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|  |  | Orbital - Definition und Bedeutung |
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Als Orbitale eines Atoms bezeichnet man die Aufenthaltsräume von Elektronen in der Elektronenhülle des jeweiligen Atoms. Das Quadrat der Wellenfunktion eines Elektrons in einer Atomhülle beschreibt die räumliche Aufenthaltswahrscheinlichkeit, die charakterisiert, wo man mit welcher Wahrscheinlichkeit Elektronen in der Elektronenhülle antreffen könnte.
Im zugrunde liegenden Wellenmodell existieren keine Kreisbahnen, wie im Atommodell von Niels Bohr und ebenso keine anderen, definierten Bahnen. Viel mehr brachten Entwicklungen der Quantenmechanik die Erkenntnis, dass der genaue Aufenthaltsort der Elektronen aufgrund der Unschärferelation nicht exakt, sondern nur ihre Verteilung stochastisch beschrieben werden kann. Siehe ebenso heisenbergsche Unschärferelation.
Da sich die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen bis ins Unendliche erstreckt, wählt man als Orbital den Aufenthaltsraum, in dem sich das betrachtete Elektron mit ca. 98% Wahrscheinlichkeit aufhält. Man erhält damit Räume, die ungefähr der Größe der Atome entsprechen. Die Begrenzungsflächen sind Flächen gleicher Aufenthaltswahrscheinlichkeit (Isoflächen).
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4 Weblinks
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Orbitale werden anhand der vier Quantenzahlen n, m, l und s klassifiziert, wobei gilt:
| · | n (Hauptquantenzahl, Wertebereich: 1, 2, 3, ..) beschreibt das Hauptenergieniveau, welches ein Elektron besitzt. Es entspricht gewissermaßen der Bahnzahl n des Bohr'schen Atommodells
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| · | l (Bahndrehimpulsquantenzahl, Wertebereich: 0, 1, .. n-1) beschreibt den Bahndrehimpuls des Elektrons
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- Bei gleichem n-Wert haben Orbitale höherer l-Werte höhere Energie.
| · | m (magnetische Quantenzahl, Wertebereich: -l .. +l) beschreibt die räumliche Ausrichtung, die das Orbital bezüglich eines äußeren Magnetfeldes einnimmt. Für die Projektion des Drehimpulsvektors auf die Richtung des Magnetfeldes gilt:
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| · | s ist die Spinmagnetquantenzahl, knapp Spin. Ihre Existenz deutet man als Eigenrotation der Elektronen. Sie legt den Drehimpuls dieser Rotation fest und kann für Elektronen den Wert +1/2 oder −1/2 annehmen.
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2 Charakteristische Formen
Die Orbitale zu den verschiedenen l Zahlen haben charakteristische (grobe) Formen, die ebenso bei höheren n-Werten qualitativ erhalten bleiben. Jedem l wird aus historischen Gründen ein bestimmter Buchstabe zugeteilt:
| Name | ausgeschrieben | Wert von l | Aussehen
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| s-Orbital | sharp | l=0 | radialsymetrisch
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| p-Orbital | principal | l=1 | hantelförmig in den drei Raumachsen
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| d-Orbital | diffuse | l=2 | gekreuzte Doppelhantel
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| f-Orbital | fundamental | l=3 | rosettenförmig
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(Die Bezeichnungen s, p, d und f stammen aus der Spektroskopie und dienen nur der Bezeichnung)
Die Orbitale charakterisieren strikt genommen nur die möglichen Eigenschwingungszustände der Elektronen-Wahrscheinlichkeitswellen, wie sie in Einelektronensystemen, wie z.B. Wasserstoffatom H oder Heliumionen He +, Lithiumionen Li 2+ usw. vorkommen. Die zu den Orbitalen gehörigen Wellenfunktionen (siehe Kugelflächenfunktionen) ergeben sich aus der stationären Schrödingergleichung Einelektronensystems. Trotz dieser Beschränktheit reicht allerdings die Kenntnis der groben Form der Orbitale, die ebenso in Mehrelektronensystemen erhalten bleibt, um viele qualitative Fragen zum Aufbau von Stoffen zu beantworten.
Einige Symmetrien von chemischen Bindungen scheinen den charakteristischen Formen der Orbitale zu widersprechen. Diese Bindungssymmetrien werden erst durch die Bildung von Hybrid-Orbitalen verständlich.
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