VO Organische Chemie in der molekularen Biologie I

VO Organische Chemie I 2. Atombau
Einfluss auf die räumliche Gestalt eines Orbitals, geringer Einfluss auf die Energie
l = 0 kugelförmig Bezeichnung: s-Orbital
l = 1 hantelförmig p-Orbital
l = 2 rosettenförmig d-Orbital etc.
• m: Magnetquantenzahl
-l ≤ m ≤ +l
Beschreibt eine mögliche Orientierung der Orbitale in einem starken Magnetfeld und
hat interessante physikalische Effekte zur Folge
• s: Spinquantenzahl
Werte: - 1 /2 und + 1 /2
Unter dem Begriff Spinquantenzahl versteht man ein magnetisches Moment, d.h. das
e - verhält sich wie ein kleiner Stabmagnet, der sich in einem angelegen Magnetfeld
ausrichtet. Interessant ist die Fähigkeit des e - , sich entweder in oder gegen die
Richtung des Feldes einzustellen (daher zwei Werte)
Bei Atomen mit mehreren e - werden diese in die einzelnen Orbitale nach ihren Energiegehalt
eingeteilt (energieärmere Orbitale werden zuerst besetzt).
2.3 Elektronenkonfiguration
In welchen Orbitalenhalten sich die Elektronen auf?
C-Atom: 1s 2 2s 2 2p 2
(Bohrsches Atommodell)
Neon (Edelgas): 1s 2 2s 2 2p 6
Schreibweise der Konfiguration:
1924: WOLFGANG PAULI formuliert das nach ihm benannte Pauliprinzip, ein wichtiges
quantenmechanisches Prinzip: In einem Orbital können maximal zwei Elektronen sein, die
sich durch ihre Spinquantenzahl unterscheiden.
Daher: Unterscheidung in einfach ( ) und doppelt ( ) besetzte Orbitale. In doppelt
besetzten Orbitalen heben sich die magnetischen Momente auf, Elemente mit einfach
besetzten Orbitalen hingegen werden von einem starken Magnetfeld beeinflusst, sie sind
paramagnetisch z.B. O2 (hat zwei einfach besetzte Orbitale), NO, NO2
- 5 -
n
1s 2
l
Anzahl
Elektronen