Orbitạltheorie

Theorie der Elektronenzustände in Atomen und Molekülen aufgrund der u. a. von W. Heisenberg und E. Schrödinger entwickelten Quantenmechanik. Das Orbital ist der Bereich, in dem sich nach den Gesetzen der Wahrscheinlichkeit ein Elektron am häufigsten aufhält. Bildlich kann man sich ein Orbital als eine Wolke negativer Ladung vorstellen, die den Atomkern umgibt. Jedes Orbital kann mit maximal zwei Elektronen besetzt sein, die aber entgegengesetzten Spin besitzen müssen.

Beim Wasserstoffatom, das nur ein Elektron besitzt, ist das Orbital kugelsymmetrisch zum Kern angeordnet (1), diese Art wird als s-Zustand bezeichnet. Eine andere Art von Ladungswolke bildet den p-Zustand (2). Hier ist der Aufenthaltsraum der Elektronen hantelförmig um den Atomkern angeordnet.

Mit Hilfe der Orbitaltheorie ist eine Deutung der Atombindungen (Bindung) möglich, die besonders beim Kohlenstoffatom von Interesse sind. Das Kohlenstoffatom besitzt in der äußeren Elektronenschale 4 Elektronen, die sich im Ruhezustand in zwei s- und zwei p-Zuständen befinden. Im angeregten Zustand „bastardisieren“ alle vier Zustände zu so genannten sp-Zuständen (3), die hier die Vierwertigkeit des Kohlenstoffatoms bedingen. Die gegenseitige Durchdringung der bastardisierten Ladungswolken verschiedener Atome führt durch Resonanz zur Atombindung (4). Die im sp-Zustand befindlichen Elektronen werden als σ-Elektronen bezeichnet, die von ihnen geschaffene Bindung als σ-Bindung. Beim Kohlenstoffatom bedingt die gegenseitige Abstoßung der gleichsinnig geladenen vier sp-Elektronenwolken die Tetraederstruktur der gesättigten Kohlenstoffverbindungen (5).

Doppelbindungen zwischen Kohlenstoffatomen sind mit σ-Elektronen nicht möglich, da sich die Ladungswolken abstoßen und daher nicht genügend nähern können. Die Doppelbindung kommt dadurch zu Stande, dass bei jedem Kohlenstoffatom ein p-Zustand erhalten bleibt, deren Elektronen als π-Elektronen bezeichnet werden und durch Resonanz der sich zum Teil durchdringenden hantelförmigen Ladungswolken die nicht sehr stabile π-Bindung hervorrufen; hier am Beispiel des Ethylens dargestellt (6). Die π-Bindung steht senkrecht auf den hier in herkömmlicher Weise durch Valenzstriche gezeichneten σ-Bindungen.