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Orbital

Version vom 4. Februar 2020, 14:14 Uhr von Marc Kößling (Diskussion | Beiträge)

von lateinisch: orbis - Umkreis, Kreis
Englisch: orbital

1 Definition

Das Wort Orbital hat verschiedene Bedeutungen:

2 Orbitale in der Chemie

Chemische Bindungen werden in der Chemie als Resultat der Überlappung zweier Orbitale mit gleicher Wellenfunktion angesehen. Dabei bilden die Atomorbitale der beteiligten Elemente gemeinsam ein Molekülorbital, in dem sich die bindenden Elektronen aufhalten. Je nach Art der Überlappung kommt es zu Einfach-, Doppel-, und Dreifachbindungen.
Es existieren s-,p-,d- und f-Orbitale. In jedem Orbital können sich zur selben Zeit nur zwei Elektronen mit entgegengesetztem spin aufhalten (Pauli-Prinzip).
Die Besetzung der Orbitale kann aus der Elektronenkonfiguration abgelesen werden.


3 Atomorbitale

Die Atomorbitale werden nachfolgend mit steigender Energie aufgelistet. Die Energie eines Orbitals resultiert aus elektrostatischen Wechselwirkungen zwischen dem positiv geladenen Atomkern und den negativ geladenen Elektronen in den Orbitalen, wobei die Energie gemäß des Coulomb-Gesetzes mit zunehmender Distanz quadratisch ansteigt.

3.1 s-Orbital

Das s-Orbital hat eine kugelförmige Gestalt. In ihm befinden sich die zwei s-Elektronen. Das s-Orbital ist das energetisch am niedrigsten gelegene Orbital und wird demzufolge auch als erstes mit Elektronen besetzt. Überlappungen zwischen s-Orbitalen führen zur Ausbildung von σ-Einfachbindungen.

3.2 p-Orbital

Es gibt insgesamt drei p-Orbitale, das px-, das py-, und das pz-Orbital. Sie sind alle von hantelförmiger Gestalt und entscheiden sich nur durch ihre Ausrichtung im Raum. Das px-Orbital ordnet sich entlang der x-Achse in einem xyz-Koordinatensystem an. Das py- und das pz- Orbital verhalten sich analog. Da sich in jedem Orbital zwei Elektronen aufhalten können, gibt es sechs p-Elektronen. Überlappungen zwischen p-Orbitalen führen zur Ausbildung von π-Bindungen (Mehrfachbindungen).

3.3 d-Orbital

Es gibt insgesamt fünf d-Orbitale, das dyz-, das dxz-, das dxy-, das dz2- und das dx2-y2-Orbital. Sie sind alle von rosettenförmiger Gestalt und entscheiden sich nur durch ihre Ausrichtung im Raum (vgl. p-Orbitale). Da sich in jedem Orbital zwei Elektronen aufhalten können, gibt es zehn d-Elektronen.
Im Gegensatz zu den s- und p-Orbitalen sind die d-Orbitale nicht an der Ausbildung kovalenter Bindungen beteiligt, aber an der Ausbildung koordinativer Bindungen.

3.4 f-Orbitale

Es gibt insgesamt sieben f-Orbitale, die keine regelmäßige Gestalt aufweisen. Sie spielen für die Bindungsbildung kaum eine Rolle. Da sich in jedem Orbital zwei Elektronen aufhalten können, gibt es 14 f-Elektronen.

4 Molekülorbitale

Molekülorbitale werden in bindend, antibindend und nichtbindend eingeteilt. Ihre Bennenung erfolgt abhängig davon, welche Atomorbitale durch Überlappen das Molekülorbital gebildet haben. Ein Molekülorbital aus s-Orbitalen wird als σ-Orbital bezeichnet und wenn es aus p-Orbitalen gebildet wurde, wird es als π-Orbital bezeichnet. Bei den π-Orbitalen ist es zusätzlich noch erforderlich, zu kennzeichnen, aus welchem der drei p-Orbitale es entstand. Ein πx-Orbital wurde beispielsweise aus zwei px-Orbitalen gebildet.
Die Besetzung und Anordnung der Orbitale wird in einem Molekülorbitalschema dargestellt.

5 Weiterführend

Fachgebiete: Terminologie

Diese Seite wurde zuletzt am 4. Februar 2020 um 14:14 Uhr bearbeitet.

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