Orbitale – die besten Beiträge

In der IV. Nebengruppe und der IX. Nebengruppe wird bei z.B. Chrom oder Kupfer ein Elektron aus dem s-Orbital in das energetisch höhergelegene d-Orbital angehoben, um ein (halb-)volles d-Orbital zu schaffen.

Doch warum passiert das bei Wolfram nicht. Und warum wird bei Rhodium ein Elektron aus dem s-Orbital hinzugefügt, um nur 3 Orbitale vollständig zu besetzen?

Also das mit den Orbitalen verstehe ich ziemlich, und auch, dass bei dem Roten die Elektronenwahrscheinlichkeit am geringsten ist. Aber wieso sind sie so geladen? Heißt das Minus einfach, dass da die meisten e- sind? Aber wieso ist das andere dann positiv geladen? Und wieso ist z.B. das 1s Orbital positiv, obwohl da Elektronen sind, oder das 2p teils teils? Und in dem 3p ist das 2p innen plötzlich andersrum. Wieso?

Die Oktettregel gilt ja nur für Hauptgruppen. Bei den Nebengruppen spielen die Orbitale eine entscheidende Rolle. 5 oder 10 Elektronen in den d-Orbitalen gelten als besonders stabil. (Wenn ich's richtig verstanden habe)

Wie geht man aber vor, wenn ein Element aus einer Hauptgruppe mit einem Element aus einer Nebengruppe reagiert.

Eisen und Sauerstoff beispielsweise:

O braucht noch 2 weitere Außenelektronen für die Erfüllung der Oktettregel.

Die Elektronenkonfiguration von Fe ist [Ar] 4s^2 3d^6.

Vielleicht spaltet man ein Elektron vom Fe aus dem 3d-Orbital ab und gibt es dem O?!? Und weil O zwei Elektronen braucht, dann Fe2O...

War das wenigstens ein teilweise richtiger Lösungsansatz? 😅😅

Also hier wurde gezeigt, welche Orbitale sich überlappen können, wieso geht es nicht bei s+p? Und woher weiß man, ob die zwei P Orbitale eine Sigma oder PI Bindung sind?

Also damit meine ich diese Diagramme, bei denen man die Elektronen einträgt dann die bindenden und antibindenden Elektronenpaare einträgt und dadurch die Anzahl der Bindungen herausfinden kann, also zum Beispiel bei N2 0,5*(8-2)=3

Ich habe die Diagramme nur gesehen, bei denen links und rechts das gleiche gestanden ist. Heißt das also, dass man sie nur benutzt, um herauszufinden, wie viele Bindungen es gibt zwischen den Atomen die normalerweise zu zweit vorkommen? Also o:2 N:3 F:1? Oder benutzt man sie auch noch für etwas anderes?

Also hier z.b bei H2. Also was ich gelernt habe, ist, dass sich die Orbitale von den beiden überlappen und diese Fläche in etwa die Bindungsenergie ist. Dann wird daraus ein Molekülorbital, in dem die Elektronen überall sind, aber am wahrscheinlichsten in der überlappenden Fläche. Stimmt das? Und ich dachte, das wäre ein Molekülorbital, wieso sind es plötzlich zwei, also ein bindendes und ein anti-bindendes und wieso sind alle Elektronen in dem Bindenden? Einen Lehrer kann ich leider nicht fragen, ich habe es in der 10. abgewählt und muss neu für die Uni lernen. Vielen Dank für jede Antwort!

Hallo allerseits,

Frage steht oben.

Danke viemals für Hilfe.

Lg

Hallo an alle,

Weshalb ist Kohlenstoffdioxid im Orbitalmodell linear? Ich weiß, dass die Elektronenpaare den größtmöglichsten Abstand zueinander suchen. Aber warum genau ist das so?

Zudem habe ich mich mit dem VSEPR-Modell auseinandergesetzt, aber die Winkelvergrößerung bzw. Verkleinerung, da freie Elektronenpaare mehr Raum als bindende Elektronen beanspruchen, ist mir auch nicht schlüssig.

Wäre sehr dankbar, könnte mir das jemand erklären..

Hallo,

ich habe in Chemie bei dem Orbitalmodell als Energieniveauschema mit der Kästchenschreibweise nicht verstanden, ob man zuerst das Elektron +½ oder das Elektron -½ zuerst in das jeweilige Orbital einsetzt.

Klärt mich bitte auf!

Danke

Ich habe hier ein Buch, dass sagt

"Each Valence electron (i.e., an electron in the outermost s and p orbitals) is represented by a dot placed beside the chemical symbol."

Für die Hauptgruppen macht das ja Sinn, da dort ja nur s und p Orbitale außen sind aber was ist mit den Nebengruppenelementen? Das ist doch der d Block.

Hallo,

mein Chemiedozent sagte grade in der Vorlesung, dass es ab dem vierten Energieniveau die 4s 4p 4d 4f Orbitale gäbe
Ich habe aber gestern gelesen, dass das f-Orbital erst ab dem sechsten Energieniveau dazukommt.

Was stimmt denn jetzt?

LG

Ich wollte einfach mal fragen, ob jemand weiß, ob es mittlerweile ("künstliche") Elementkandidaten gibt, die im Grundzustand ein Elektron im g-Orbital haben, oder, falls das nicht der Fall sein sollte, ob es Elemente gibt die im angeregten Zustand ein stabiles g-Elektron besitzen.

Eine kurze Frage zu den wunderbaren komplexen Komplexen...

Warum hybridisiert Nickel in Anwesenheit von Cyanid quadratisch-planer (sp2d), in Anwesenheit von Chlor jedoch tetraedisch?

Nach welchem (hoffentlich einfachem ;) ) Prinzip kann man das vorhersagen?

Warum geht das so nicht, braucht man unbedingt eine Doppelbindung zum Sauerstoff

siehe unten

Wodurch unterscheidet sich das 2s- vom 3s-Orbital

Aceton/Propanon (56°C) hat eine geringere Siedetemperatur als 1-Propanol(97°C), dabei hat Aceton doch eine Sigma- und Pi-Bindung. Warum hat Aceton dann eine geringere Siedetemperatur???

"Die ähnlichen Eigenschaften der Übergangsmetalle, der Nebengruppenelemente, sind darauf zurückzuführen, dass ihre Atome jeweils zwei Valenzelektronen in einem s-Orbital besitzen und die Besetzung mit Elektronen in d- bzw. f-Orbitalen erfolgt."

Ich dachte s-Orbital ist eher innen...

nicht nur als einziges Metall (worauf meine Frage abzielt), sogar als einziges Element

Woher weiß ich denn hier, welche C-Atome sp³-,sp²-und sp-hybridisiert sind? Und wie bzw. wo kann ich hier die äußeren p-Orbitale ergänzen?