Chemie Sigma-Bindungen Pi-Bindungen?
Hallo,
also ich habe ein riesen Problem ich verstehe immoment in Chemie nichts mehr. Ich habe gegoogelt, aber dort ist alles zu schwer für mich erklärt.
Ich brauche eine Erklärung zu den sogennanten Sigma und pi-Orbitalen. Und wie diese Überlappung entsteht und die Hybridtalisierung? oder wie das heißt? Wäre echt leib wenn mir jemand dort helfen könnte weil ich dort echt nicht weiter komme und am verzweifeln bin. Erklärt das bitte so einfach wie möglich.
Vielen Dank.
3 Antworten
S-Orbitale sind kugelförmig (O), p- 0rbitale sanduhrförmig (8). Eine sigma Bindung zwischen zwei s-Orbitalen gleicht in etwa zwei verschmelzenden Kugeln. S-und p Orbitale können auch zu Hybridorbitalen verschmelzen, wobei dann die Sanduhrform des p-Orbitals stark zu einer Seite hin verlagert wird. Wenn p-Orbitale mit beiden "Bäuchen" miteinander verschmelzen entsteht eine π-Bindung (sieht aus wie eine halbe Doppelbindung).
Du kannst auch erst mal in Deinem Chemiebuch nachschauen was ihr überhaupt macht (welche Bindungsmodelle usw.) und dann bei Wiki nachlesen um den Orbitalbegriff zu verstehen.
http://de.wikipedia.org/wiki/S-Orbital
Für den Anfang reichst es völlig wenn Du Dich auf s und p Orbitale beschränkst. Das sind die Orbitale die bei den Hauptgruppenelementen auf der Außenschale (also die, die für Reaktionen/Bindungen zuständig ist) auftreten – außer natürlich bei Wasserstoff und Helium, da gibt es nur s-Orbitale.
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Kurz zusammengefasst: Orbitale sind Aufenthaltswahrscheinlichkeitsräume von Elektronen, d.h. wenn man den Zustand von Elektronen in bestimmter Nähe zum Kern berechnet, bekommt man einen mehr oder weniger festumrissenen Raum in dem sich diese Elektronen bevorzugt aufhalten – den Raum nennt man Orbital.
Jedes Orbital ist mit maximal 2 Elektronen besetzt und es wird immer erst eine Orbitalsorte voll besetzt, bevor die nächste aufgefüllt wird.
Die Orbital werden von auf einer Schale von Innen nach außen mit steigendem Energieniveau besetzt.
Innen ist das kugelförmige s-Orbital (1 Orbital, max. 2 Elektronen) dann kommen 3 hantelförmige p-Orbital (wie in einem 3D Koordinatensystem mit der Hantelmitte auf dem Nullpunkt ausgerichtet). Es wird immer erst ein Elektron in ein leeres Orbital gebracht, erst wenn in jedem p-Orbital ein e- ist wird das erste p-Orbital komplett aufgefüllt.
Das s und 1 oder alle 3 p-Orbitale können sich überlappen und sogenannte Misch- oder Hybridorbitale bilden.
Z.B. für C: der hat auf der Außenschale ein gefülltes s-Orbital und 2 einfach besetzte p-Orbitale. Diese könne jetzt Hybridorbitale vom Typ sp, sp² oder sp³ bilden (je nach Bindungspartner und Reaktionsbedingungen).
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Eine kovalente (Atom-) Bindung entsteht durch die Überlappung zweier einfach besetzter Orbitale.
Sigma- und Pi-Bindungen sind nur die Namen für die 2 grundsätzlichen Überlappungsformen, nämlich entlang der Bindungsache oder oberhalb und unterhalb der Bindungsebene:
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Sigma: Bindung durch überlappende Orbitale entlang der Bindungsachse (rotationssymetrisch & frei drehbar um die Bindungsachse) - s,p, oder Hybridorbitale (die höchste Aufenthaltswahrscheinlichkeit für die bindenden Elektronen ist zwischen den Atomen.
Typisch für Einfachbindungen.
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Pi: Bindung durch überlappen von zwei p-Orbitalen oberhalb und unterhalb der Bindungsebene. Die bindenden Elektronen sind oberhalb und unterhalb der Bindungsebene "konzentriert" mit einer sogenannten Knotenebene entlang der Bindungsachse (Ort der geringsten Aufenthaltswahrscheinlichkeit). Man kann sich 2 p-Orbital von je einem Atom vorstellen die sich an beiden Hantelenden überlappen.
Typisch für Doppel und Dreifachbindungen (immer ein sigma und eine oder zwei pi-Bindungen)
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Es gibt jede Menge gute Seiten hierzu : z.B. unter "Molekülorbitaltheorie":
Arbeite das hier mal durch. Aber bitte ganz durcharbeiten und nicht schon nach 2 min hinschmeißen. http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/2/vlu/chemische_bindung/hybridisierung.vlu.html
