In der Chemie und Physik sind Atomorbitale eine als Wellenfunktion bezeichnete Funktion, die die charakteristischen Eigenschaften von nicht mehr als zwei Elektronen in der Nähe eines Atomkerns oder Kernsystems, wie in einem Molekül, beschreibt. Ein Orbital wird oft als dreidimensionale Region dargestellt, in der eine Wahrscheinlichkeit von 95 Prozent besteht, ein Elektron zu finden.
Orbitale und Bahnen
Wenn sich ein Planet um die Sonne bewegt, folgt er einer Bahn, die Umlaufbahn genannt wird. In ähnlicher Weise kann ein Atom als Elektronen dargestellt werden, die in Umlaufbahnen um den Kern kreisen. Tatsächlich liegen die Dinge anders, und die Elektronen befinden sich in Regionen des Weltraums, die als Atomorbitale bekannt sind. Die Chemie begnügt sich mit einem vereinfachten Modell des Atoms, um die Schrödinger-Wellengleichung zu berechnen und dementsprechend die möglichen Zustände des Elektrons zu bestimmen.
Orbits und Orbitale klingen ähnlich, haben aber völlig unterschiedliche Bedeutungen. Es ist äußerst wichtig, den Unterschied zwischen ihnen zu verstehen.
Orbits können nicht angezeigt werden
Um die Flugbahn von etwas zu zeichnen, müssen Sie genau wissen, wo sich das Objekt befindetbefindet, und in der Lage sein, festzustellen, wo es in einem Moment sein wird. Dies ist für ein Elektron unmöglich.
Nach der Heisenbergschen Unschärferelation ist es unmöglich, genau zu wissen, wo sich ein Teilchen gerade befindet und wo es später sein wird. (Tatsächlich besagt das Prinzip, dass es unmöglich ist, gleichzeitig und mit absoluter Genauigkeit seinen Impuls und Impuls zu bestimmen).
Daher ist es unmöglich, eine Umlaufbahn des Elektrons um den Kern aufzubauen. Ist das ein großes Problem? Nein. Wenn etwas nicht möglich ist, sollte es akzeptiert und Wege gefunden werden.
Wasserstoffelektron – 1s-Orbital
Angenommen, es gibt ein Wasserstoffatom und zu einem bestimmten Zeitpunkt wird die Position eines Elektrons grafisch eingeprägt. Kurz darauf wiederholt sich der Vorgang und der Beobachter stellt fest, dass sich das Teilchen in einer neuen Position befindet. Wie sie vom ersten auf den zweiten Platz kam, ist unbekannt.
Wenn Sie so weitermachen, werden Sie nach und nach eine Art 3D-Karte bilden, wo sich das Partikel wahrscheinlich befindet.
Im Fall des Wasserstoffatoms kann sich das Elektron überall innerhalb des sphärischen Raums befinden, der den Kern umgibt. Das Diagramm zeigt einen Querschnitt dieses Kugelraums.
95% der Zeit (oder jeder andere Prozentsatz, da nur die Größe des Universums hundertprozentige Gewissheit geben kann) befindet sich das Elektron in einem ziemlich leicht definierten Raumbereich, nahe genug am Kern. Eine solche Region wird als Orbital bezeichnet. Atomorbitale sindRaumregionen, in denen ein Elektron existiert.
Was macht er da? Wir wissen es nicht, wir können es nicht wissen, und deshalb ignorieren wir dieses Problem einfach! Wir können nur sagen, dass ein Elektron, wenn es sich in einem bestimmten Orbital befindet, eine bestimmte Energie hat.
Jedes Orbital hat einen Namen.
Der Raum, den das Wasserstoffelektron einnimmt, heißt 1s-Orbital. Die Einheit bedeutet hier, dass sich das Teilchen auf dem Energieniveau befindet, das dem Kern am nächsten ist. S gibt Auskunft über die Form der Umlaufbahn. S-Orbitale sind kugelsymmetrisch um den Kern - zumindest wie eine hohle Kugel aus ziemlich dichtem Material mit einem Kern in der Mitte.
