Chemie Orbitale

Wissenschaft Chemie
#1

Hallo zusammen,
ich habe ein kleines Verständnis Problem zum Thema Orbitale (noch präziser : Pi- und Sigmabindung ).
Ich habe mir einpaar Bilder angeschaut, damit ich diese Bindungen besser verstehe. Also ich werde unten ein Link angeben, damit ich mein Problem präziser beschreiben kann.

http://www.zum.de/Faecher/Materialien/beck/chemkurs/…

Also, die einzige Bindung die ich auf diesem Bild sehe ist die Sigma-Bindung und das sieht für mich so aus, als wäre das eine Einfachbindung,obwohl es sich um eine Doppelbindung handelt. Bei der Pi-Bindung sehe ich nur diese gestrichelte Linien. Soll das heißen, dass die Atome an diesen stellen kein „Kontakt“ haben ? Ich meine die SPz Orbitale haben ja ein relativ großen Abstand zueinander und ich kann mir nicht vorstellen, dass die Elektronen von dem einen Orbital zudem anderen Orbital „wandern“ ( da der Abstand zu groß ist).
Ich habe wahrscheinlich etwas missverstanden.
Ich hoffe ihr erkennt meinen Fehler und könnt mir helfen. Und wenn es geht, erklärt mir bitte die Pi- und Sigmakomplex.

Ich bedanke mich schon mal im Vorraus

MFG R.

#2

Hi,
das Bild ist wirklich nicht sehr gut zum Verständnis… Die Sigma-Bindung ist zentrosymmetrisch und gut zu erkennen, die Pi-Bindung besteht aus einer seitlichen, deutlichen schwächeren Orbitalüberlappung und kann man sich modellhaft als Bananenbindung vorstellen. Es wandern aber keine Elektronen. Bezüglich des Pi- und Sigma-Komplexes - wenn Du mir Deine Mail-Adresse zukommen läßt, schicke ich Dir den relevanten Teil aus meiner Vorlesung als attachment.
Gruß
Lemmi

#3

Wikipedia ++ und jede Menge Quer-Verweise sind dort einsehbar.
Theo

#4

Hallo zusammen,
ich habe ein kleines Verständnis Problem zum Thema Orbitale
(noch präziser : Pi- und Sigmabindung ).
Ich habe mir einpaar Bilder angeschaut, damit ich diese
Bindungen besser verstehe…

Also ich werde unten ein Link

angeben, damit ich mein Problem präziser beschreiben kann.

http://www.zum.de/Faecher/Materialien/beck/chemkurs/…

Also, die einzige Bindung die ich auf diesem Bild sehe ist die
Sigma-Bindung und das sieht für mich so aus, als wäre das eine
Einfachbindung,obwohl es sich um eine Doppelbindung handelt.
Bei der Pi-Bindung sehe ich nur diese gestrichelte Linien.
Soll das heißen, dass die Atome an diesen stellen kein
„Kontakt“ haben ? Ich meine die SPz Orbitale haben ja ein
relativ großen Abstand zueinander und ich kann mir nicht
vorstellen, dass die Elektronen von dem einen Orbital zudem
anderen Orbital „wandern“ ( da der Abstand zu groß ist)…

Hallo Ramazan93,

sorry, aber das ist bei mir schon zu lange her, um es wirklich erklären zu können.

Das Einzige was ich dazu sagen kann ist, dass es sich beim Orbitalmodell eben um ein Modell handelt, das zwar experimentelle Ergebnisse besser erklären kann, als das Bohrsche Atommodell, aber längst nicht alle.

Schon Orbitale einzelner Atome werden durch sehr komplizierte Berechnungen wiedergegeben, die in Bildern nur sehr grob wiedergegeben werden können. Molekülorbitale können nur noch näherungsweise berechnet werden. Das alles ist sehr unanschaulich, Bilder können das nur sehr begrenzt wiedergeben.

Eine Sigma-Bindung ist definiert als Bindung entlang der Bindungsachse (Überlappung entlang der Kern-Kern-Verbindungsachse, einfacher darzustellen). Bei einer Pi-Bindung überlappen die Orbitale, die senkrecht zur Kern-Kern-Achse stehen (in der Darstellung in deinem Link wurde das mit den Linine nur angedeutet). Eine Doppelbindung besteht also aus eine Sigma- und einer Pi-Bindung, eine Dreifschbindung aus einer Sigma- und zwei Pi-Bindungen. Siehe auch Abb. 2.2.20 auf der von dir zitierten Internet-Site:

http://www.zum.de/Faecher/Materialien/beck/chemkurs/…

Hier sind die Pi-Orbitale auch überlappend dargestellt.

Viele Grüße
Martin

#5

Hallo Ramazan,

Du hast völlig recht - und das Bild einer Pi-Bindung ist einfach völlig falsch, weil die Orbitale genau so dargestellt wurden wie beim einzelnen Atom. Orbitale geben aber nun mal die Aufenthaltwahrscheinlichkeit von Elekronen an, und die liegen bei einer Pi-Bindung auch in dr hier gestrichelt dargestellten Region. Da kann man sich auch nicht rausreden, es würden nur 35%-Aufenthaltswahrscheinlichkeiten angezeigt.

