Atome enthalten in ihrer Struktur Elektronen, die sich durch ihre Energieniveaus und Umlaufbahnen bewegen. Jedes Orbital ist ein Bereich des Raums, in dem es eine gewisse Wahrscheinlichkeit gibt, ein Elektron zu erkennen. Orbitale sind in verschiedene Typen unterteilt, z. B. s, p, d und f, wobei jeder Typ seinen eigenen Satz von Suborbitalen und seine eigene Anzahl von Elektronen aufweist. Die Verteilung von Elektronen in solchen Orbitalen wird durch die Füllregeln bestimmt.
S-Orbitale (spherica) sind die einfachsten Orbitale und sind normalerweise am nächsten am Kern eines Atoms. Sie zeichnen sich durch eine kugelförmige Form aus. Jede Kernenergiescheide eines Atoms enthält ein s-Orbitalsystem, das maximal 2 Elektronen aufnehmen kann. Das Füllen der s-Orbitale beginnt mit niedrigeren Energieniveaus und setzt sich bis zu höheren Niveaus fort, wobei jeder Orbitalbereich mit einem Elektron gefüllt wird, bevor er gepaart wird. Eine solche geordnete Befüllung der stabilsten Orbitale wird als Start- / Abschwung-Prinzip bezeichnet.
P-Orbitale (Planar) sind komplexere Orbitale mit einer länglichen Form, die einer Bohne ähnelt. Jede zweite Energiehülle eines Atoms kann drei p-Orbitale enthalten, die eine Aufnahme von maximal 6 Elektronen ermöglichen. Die Elektronenverteilung in den p-Orbitalen erfolgt ebenfalls nach dem Start-Abschwung-Prinzip, indem zuerst ein Elektron in jeder Umlaufbahn gefüllt wird und dann jeder Umlaufbahn mit einem zweiten Elektron gefüllt wird.
D-Orbitale (Diffuse) sind noch komplexere Orbitale, die die Form einer Bikonfaltenbohne mit zwei Konvergenzflächen haben. Jede dritte Energiehülle eines Atoms enthält fünf d-Orbitale, die alle zusammen maximal 10 Elektronen aufnehmen können. Die Befüllung der Orbitale d erfolgt auch zuerst von einem Elektron in jeder Umlaufbahn und dann von zwei Elektronen in jeder Umlaufbahn.
Die Orbitale f (fundamental) sind die komplexesten Orbitale, die in ihrer Form einem komplexen dreifachen Weben ähneln. Jede vierte Energiehülle eines Atoms enthält sieben f-Orbitale, die alle maximal 14 Elektronen aufnehmen können. Diese Umlaufbahnen werden jedoch zuerst mit den letzten gefüllt, und ihre Elektronenverteilung folgt nicht dem Start-Abschwung-Prinzip. Stattdessen füllen sie sich allmählich aus und priorisieren die Füllung der Orbitale mit niedrigerer Energie.
Elektronen in den Umlaufbahnen
Im s-Orbitalbereich können sich maximal 2 Elektronen befinden. Sie haben die Form einer Kugel und die geringste Energie unter allen Orbitalen. Der Spin der Elektronen im s-Orbitalbereich kann entweder "nach oben" oder "nach unten" sein.
Die p-Orbitale sind wie Blasen geformt und der Spin von Elektronen auf ihnen kann auch "nach oben" oder "nach unten" sein. Es gibt 3 p-Orbitale, von denen sich jeweils maximal 2 Elektronen befinden können. Insgesamt können sich 6 Elektronen in den p-Orbitalen befinden.
Die d-Orbitale haben eine komplexere Form und können bis zu 10 Elektronen enthalten. Sie sind durch unterschiedliche Ausrichtung im Raum in fünf Suborbitale unterteilt. Jedes Suborbital kann bis zu 2 Elektronen enthalten.
Die Orbitale f haben die komplexeste Struktur, ihre Form sind Kugeln mit zusätzlichen Rollen. Die Orbitale f enthalten 14 Elektronen. Jedes Suborbital kann bis zu 2 Elektronen enthalten.
Verteilung von Elektronen
Die im Atom enthaltenen Elektronen sind auf verschiedenen Energieniveaus verteilt, die als Orbitale bezeichnet werden. Sie sind Bereiche des Raums, in denen es eine gewisse Wahrscheinlichkeit gibt, ein Elektron zu finden.
Das erste Energieniveau, das mit dem Buchstaben s bezeichnet wird, kann maximal 2 Elektronen aufnehmen. Das Orbital s ist eine kugelförmig symmetrische Region um den Kern eines Atoms.