2s
Das nächste Orbital ist 2s. Es ist ähnlich wie 1s, außer dass der wahrscheinlichste Ort des Elektrons weiter vom Kern entfernt ist. Dies ist ein Orbital des zweiten Energieniveaus.
Wenn Sie genau hinsehen, werden Sie feststellen, dass es näher am Kern eine weitere Region mit etwas höherer Elektronendichte gibt ("Dichte" ist eine andere Art, die Wahrscheinlichkeit anzugeben, dass dieses Teilchen an einem bestimmten Ort vorhanden ist).
2s-Elektronen (und 3s, 4s usw.) verbringen einen Teil ihrer Zeit viel näher am Zentrum des Atoms, als man erwarten könnte. Das Ergebnis davon ist eine leichte Abnahme ihrer Energie in s-Orbitalen. Je näher die Elektronen dem Kern kommen, desto geringer wird ihre Energie.
3s-, 4s-Orbitale (usw.) entfernen sich weiter vom Zentrum des Atoms.
P-Orbitale
Nicht alle Elektronen leben in s-Orbitalen (tatsächlich tun es nur sehr wenige). Auf der ersten Energiestufe ist die einzige verfügbare Position für sie 1s, auf der zweiten werden 2s und 2p hinzugefügt.
Orbitale dieser Art sind eher wie 2 identische Ballons, die im Kern miteinander verbunden sind. Das Diagramm zeigt einen Querschnitt eines dreidimensionalen Raumbereichs. Auch hier zeigt das Orbital nur den Bereich mit einer 95-prozentigen Chance, ein einzelnes Elektron zu finden.
Stellen wir uns eine horizontale Ebene vor, die so durch den Kern verläuft, dass ein Teil der Umlaufbahn über der Ebene und der andere darunter liegt, dann ist die Wahrscheinlichkeit gleich Null, auf dieser Ebene ein Elektron zu finden. Wie gelangt also ein Teilchen von einem Teil zum anderen, wenn es die Ebene des Kerns niemals passieren kann? Dies liegt an seiner Wellennatur.
Im Gegensatz zum s- hat das p-Orbital eine gewisse Richtung.
Auf jedem Energieniveau können drei absolut äquivalente p-Orbitale im rechten Winkel zueinander stehen. Sie werden willkürlich mit den Symbolen px, py und pz bezeichnet. Dies wird der Einfachheit halber akzeptiert - was mit X-, Y- oder Z-Richtung gemeint ist, ändert sich ständig, da sich das Atom zufällig im Raum bewegt.
P-Orbitale auf dem zweiten Energieniveau heißen 2px, 2py und 2pz. Es gibt ähnliche Orbitale auf nachfolgenden - 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz und so weiter.
Alle Ebenen außer der ersten haben p-Orbitale. Auf höheren Ebenen sind die "Blütenblätter" länger, wobei die wahrscheinlichste Position des Elektrons in größerer Entfernung vom Kern liegt.
d- und f-Orbitale
Zusätzlich zu den s- und p-Orbitalen gibt es zwei weitere Gruppen von Orbitalen, die Elektronen auf höheren Energieniveaus zur Verfügung stehen. Auf dem dritten kann es fünf d-Orbitale (mit komplexen Formen und Namen) sowie 3s- und 3p-Orbitale geben (3px, 3py, 3pz). Hier gibt es insgesamt 9.
Am vierten erscheinen zusammen mit 4s und 4p und 4d 7 zusätzliche f-Orbitale - insgesamt 16, die auch auf allen höheren Energieniveaus verfügbar sind.
Platzierung von Elektronen in Orbitalen
Ein Atom kann man sich als ein sehr schickes Haus vorstellen (wie eine umgekehrte Pyramide) mit einem Kern, der im Erdgeschoss lebt, und verschiedenen Räumen in den oberen Stockwerken, die von Elektronen bewohnt werden:
- es gibt nur 1 Zimmer im ersten Stock (1s);
- auf dem zweiten Raum sind bereits 4 (2s, 2px, 2py und 2pz);
- im dritten Stock gibt es 9 Räume (ein 3s-, drei 3p- und fünf 3d-Orbitale) und so weiter.
