Kugelwolkenmodell

Zur Beschreibung und Darstellung von Elektronenpaarbindungen wird im Rahmen des Orbitalmodell in der Regel das sogenannte Hybridisierungsmodell verwendet. Dieses ist aber in der druchgehenden Anwendung für den gymnasialen Grundlagenfachunterricht zu anspruchsvoll.

Im Folgenden wird deshalb zuerst das Prinzip des Hybridisierungsmodells erklärt, dann aber das Kugelwolkenmodell als stark vereinfachtes - aber durchaus brauchbares Modell - eingeführt.

Hybridisierung - vom Orbitalmodell zum Kugelwolkenmodell

Nähern sich zwei Nichtmetallatome, die sich in einer Elektronenpaarbindung verbinden, wirken starke Kräfte:

- Anziehung zwischen den Kernen und den Elektronen des jeweils anderen Atoms

- Abstossung zwischen den Elektronen der beiden negativ geladenen Hüllen und den positiv geladenen Kernen

Durch diese Kräfte werden die s- und p-Orbitale räumlich und energetisch so verändert, dass das s-Orbital mit allen 3 p-Orbitalen (sp³-Hybridisierung), oder nur mit zwei p-Orbitalen (sp²-Hybridisierung) - oder auch nur mit einem p-Orbital (sp-Hybridisierung) verschmilzt. Die dadurch neu entstandenen Orbitale nennt man Hybridorbitale (hybrida (gr): Mischling).

Die gesamte Anzahl Orbitale bleibt dabei gleich: Es sind immer insghesamt 4 Orbitale - entweder 4 Hybridorbitale - oder eine Kombination von Hybridorbitalen und unveränderten p-Orbitalen.

Achtung: Die Zahl im Namen (t.B. sp₃) bezieht sich immer auf die Anzahl p- Orbitale, die beteiligt sind - und nicht etwa auf die Anzahl Hybridorbitale! In der sp³-Hybridisierung gibt es beispielsweise 4 Hybridorbitale

Im Folgenden wird zuerst die wichtigste Art der sp3-Hybridisierung am Beispiel von Kohlenstoff erklärt, dann noch die seltenere sp²- und sp-Hybridisierung.

sp³-Hybridisierung - Beispiel Methan CH₄

Ein einzelnes Kohlenstoffatom weist die folgende Elektronenkonfiguration auf: [He] 2s²2p²

Bei unveränderten Atomorbitalen müsste das Molekül CH₂ entstehen!

Diese Struktur widerspricht aber allen Eigenschaften und experimentellen Analysen von Methan und entspricht damit nicht der Realität - und Die Natur bildet CH₄, nicht CH₂!

Warum aber liefert das Orbitalmodell nicht die richtige Struktur? Der Grund liegt darin, dass zusätzlich noch die oben erwähnten Kräfte berücksichtigt werden müssen, welche die Form und Energie der Orbitale verändern! Diese Kräfte führen zu einem energiearmen und symmetrischen Zustand - Eben CH₄!

Man kann das mathematisch berechnen - wir begnügen uns aber damit, das qualitativ zu beschreiben:

Hat ein Kohlenstoffatom vier Bindungspartner, verschmilzt das s-Orbital mit allen drei p-Orbitalen, wobei vier symmetrische Hybridorbitale entstehen, die gleichmässig um den Kern herum angeordnet sind. Dabei entsteht die bekannte tetraedrische Struktur von Methan:

Geometrische Anordnung: tetraedrisch - Bindungswinkel: 109.5° (Tetraederwinkel)

Voraussetzung: Ein sp³-hybridisiertes C-Atom hat typischerweise vier Bindungspartner.

sp²-Hybridisierung - Beispiel Ethen C₂H₄

In Ethen sind die beiden Kohlenstoffe mit je zwei Wasserstoffatomen und gegenseitig mit einer Doppelbindung verbunden: Jedes Kohlenstoffatom hat somit insgesamt drei Bindungspartner. Da die Anzahl Bindungspartner bei Kohlenstoff jeweils der Anzahl Hybridorbitale entspricht, verschmilzt in diesem Fall das s-Orbital nur mit zwei p-Orbitalen - ein p-Orbital bleibt dabei also unverändert.

Bitte beachten Sie, dass sich die beiden p-Orbitale der beiden sp2-hybridisierten KOhlenstoffatome auch überlappen können!.

Die Bindung besteht aus einem "halben" Orbital oberhalb und einem "halben" Orbital unterhalb. Diese Bindungen werden als"pi-Orbitale" bezeichnet vom griechischen Buchstaben für p, während die Bindungen mit Hybridorbitalen als "sigma-Bindungen" bezeichnet werden vom griechischen Buchstaben für s, da alle aus einem s-Orbial entstanden). In den Darstellungen sind die pi-Orbitale rot, die sigma-Orbitale grün.

Beachten Sie auch, dass die pi-Orbitale weniger stark sind als die sigma-Bindungen, da die pi-Elektronen weniger stark von den Kernen angezogen werden (Abstand!). DAs ist der Grund, dass Moleküle mit Doppelbindungen im Allgemeinen reaktionsfreudig sind.

