilt: > in jedes Orbital passen maximal 2 Elektronen > es gibt verschiedene Arten von Orbitalen, die sich in ihrer Form unterscheiden: H-Atom 15² He-Atom => 131 -> 115² -> s Orbital Li - Atom CCEFF 2s^ 1 115² 1L =>1s²2s^ 14 => 13² P Orbital -> d Orbital f Orbital > Orbitale haben verschiedene Energien Die Elemente in Periodensystem haben unterschiedlich viele Elektronen, weshalb sie verschieden wiele Orbitale brauchen, um ihre Elektronen zu verteilen. > Zuerst werden die energiearmeren Orbitale mit Elektronen besetzt > energetisch gleichwertige Orbitale werden zunächst alle einfach besetzt, clann erst doppelt > Beispiele: N-Atom 2p³ 11 23² 12 15² 14 Schale Mg-Atom E 35² 11 2p6 111 12 2s² 12 1 115² 16 23 & 567 Orbitale S pdf 65 =>15²2s²2p³ =>15² 2s ² 2p 3s² > Abkürzend kann man auch nur die Elektronen seit dem letzten Edelgas nennen. 2.B. Aluminium (Al) = [Ne] 3s² 3p1 Sp 5d. 6p. 6d Hybridorbitale Hybridisierung: = das Verschmelzen von verschiedenen Orbitalen in einem Atom, um sich dann besser mit einem anderen Atom binden zu können. L> Hybridorbitale ermöglichen es dem Molekül einen energetisch günstigeren Zustand anzunehmen, was zu einer besseren Stabilität der Bindung führt L> bei der Hybridisierung ändert sich die außere Form der Orbitale: 1. Sigma Bindung: > die Ladeverteilung der Elektronen in der Verbindung ist rotationssymmetrisch zur Bindungsachse > die...

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beiden Elektronenwolken der Bindungspartner müssen sich stark überlappen, weshalb die Sigma-Bindung energetisch sehr stabil ist > zu der Sigma-Bindung kommt es, wenn zwei P-Orbital mit einander binden: s- oder zwei p- oder je ein s- und ein S-S 2. Pi Bindung: > die (adeverteilung der Elektronen in der Verbindung ist nicht rotationssymmetrisch zur Bindungsachse > die ladung verteilt sich unter und oberhalb der Knoten der Orbitale -> delokalisierte Bindung (= man weiß nicht genau, wo sich das bindende Elektronenpaar gerade aufhalt) > energetisch weniger stabil als die Sigma-Bindung > zu der Pi-Bindung kommt es, wenn sich d- und p-Orbitale überlapper P-P d-d es gibt drei verschiedene Fälle der Hybridisierung: die sp-, die sp²- und die sp³- Hybridisierung 2 die sp³ - Hybridisierung ist der gängigste Fall der Hybridisierung. Dabei verschmelzen A tomorbitale bei der Bindung von Atomen (= Hybridisierung). Hier hybridisieren also ein s- und drei p-Orbitate. Beispiel: Methan (CH4) -> ( le sitzt 2 Außenelektronen 109,5° H H T CH H P-S sp.³ L> Winkel von 109,5° 2Tetraeder E -> es liegen 4 gleichwertige Bindungen vor : durch die sp³-Hybridisierung liegen die Orbitale energetisch ein klein wenig niedriger als das p- und höher als das ursprüngliche s-Orbital - die Gesamt energie sinkt Kohlenstoff (C): 15²³ 2s²2p² 16 25 12 13 P-P 11 гру гру 2рг Hybridisioung sp³-Hybridisierung 2 mögliche Bindungen イレ 13 ← 4 mögliche Bindungen energetisch niedriger L bei der sp²-Hybridisierung hybridisieren ein s- und zwei p- Orbitale. Es kommt also zu drei energetisch gleichwertigen sp² Hybridorbitalen und ein p-Orbital bleibt im Grundzu- stand übrig. Beispiel: Ethen (C₂H4) -> Einfachbindung zu dem jeweiligen H-Atom -> Doppelbindung zwischen den zwei C-Atomen: die beiden C- Bindungen in der Doppelbindung sind energetisch nicht gleichwertig. Eine der beiden Bindungen ist stärker und wird als Sigma-Bindung bezeichnet, die schwächere Bindung heißt Pi-Bindung. Kohlenstoff (C): 021 sp² L>Winkel von 120° L> Dreieck H 180 H sp L₂ Linear 4 Winkel von 180° E 16 25 イレ 13 Beispiel: Ethin (C₂H₂)-> Einfachbindung zu dem jeweiligen H-Atom -> Dreifachbindung zwischen den zwei C-Atomen: H-C=C-H E 11 гру гру гра 2 mögliche Bindungen 4 mögliche Bindungen 4 mögliche Bindungen I bei der sp-Hybridisierung verschmelzen nur ein s- und ein p-Orbital miteinander. Die restlichen Elektronen bleiben in ihrem Grundzustand. Kohlenstoff (C) : 116 Anregung des Atoms 25 12 13 11 2px 2py 2pz 1 25 1V 13 die drei C-C Bindungen in der Dreifachbindung sind energetisch nicht gleichwertig. Eine der drei Bindungen ist stärker und wird als Sigma- Bindung bezeichnet, die zwei schwächeren Bindungen heißen Pi-Bindungen. Anregung des Atoms 1 1 1 гру гру 2рг 2 mögliche Bindungen =D 1 2s 12 13 Hybridisierung 1 1 1 гру гру 2рг =D Hybridisierung 1 1 1 1 sp² Hybridisierung 12 13 4 mögliche Bindungen 11 11 sp Hlybridisierung 1V 13 4 mögliche Bindungen Molekulorbitale = die Kombination von Atomorbitalen zweier Atome 27 Regeln zu Molekülorbitalen: 1. Nur die Elektronen der Valenzorbitale (Außenschalen) sind an der Bindungsbildung beteiligt. 2. Nur Atomorbitale, clie energetisch nah beieinander liegen, werden zu Molekülorbitalen (Mos) kombiniert 3. Auch MOs werden im MO- Diagramm von unten nach oben befüllt 4. Pauli Prinzip und Hund'sche Regel gelten ・ganze Bindung entsteht durch Kombination zweier einfach besetzter Atomorbitale oder durch Kombination eines doppelt und eines nicht besetzten Atomorbitals 7. Es entstehen bindende (energetisch günstigere) und antibindende Orbitale t Pauli-Prinzip: 2 Elektronen in einem Atom können nicht in allen Quantenzahlen. übereinstimmen. Hundsche Regel: Orbitale, die die gleiche Energie besitzen, nehmen auch nacheinander Elektionen des gleiche Spins auf. Erst danach wird jedes Orbital mit einem Elektion des entgegenge- setzten Spins vervollständigt. (₂ Molekulorbital-Diagramm Atomorbital E E 2рх гру грг 25 Beispiel: 0₂-Molekül E Atomorbital eines 0-Atoms 12 1 1 гру гру грг 16 2 s Molekularbital 16 25 Molekulorbital 1 クレイレ イレ フレ Beispiel: He₂ - Molekul Atomorbital eines He-Atoms 1V Molekularbital フレ 12 Atomorbital гру гру 2рг 25 Atomorbital eines O-Atoms 12 1 1 гру гру 2рг 1k 25 Atomorbital eines He-Atoms 1k 25 →> Bindungsordnung: (bindende e-- antibindende e-) -> 2 -> 6*· bzw. πT* = antibindend 6 bzw. π = bindend -> Bindungsordnung: (8-4) = 2 2 -> stabil! Bindungsordnung: (2-2) = 0 2 -> nicht stabil!

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