Das Bild hier (beispielsweise) zeigt die Situation richtiger (eine „Banane“ oben und eine unten)
http://www.google.de/imgres?q=orbitale+pi+bindung&um…

#6

Ach so - noch etwas fiel mir auf (habe ich aber ggf. nur falsch verstanden):

Doppelbindung bedeutet. zwei Bindungen
die erste ist die rotationssymmetrische sigma-Bindung
die zweite ist die NICHT rotatiosnsymmetrische pi-Bindung

Beide zusammen = Doppelbindung

Die pi-Bindung alleine ist KEINE Doppelbindung, auch wenn sie zwei Orbitale oberhalb einer Ebenen und unterhalb dieser Ebene besitz - es ist nur eine einfache Bindung (nicht rotationssymmetrisch)

#7

Hallo,

Du machst es richtig - wenn man etwas nicht versteht, sollte man möglichst Bilder mehrerer Literaturquellen anschauen. Allerdings können manche Bilder auch andere Aspekte darzustellen versuchen, didaktisch unklug oder auch einfach fehlerhaft sein.

Die Molekülorbitale sind lediglich ein menschengemachtes Modell, das der leichteren Erklärung der Realität dient. Es ist nur ein Näherungsmodell. Tatsächlich existiert nur die Gesamtwellenfunktion des Moleküls - keine Orbitale. Aber das Molekülorbitalmodell ist für viele Zwecke ausreichend genau.

Deine Abbildung verstehe ich auch nicht ganz, zumal die Erklärungen dazu auch nicht lesbar sind. Schau Dir mal die Doppelbindungen (Pi-Sigma-Bindungen) bei Wikipedia an: Wikipedia - Doppelbindung, Hybridorbital
und Molekülorbitaltheorie (σ-π-Modell, Abbildung „Molekülorbital der π-Bindung im Ethen“).

Man rechnet einfach so, daß aus den beiden sp[z]-Orbitalen sowas wie ein Pi-Orbital entsteht. Es ist eben nur ein Modell, und man hat versucht, das so hinzurechnen, daß es der Realität hinreichend nahe kommt. Die beiden sp[z]-Orbitale überlagern sich nicht. Aber trotzdem läßt sich eine Delokalisierung der Elektronen über die Bindung in der Realität beobachten. Die Erklärung ergibt sich aus der Gesamtwellenfunktion, und die zeigt einfach so eine Erscheinung wie das Pi-Orbital.

#8

Hallo Ramazan,

ich empfehle dir, fogenden Link zu studieren:

http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/2/v…

dann sollte es klar sein…viel Spass

P.S. : Sollte deine Frage dennoch nicht beantwortet sein oder du versteht es nicht, kannst du natürlich gerne nochmal nachfragen.

#9

Moin!

Also mit dem Sauerstoff ist das so eine Sache. Schau mal hier:
http://de.wikipedia.org/wiki/Sauerstoff#Molek.C3.BCl…
http://de.wikipedia.org/wiki/Pi-Bindung#.CF.83-.CF.8…

Eine Doppelbindung besteht aus einer Sigma- und einer Pi-Bindung. In dem Bild ist das unglücklich dargestellt. Eigentlich müssten da noch „2 Würste“ liegen, das Pi-Orbital, in dem die beiden Elektronen liegen. Wahrscheinlich sind sie weggelassen worden, um den Diradikalcharakter darzustellen (die bindenden Orbitale sind ja voll). Am besten du schaust nochmal in der Wiki unter „Sauerstoff“ nach - da steht das alles etwas genauer.

Hier ein Zitat aus der Wikipedia (Molekülorbitaltheorie):
„Die σ-Bindung entsteht durch Überlappung zweier Hybridorbitale, die π-Bindung entsteht durch Überlappung der zwei pz-Orbitale. Da beide pz-Orbitale parallel zu einander stehen müssen, entsteht ein neues Molekülorbital mit einer Knotenebene“

Sauerstoff hat Aufgrund der Elektronenverteilung in den Molekülorbitalen eine Bindungsordnung von 2, also eine Doppelbindung, die aus einer Sigma- und einer Pi-Bindung besteht.
Ich glaube, wenn man es ganz korrekt darstellen würde, müsste man es wie eine 3fach-Bindung zeichnen - beide Pi-Molekülorbitale - den dem jeweils 1 Elektronen sitzt, das würde aber eine 3fach-Bindung suggerieren, was absolut falsch wäre. Im Prinzip sind ja in deinem Bild die antibindenen Elektronen der Pi-Bindung eingezeichnet. Es ist halt nur eine vereinfachte Darstellung - nicht ganz richtig und nicht ganz falsch. Meiner Meinung nach einfach zu viel versucht in einem Bild unterzubringen.

Ich hoffe ich konnte helfen!

#10

Hallo Ramazan,

tut mir leid, das ist nicht mein Gebiet. Mein Gebiet ist die industrielle Chemie, da braucht man über Bindungsorbitale nichts zu wissen.

Viele Grüße

#11

Danke für deine Antwort.
Und ja, du konntest mir helfen, aber etwas habe ich noch nicht ganz verstanden und zwar die pi-Bindungen.
Pi-Bindungen entstehe (soweit ich weiß) durch die Wechselwirkungen der 2pz Orbitale oder ? Aber mehr habe ich auch nicht verstanden. Diese pi-Bindungen sollen ja ganz wichtig für das Benzol sein, wegen der SP2 Orbitale. Ich verstehe immer noch nicht welchen Effekt diese pi-Bindungen haben. Und da war auch irgendetwas mit den pi-Elektronen. Ich hoffe du kannst mir helfen .