Orbitale – die besten Beiträge

hi, kann mir jemand erklären, was konjugierte Doppelbindungen sind?

hi, welche Bindungsverhältnisse hat das Propen? ich denke es hat an der C-C-Doppelbindung 1 Pi Bindung und eine Sigma bindung… aber ich verstehe das nicht so ganz… wie ist das mit dem sp und sp hybridorbital?

Dass Atome mit vollbesetzten Schalen besonders stabil sind verstehe ich. Aber warum sind halbbesetzte Schlange ebenfalls stabil und weisen ein hohes Ionisierungspotential auf?

Hier geht es um delokalisierte Bindungen und Mesomerie, und die Orbitale.

Hier ist Benzol und es sind glaube ich Pi Bindungen. Und die schraffierten und nicht schraffierten Teile haben dasselbe Vorzeichen.

Meine Fragen

1. Wie können Orbitale Vorzeichen haben?

2. Das sind ein paar mögliche Molekülorbitale oder? Wieso ist es da wichtig, in welche Richtung das Vorzeichen zeigt und gibt es auch Moleküle, bei denen es nicht so ist?

3. Wieso sind bei manchen einfach zwei Orbitale weg und nur vier da?

Vielen Dank für alle Antworten!

Wieso liegt das 1s-Orbital vom Wasserstoff höher als das von den 2s und 2p-Orbitalen von Fluor?

Wieso wurde für die 2 Sauerstoff-Atome nur das 2s und 2p-Orbital bezüglich des Molekülorbitals betrachtet? Fehlt da nicht das 1s-Orbital mit seinen sigma-Bindungen?

Ich habe gelesen das es was mit der d3 Konfiguration zutun hat, also das diese d3 Konfiguration durch eine halbgefüllte Unterschale stabilisiert ist. Aber d3 ist doch nicht halbgefüllt? Ich dachte d5 gilt als halbgefüllt

Heißt es nicht, dass Übergangsmetalle mit halbvoll oder voll besetztem d-Orbital stabiler sind? So wie die Oktettregel bei den Hauptgruppen?

Werden jetzt von dem Fe die 2 Elektronen aus dem 4s Orbital abgespalten, bleibt schließlich noch 1 Elektron "zu viel" in dem d-Orbital, sodass dass Fe 6 Elektronen im d-Orbital hat.

Aber sollten es nicht möglichst 5 oder 10 sein?

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..

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?