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Bohrsche Atommodel
(Edelgaskonformation)
- Schale: max. 2 Elektronen (^) 2He
- Schale: max. 8 Elektronen 10 Ne
- Schale: max. 8 (bzw. 18) Elektronen 18 Ar u.s.w.
Die Elektronen auf der äußeren, nicht abgeschlossenen Schale sind Valenzelektronen.
1. Ionenpaar-Bindung
- 1e Li +
+ 1e -
Li
F F^ (-)
Elektrostatische
Anziehung
(He)
(Ne)
Offene Fragen , die mit der einfachen Valenztheorie nicht zu beantworten sind: a. Bindungswinkel:
O C O
H
H O H S
H
H
H
H C
H
H N
H
H
O C O
H H
O S
H H
104° H
H C
H
H
H H
N
H
b. Reaktivität:
H
H C
H 109° H
H
C
H
H CH H ;
H
C
H
H
H
C
H
H C H ≡
H
C
H H
H
C
Ethan: wenig reaktiv Ethen: C C-Doppelbindung reaktiv
c. magnetische Eigenschaften von molekularem Sauerstoff: O 2
O + O O^ O ≡^ O^ O
erwartet wird O=O-Doppelbindung mit abgeschlossenen Valenzschalen (alle Elektronen sind gepaart) ⇒ diamagnetisch.
Experimentell finded man jedoch: Paramagnetismus: Es gibt ungepaarte Elektronen
O O (Diradikal-Struktur)
Atomorbitale werden charakterisiert durch:
Hauptquantenzahl n bestimmt die Lage der Hauptenergieniveaus; die Gesamtzahl der Knotenebenen beträgt: n-
Neben- oder Orbitalquantenzahl l bestimmt die Lage der Unterenergieniveaus; die Zahl der nichtsphärischen Knotenebenen beträgt: l = 0, 1,...., n- l = 0 ⇒⇒⇒⇒ s-Orbital l = 1 ⇒⇒⇒⇒ p-Orbital
l = 2 ⇒⇒⇒⇒ d-Orbital
Magnetische Quantenzahl m Aufspaltung der p- und d-Orbitale im Magnetfeld: m = +l,....,0, ...., -l p-Orbitale m = +1, 0, - d-Orbitale m = +2, +1, 0, -1, -
Spinquantenzahl s = +½, -½ Aufspaltung der Energieneveaus durch den Eigendrehimpuls des Elektrons im Magnetfeld (Goudsmit und Uhlenbeck)
Orbital-Energieschema (Aufbauprinzip)
E
1 s
2 s
3 s
4 s
2 p
3 p
4 p 3 d
Pauli- Prinzip (Pauli-Verbot)
In einem Orbital, das durch die Quantenzahlen n, l, m charakterisiert ist, kann man nur zwei Elektronen mit den Spinquantenzahlen s = +½ und s = -½ unterbringen.
Beispiel: Elektronenkonfiguration von Helium
He [1s^2 ] (^) 1s n l m s
**1. Elektron 1 0 0 +½
- Elektron 1 0 0 -½**
Hund´sche Regel Energiegleiche Orbitale werden zunächst jeweils mit einem Elektron besetzt ehe eine Doppelbesetzung eines Orbitals erfolgt. Dabei haben die einsamen Elektronen in verschiedenen Orbitalen parallelen Spin.
- Orbitaldiagramm von H
- Orbitaldiagramm von He
Grundzustand angeregter Zustand
Be [1s^2 , 2s^2 ] Be [1s^2 , 2s 2p]
0 - bindig 2 – bindig
B [1s^2 , 2s^2 2p] B [1s^2 , 2s 2p^2 ]
1 - bindig 3 – bindig
C [1s^2 , 2s^2 2p^2 ] C [1s^2 , 2s 2p^3 ]
2 - bindig 4 – bindig
N [1s^2 , 2s^2 2p^3 ] N [1s^2 , 2s 2p^3 , 3s]
3 - bindig 5 – bindig
sp 3 - Hybrid – Orbitale : Jedes Mischorbital besteht aus ¼ s- und ¾ p-Orbital Tetraeder-Geometrie
ideale Tetraeder-Geometrie ⇒ CH 4 , CF 4 , CCl (^4)
Kleine Abweichungen findet man bei nicht symmetrisch substituierten Verbindungen. Beispiele:
HCCl 3 H3C-OH H (^) 2CCl (^2) Chloroform Methanol Dichlormethan (Trichlormethan)
sp 2 - Hybrid – Orbitale : Jedes Mischorbital besteht aus (^1) / 3 s- und 2 / 3 p-Orbital
trigonal planare Struktur
C C
H
H H
H
Ethen:
=^
nicht hybridisierte p (^) y-Orbitale jeweils mit einem Elektron besetzt
σ-Bindungsgerüst 1 σ (C-C) (energetisch günstigstes MO) 1 π (C-C)
4 σ (C-H)
sp- Hybrid – Orbitale : Jedes Mischorbital besteht aus ½ s- und ½ p-Orbital
Berylliumchlorid im Kristall kovalent gebunden (sp-hybridisiert) Cl Be (^) Cl
180°
lineare Struktur
p (^) y- und p (^) x-Orbitale sind nicht hybridisiert
H C C H
Ethin: (Acetylen)
σ- Bindungsgerüst
=^
1 σ (C-C) 2 π (C-C) 2 σ (C-H)
Bindende Molekül-Orbitale von H2C=CH 2 (jeweils mit 2 Elektronen besetzt)
Highest Occupied MO
E HOMO
Virtuelle, antibindende Molekül-Orbitale
von H 2 C=CH 2 (unbesetzt)
LUMO Lowest Unoccupied MO