Aber die Zimmer sind nicht sehr groß. Jeder von ihnen kann nur 2 Elektronen aufnehmen.
Ein bequemer Weg, um die Atombahnen anzuzeigen, in denen sich diese Teilchen befinden, besteht darin, "Quantenzellen" zu zeichnen.
Quantenzellen
NuklearOrbitale können als Quadrate dargestellt werden, wobei die Elektronen darin als Pfeile dargestellt sind. Oft werden Aufwärts- und Abwärtspfeile verwendet, um anzuzeigen, dass diese Partikel unterschiedlich sind.
Die Notwendigkeit verschiedener Elektronen in einem Atom ist eine Folge der Quantentheorie. Wenn sie sich in verschiedenen Umlaufbahnen befinden, ist das in Ordnung, aber wenn sie sich in derselben Umlaufbahn befinden, muss es einen feinen Unterschied zwischen ihnen geben. Die Quantentheorie verleiht Teilchen eine Eigenschaft namens "Spin", auf die sich die Richtung der Pfeile bezieht.
Das
1s-Orbital mit zwei Elektronen ist als Quadrat mit zwei nach oben und unten zeigenden Pfeilen dargestellt, kann aber auch noch schneller als 1s2 geschrieben werden. Es lautet "eins s zwei", nicht "eins s quadriert". Die Zahlen in diesen Notationen sollten nicht verwechselt werden. Das erste ist das Energieniveau und das zweite die Anzahl der Teilchen pro Orbital.
Hybridisierung
In der Chemie ist Hybridisierung das Konzept des Mischens von Atomorbitalen zu neuen Hybridorbitalen, die in der Lage sind, Elektronen zu paaren, um chemische Bindungen zu bilden. Die Sp-Hybridisierung erklärt die chemischen Bindungen von Verbindungen wie Alkinen. In diesem Modell vermischen sich die 2s- und 2p-Kohlenstoffatomorbitale, um zwei sp-Orbitale zu bilden. Acetylen C2H2 besteht aus einer sp-sp-Verschränkung zweier Kohlenstoffatome unter Bildung einer σ-Bindung und zweier zusätzlicher π-Bindungen.
Atomorbitale von Kohlenstoff in gesättigten Kohlenwasserstoffen habenidentische hybride sp3-Orbitale in Form einer Hantel, von denen ein Teil viel größer ist als der andere.
Die
Sp2-Hybridisierung ähnelt den vorherigen und wird durch Mischen eines s- und zweier p-Orbitale gebildet. Beispielsweise werden in einem Ethylenmolekül drei sp2- und ein p-Orbital gebildet.
Atomorbitale: Füllprinzip
Wenn man sich Übergänge von einem Atom zum anderen im Periodensystem der chemischen Elemente vorstellt, kann man die elektronische Struktur des nächsten Atoms bestimmen, indem man ein zusätzliches Teilchen in die nächste verfügbare Umlaufbahn bringt.
Elektronen, bevor sie die höheren Energieniveaus füllen, besetzen die niedrigeren, die näher am Kern liegen. Wo es eine Auswahl gibt, füllen sie die Orbitale einzeln.
Diese Füllreihenfolge ist als Hundsche Regel bekannt. Es gilt nur, wenn die Atomorbitale gleiche Energien haben, und hilft auch, die Abstoßung zwischen Elektronen zu minimieren, wodurch das Atom stabiler wird.
Beachte, dass das s-Orbital bei gleichem Energieniveau immer etwas weniger Energie hat als das p-Orbital, also füllt sich ersteres immer vor letzterem.
Was wirklich seltsam ist, ist die Position der 3D-Orbitale. Sie befinden sich auf einem höheren Niveau als die 4s, und daher füllen sich zuerst die 4s-Orbitale, gefolgt von allen 3d- und 4p-Orbitalen.
Die gleiche Verwirrung tritt auf höheren Ebenen mit mehr Geweben dazwischen auf. Daher sind zB die 4f-Atomorbitale erst aufgefüllt, wenn alle Stellen auf der6s.
Die Kenntnis der Füllreihenfolge ist von zentraler Bedeutung, um zu verstehen, wie man elektronische Strukturen beschreibt.