Das zweite Energieniveau, das mit dem Buchstaben p gekennzeichnet ist, kann maximal 6 Elektronen aufnehmen. Die p-Orbitale sind wie eine Sechs-Blatt-Form geformt und im dreidimensionalen Raum entlang der x-, y- und z-Achsen ausgerichtet.
Das dritte Energieniveau, das mit dem Buchstaben d bezeichnet wird, kann maximal 10 Elektronen aufnehmen. Die d-Orbitale haben eine komplexere Form und sind entlang der x-, y- und z-Achsen ausgerichtet.
Das vierte Energieniveau, das mit dem Buchstaben f bezeichnet wird, kann maximal 14 Elektronen aufnehmen. Die Orbitale f haben eine noch komplexere Form und sind entlang der x-, y- und z-Achsen ausgerichtet.
| Orbital | Maximale Anzahl von Elektronen | Form des Orbitals |
|---|---|---|
| s | 2 | Sphaerische |
| p | 6 | Sechseckiger |
| d | 10 | Geschichtet |
| f | 14 | Komplizierte |
Die Verteilung von Elektronen in den Umlaufbahnen wird durch das Füllprinzip bestimmt, nach dem Elektronen die Umlaufbahnen in aufsteigender Reihenfolge ihrer Energie füllen. Dieses Prinzip wird als Prinzip der Energiebeständigkeit bezeichnet und hilft, viele Eigenschaften von Substanzen und chemischen Reaktionen zu erklären.
S-Typ-Orbitale
S-Typ-Orbitale sind kugelförmige Regionen, in denen sich das Elektron am wahrscheinlichsten befindet. Dabei enthält jedes s-Typ-Orbital nicht mehr als zwei Elektronen mit gegenüberliegenden Spins.
Diese Elektronenverteilung sorgt für die Stabilität des Atoms und seiner Umgebung.
Die Quantenzahlen des s-Typ-Orbitals werden mit dem Symbol "s" bezeichnet. Sie haben folgende Eigenschaften:
| Quantenzahl | Bezeichnung | Wertebereich |
|---|---|---|
| Grundlegende Quantenzahl | n | 1, 2, 3, . |
| Magnetische Quantenzahl | m | -l, -l+1, . l-1, l |
| Magnetische Projektion des Elektronenspins | ms | -1/2, 1/2 |
S-Typ-Orbitale sind grundlegend für die Definition von Orbitalen anderer Typen wie p, d und f. Das Prinzip der Orbitalfüllung legt fest, dass die Orbitale in der Reihenfolge der ansteigenden Energie gefüllt werden: Zuerst werden die Orbitale vom s-Typ, dann vom p-Typ und so weiter gefüllt.
P-Typ-Orbitale
In jeder p-Typ-Umlaufbahn können sich maximal 2 Elektronen befinden. Sie können unterschiedliche Energien haben, was durch die Zeichen +1/2 und -1/2 angegeben wird. Elektronen im p-Orbitaltyp haben die Legende ml, die die Projektionen ihres Impulsmoments auf der x-, y- und z-Achse anzeigen.
P-Typ-Orbitale spielen eine wichtige Rolle bei der Bildung von gepaarten und ungepaarten Bindungen zwischen Atomen. Ihre Form ermöglicht es den Elektronen, näher beieinander zu sein, was einen effizienteren Elektronenaustausch fördert.
D-Typ-Orbitale
Diese Orbitale bestehen aus fünf Unterebenen - dxy, dxz, dyz, dz 2 und dx 2 -y 2 . Jede dieser Unterebenen kann bis zu 10 Elektronen mit jeweils einem bestimmten Spin enthalten.
D-Typ-Orbitale haben eine komplexe Form und Symmetrie, die von den Werten der Winkel- und Radialquantenzahlen der resultierenden Quantenzahlen l und m abhängt.
D-Typ-Orbitale spielen eine Schlüsselrolle bei der Bildung chemischer Bindungen und geben Atomen die Möglichkeit, komplexe und Verbindungen zu anderen Elementen zu bilden.
Zum Beispiel spielen d-Typ-Orbitale in Übergangsmetallkomplexen eine wichtige Rolle bei der Bestimmung ihrer Eigenschaften und Reaktivität.
F-Typ-Orbitale
Wie andere Orbitale sind f-Typ-Orbitale durch bestimmte Werte von Quantenzahlen gekennzeichnet, wie z. B. die primäre Quantenzahl (n), die umlaufende Quantenzahl (l), die magnetische Quantenzahl (m) und der Spin (s).
F-Typ-Orbitale haben eine komplexere Form als s-, p- und d-Typ-Orbitale. Sie können bis zu 14 Elektronen enthalten, die auf verschiedenen Unterteilen platziert sind, z. B. f subshell, f_x subshell, f_y subshell und f_z subshell.