Geometrische Anordnung: planar-trigonal - Bindungswinkel: 120°

Voraussetzung: Ein sp²-hybridisiertes C-Atom hat typischerweise drei Bindungspartner</> (und eine Doppelbindung)

sp-Hybridisierung - Beispiel Ethin C₂H₂

In Ethin sind die beiden Kohlenstoffe mit nur je einem Wasserstoffatomen und gegenseitig mit einer Dreifachbindung verbunden: Jedes Kohlenstoffatom hat somit insgesamt nur zwei Bindungspartner. In diesem Fall verschmilzt das s-Orbital nur mit zwei p-Orbitalen - ein p-Orbital bleibt dabei also unverändert. Dabei entstehen zwei Hybridorbitale und die beiden p-Orbitale bleiben unverändert

Wie bei Ethan können sich natürlich auch in diesem Fall die p-Orbitale zu pi-Bindungen überlappen. Diese liegen senkrecht aufeinander und führen zu einer hohen Reaktivität von Alkinen (Kohlenstoffverbindungen mit mindestens einer Dreifachbindung).

Geometrische Anordnung: linear - Bindungswinkel: 180°

Voraussetzung: Ein sp²-hybridisiertes C-Atom hat typischerweise zwei Bindungspartner</> (und zwei Doppelbindungen)

Zusammenfassung: Hybridisierung

Das Kugelwolkenmodell

Im Kugelwolkenmodell (KWM) geht man davon aus, dass die Elektronen um ein Atom kugelförmige Aufenthaltsorte haben. Diese Aufenthaltsräume wurden, gemäss Orbitalmodell, mittels Schrödingergleichung errechnet und stellen die Räume als Wahrscheinlichkeitsräume dar, in dem sich ein Elektron aufhält. Jede dieser Elektronenwolken können mit ein oder zwei Elektronen besetzt werden. Aufgrund der zunehmender Grösse der Schalen nehmen auch die Elektronenwolken zu, wobei nicht alle Räume der Wolken besetzt werden müssen. Jedoch betrachtet man im Kugelwolkenmodell nur die äusserste Schale, die Valenzschale, welche, wie schon im Bohrschen Modell festgelegt, bis auf weiteres nur acht Elektronen aufnimmt! Folglich hat jedes Atom im KWM maximal 4 Wolken.

Das KWM im Periodensystem

Beispiele zum KWM

Hier folgen zwei Beispiele, an denen man das KWM gut illustrieren und nachvollziehen kann:

Wasserstoff (H2):	Sauerstoff (O2):

Grenzen des Modells

Es gibt Unregelmäßigkeiten in der tatsächlichen Besetzung von Schalen bei den Nebengruppenelementen, die sich nur bei einer Annahme erklären lassen: Es muss noch Unterschalen geben. Das lässt sich aber mit dem Kugelwolkenmodell nicht mehr erklären, da es ja nur die jeweils die äusserste Schale betrachtet.

Vergleich: KWM - Orbitalmodell

	Kugelwolkenmodell	Orbitalmodell
gleich	Schalen der Atome	Schalen der Atome
	Elektronen haben Wellencharakter	Elektronen haben Wellencharakter
	Hund'sche Regel, Pauli-Prinzip	Hund'sche Regel, Pauli-Prinzip
verschieden	sp3-Hybridisierung	s/p-Unterschalen
	Betonung der Valenzschalen	Berücksichtigung aller Schalen
		Bindungen der 1. und 2. Periode können gut beschrieben werden, ab der 3. Periode nur eingeschränkt. Nicht geeignet für Nebengruppen, da diese teilweise gleich viele Valenzelektronen haben wie Atome mit anderer Anzahl an Elektronen

Die Lewisschreibweise

Bei der Lewisschreibweise zeigt man auf einem einfachen weg auf, wieviele Valenzelektronen ein Atom hat, und weiterführend wie die Bindungen zwischen Atomen und Molekülen aussehen. Dabei ersetzt man einfach die vollbesetzetn Kugelwolken durch einen Strich und die einfach besetzten Kugelwolken durch einen Punkt.

Beispiele zur Lewisschreibweise

Hier folgen ein paar Beispiele, an denen man die Schreibweie gut illustrieren und nachvollziehen kann:

Bindung von zwei Cl - Atomen

Bindung von H₂O

Man kann statt Strichen auch zwei Punkte schreiben:

Quellen

• http://wikipedia.org
• http://google.com
• Heftaufschrieb
• http://www.thomasmusolf.de/fuer_schueler_und_eltern/Chemie/Allgemeines/Wichtige%20Begriffe%20mit%20frame.html
• http://www.bionet.schule.de/~grube/fachlehr/chemie/fundamen/valenz.htm
• http://chemie.fb2.fh-frankfurt.de/Erlaeuterungen/11Hybridisierung-sp3.htm
• http://chemgapedia.de
• http://www.thomasmusolf.de/fuer_schueler_und_eltern/Chemie/Allgemeines/PSE%20-%20online07.jpg
• Elemente-Moleküle; von Roderich Magyar, Wolfgang Liebhart und Gabriela Jelinek