Organische Chemie V1

• sp: Dreifachbindung/kumulierte Bindung, eine σ und zwei π-Bindungen, zB. Ethin
• sp²: Doppelbindung, eine σ und eine π-Bindug, zB. Ethen
• sp³: Einfachbindung, eine σ-Bindung

• vor Bindung werden Orbitale "gemischt", zB zu sp-Orbitalen
• Gesamtenergie ändert sich nicht
• Wellenfunktion subtrahiert/addiert

wenn es zwei oder mehr Zustände mit den gleichen Energieniveaus gibt

ist gleich der Energiedifferenz

• bindend: niedrigeres Energieniveau als AO
• nicht bindend: gleiche Energie = entartet
• antibindend: höheres Energieniveau als AO

= (bindende Elektronen - antibindende Elektronen) : 2

wenn mehr Elektronen in bindenden Molekülorbitalen als in antibindenden vorhanden sind, resultiert ein stabiles Molekül

• isoliert: C-Atom nur von Einzelbindungen umgeben
• kumuliert: nur Doppelbindungen
• konjugiert: eine Doppelbindung und 2 Einzelbindungen

wenn ein oder mehrere Elektronen in einem Molekül nicht genau lokalisierbar sind, sondern über einzene Atome verteilt sind

delokalisierte Elektronen durch Lewis-Formel nicht darstellbar -> Resonanz/Mesomerie = hypothetische Strukturen, Lage der Atome bleibt

Atomorbitale, Verteilung der Elektronen im Atom auf verschiedene Energiezustände

wenn die Bindungen auf einer Ebene liegen

• liegt bei sp³-Bindungen vor
• Winkel von 109,5°

• liegt bei sp²-Bindungen vor
• Winkel von 120°

Winkel zwischen kovalenten Bindungen

Wahrscheinlichkeit, ein Eelektron anzutreffen = 0

Mehrfachverbindungen bestehen aus σ- & π-Bindungen

σ-Bindungen: entlang der Bindungsebene, stärker als π-Bindungen, durch Überlappung zweier Hybridorbitale

π-Bindungen: seitlich der Bindungsebene, durch Überlappung zweier p-Orbitale

• zur Klassifizierung der Orbitale
• Hauptquantenzahl n: Energieniveau ("Hauptgruppe") n=1,2,3,...
• Nebenquantenzahl l: Orbitalform (s, p, d, f,...) l=0 bis n-1
• Magnetquantenzahl m: räumliche Ausdehnung, m=-l bis +l
• Spinquantenzahl s: Eigendrehimpuls, s=+1/2 oder -1/2