F-Typ-Orbitale zeichnen sich durch eine hohe radiale Energie und eine komplexere Geometrie der elektronischen Wolke aus. Diese Orbitale tragen zur Bildung von Verbindungen bei, in denen Elektronen entferntere und energiereichere Bereiche eines Atoms einnehmen können.
Die Verteilung von Elektronen in f-Typ-Orbitalen wird durch das Pauli-Paritätsprinzip und die Gundregel bestimmt. Gemäß diesen Regeln füllen Elektronen f-Typ-Orbitale allmählich aus, beginnend mit dem energiereichsten Orbitalbereich bis hin zum Füllen aller verfügbaren Orbitale.
F-Typ-Orbitale spielen eine wichtige Rolle in der Chemie von Übergangsmetallen und in der Theorie der Komplexbildung, da sie komplexe und stabile Strukturen mit anderen Atomen oder Ionen bilden können.
Elektronenspin
Wenn sich ein Elektron in einem Atom befindet, kann sein Spin seine Verteilung in elektronischen Schalen beeinflussen. Es ist bekannt, dass sich in jeder Umlaufbahn nicht mehr als zwei Elektronen mit einem entgegengesetzten Spin befinden können, dh mit entgegengesetzten Werten des Impulsmoments.
Die Verteilung der Elektronen in den s-, p-, d- und f-Orbitalen hängt mit ihrer Energie und dem Füllprinzip zusammen. Zuerst werden die Orbitale mit der geringsten Energie gefüllt. In s-Orbitalen werden bis zu zwei Elektronen platziert, in p-Orbitalen bis zu sechs, in d-Orbitalen bis zu zehn und in f-Orbitalen bis zu vierzehn Elektronen.
Der Spin eines Elektrons ist in Chemie und Physik von großer Bedeutung. Es spielt eine entscheidende Rolle bei der Bildung chemischer Bindungen und bestimmt die Reaktivität von Atomen und Molekülen.
Orbitalfunktionen
Die Quantenmechanik beschreibt elektronische Orbitale mit mathematischen Funktionen, die Orbitalfunktionen genannt werden. Die Orbitalfunktionen sind ein probabilistisches Modell der Elektronenverteilung um einen Atomkern herum.
Es gibt verschiedene Arten von Orbitalen, einschließlich s, p, d und f von Orbitalen. Jeder Orbitaltyp hat seine eigene einzigartige Form und Ausrichtung im Raum.
S-Typ-Orbitale sind kugelförmig und sind dem Kern eines Atoms am nächsten. Die Orbitale des p-Typs haben die Form eines Kugelhutes und haben drei senkrecht angeordnete Orientierungen (px, py, pz). D-Typ-Orbitale haben eine komplexere Form und haben fünf Orientierungen (dxy, dyz, dzx, dx^2-y^2, dz^2). F-Typ-Orbitale haben eine noch komplexere Form und haben sieben Orientierungen.
Die Funktionen von Orbitalen werden durch mathematische Gleichungen definiert, die die Quantenzahlen eines Elektrons berücksichtigen, z. B. die Hauptquantenzahl, die Orbitalquantenzahl, die magnetische Quantenzahl und die Spinquantenzahl. Jede Orbitalfunktion beschreibt die Wellenfunktion eines Elektrons und seine Wahrscheinlichkeit, sich an einem bestimmten Punkt im Raum zu befinden.
- Die Orbitalfunktionen des s-Typs werden durch sphärische Mundharmonika dargestellt und als s bezeichnetx 2 , wobei x die Hauptquantenzahl darstellt.
- Die Orbitalfunktionen des p-Typs werden durch komplexe Mundharmonika dargestellt und als p bezeichnetx 2 , py 2 , pz 2 , wobei x, y und z magnetischen Quantenzahlen entsprechen.
- Die Orbitalfunktionen des d-Typs werden durch komplexe Mundharmonika dargestellt und werden als d bezeichnetxy 2 , dyz 2 , dzx 2 , dx^2-y^2 2 , dz^2 2 , wobei xy, yz und zx den magnetischen Quantenzahlen entsprechen.
- Die Orbitalfunktionen des f-Typs werden durch komplexe Mundharmonika dargestellt und werden als f bezeichnetxyz 2 , fyzx 2 , fzxy 2 , fx^2-y^2z 2 , fxyz^2 2 , fyz^2x 2 , fz^2xy 2 , wobei xyz, yzx und zxy den magnetischen Quantenzahlen entsprechen.
Die Funktionen von Orbitalen spielen eine wichtige Rolle bei der Erklärung der chemischen Attraktivität und Reaktionsaktivität von Atomen und Molekülen. Sie ermöglichen es Wissenschaftlern vorherzusagen, welche Elektronen sich in einem stabileren Zustand befinden und welche Moleküle sich durch chemische Reaktionen bilden können.
