====== Exkurs Orbitale ====== Der Begriff Orbital wird von lat.: orbis = Umkreis abgeleitet. Orbitale kann man sich so vorstellen, dass sie die Elektronenschalen des Atommodells nach Bohr in Bereiche unterteilen, die jeweils zwei Elektronen aufnehmen können. Die Form dieser Aufenthaltsräume kann berechnet werden. Mit dem Orbitalmodell befindet man sich dann in der Quantenmechanik, d.h. die Elektronenn werden als stehende Welle betrachtet und die Orbitale geben nur noch Bereiche an, in denen mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit ein Elektron anzutreffen wäre. ===== Entwicklung der Atommodelle ===== Der Begriff Atom wird von griech.: ατομος = unteilbar abgeleitet, der Begriff wurde im 5. und 4. Jhr. v. Chr. von **Leukipp** und **Demokrit** geprägt. Hier hatten die Atome noch nicht zwingend Kugelgestalt. //Aristoteles// dagegen war ein Verfechter der vier Elemente Wasser, Feuer, Erde, Luft, wodurch die Atomistik zunächst wieder in Vergessenheit geriet. Erst **Dalton** brachte die Atomistik 1802 wieder in das Zentrum der Aufmerksamkeit, bei ihm waren die Atome kugelförmig, nur unterschieden durch Größe und Masse (Murmel-Vorstellung). Ende des 19. Jhr. häuften sich experimentelle Hinweise, dass das Atom nicht unteilbar sein kann. Insbesondere die Elektrizität und die elektrostatischen Effekte konnten mit dem Dalton-Modell nicht mehr befriedigend erklärt werden. Ein erster Versuch war die Idee von **Thompson**, der sich die Elektronen im Atom eingebettet vorstellte, ähnlich den Rosinen in einem Rosinenbrötchen. Das **Rutherford**-Experiment widerlegte 1911 diese Annahme - gezeigt wurde u.a., dass das Atom aus einem kleinen, positiv geladenen Kern und einer großen, negativ geladenen Hülle besteht - die nicht kompakt, sondern durchlässig ist. Die unterschiedlichen Spektralfarben führten schließlich zur Annahme, dass die Energieniveaus der Elektronen unterschiedlich sein müssen. **Bohr** und **Sommerfeld** entwickelten daraus dann ihr Modell, in dem die Elektronenhülle in Schalen geordnet ist. Soweit, so gut - nur lassen sich mit den immer noch kugelförmigen Atomen die verschieden Strukturen insbesondere in der organischen Chemie nicht erklären. Abhilfe schafft hier das //Kugelwolkenmodell// (VSEPR - Valence Shell Electron Pair Repulsion, Veröffentlichung 1960 von **Gillespie**, aufbauend auf Überlegung von **Sidgwick** und **Powell**, die 1940 veröffentlicht wurden). Jeweils maximal zwei Elektronen besetzen eine Kugelwolke (die man sich als Luftballon vorstellen kann). Vier solcher Kugelwolken nehmen dann z.B. die vier Valenzelektronen des Kohlenstoffs auf (zunächst einfach besetzt), diese vier Wolken ordnen sich aufgrund der elektrostatischen Abstoßung tetraedrisch an. {{ .:800px-aos-3d-dots.png?350|Orbitalvisualisierung, Quelle: Wikimedia Commons, gemeinfrei}} Aus quantenmechanischer Sicht wurde das Atommodell schon ab 1925 durch **Schrödinger** und **Heisenberg** weiterentwickelt - Bahnen gibt es nicht mehr, nur noch unterschiedliche Aufenthaltsräume, in denen die Elektronen, abhängig von ihrem Energieniveau, wahrscheinlich aufzufinden sind. Hier sind Elektronen dann keine Teilchen mehr, sondern werden durch Wellenfunktionen beschrieben. Man unterscheidet, mit steigendem Energieniveau, s-, p-, d- und f-Orbitale((Spektrallinienbezeichner: s - sharp, p - principal, d - diffuse, f - fundamental)) : s-Orbitale sind kugelförmig, p-Orbitale hantelförmig, d-Orbitale und f-Orbitale rosettenförmig. Mit Hilfe der unterschiedlichen Orbitale im Orbitalmodell lassen sich jetzt auch unterschiedliche Bindungstypen besser erklären. ===== Kovalente Bindungstypen ===== Elektronenpaarbindungen sind als Einfachbindungen (z.B. Wasserstoff, Halogene, Alkane), Doppelbindung (z.B. Sauerstoff, Alkene) oder Dreifachbindung (z.B. Stickstoff, Alkine) bekannt. Auf der Grundlage des Orbitalmodells können diese Bindungen jetzt in zwei verschiedene Bindungsanteile aufgespalten werden, sigma-Bindung und pi-Bindung. {{.:800px-liaison_pi.svg.png?300 |Bildquelle: Wikipedia, erstellt durch Amelliug}}Die sigma-Bindung beschreibt das Grundgerüst eines Moleküls - also so, als ob zwischen allen Atomen nur Einzelbindungen vorhanden wären (in der Abbildung sind das die grauen Linien). Die pi-Bindung ist der Anteil der Bindung, der den Mehrfachbindungsanteil ausmacht (in der Abbildung rot dargestellt). Bei einer Doppelbindung überlappen hier je ein p-Orbital der beteiligten Atome, bei einer Dreifachbindung überlappen jeweils zwei, rechtwinklig angeordnete, p-Orbitale der beteiligten Atome. ===== Visualisierungen und Erklärungen im WWW ===== http://www.orbitals.com/orb/index.html http://www.quantenwelt.de/atomphysik/modelle/orbital.html [[http://youtu.be/Q_h4IoPJXZw| YouTube, One minute physics - Welle-Teilchen-Dualismus, Teil 1]] [[http://youtu.be/_riIY-v2Ym8| YouTube, One minute physics - Welle-Teilchen-Dualismus, Teil 2]] [[http://youtu.be/7vc-Uvp3vwg| YouTube, One minute physics - Heisenbergsche Unschärferelation]] [[http://youtu.be/IOYyCHGWJq4|YouTube, One minute physics - Schrödingers Katze]] {{tag>}}