10. november 2017
STX 2.g
Det der med orbitaler (red.: 10. november 2017) Side 1 af 4
Det der med orbitaler!
Det hele begynder med atomet!
Dette er det traditionelle billede – med kerne og elektroner i baner omkring.
Denne model er over 100 år gammel og på ingen måder tilstrækkelig. Primært pga. en lovmæssig-
hed der hedder usikkerhedsrelationen (ΔsΔ(mv) < h), der kort sagt går ud på, at man ikke kan be-
stemme en partikels position og hastighed helt nøjagtig samtidig. Hvis man f.eks. vil kende place-
ringer meget, meget nøjagtig bliver usikkerheden på hastigheden tilsvarende større.
Til daglig giver det (overhovedet) ingen problemer, men hvis man blot vil bestemme elektronens
position med en usikkerhed der svarer til atomets størrelse – bliver usikkerheden på hastigheden
større en den hastighed man kan beregne at elektronen må have! Med andre ord hvos man vil vide
hvor elektronen er her og nu – så ved man ikke hvor den er i næste nanosekund!
Når man kommer ned på nano-skala (som atomet) bliver elektronerne til en slags ”spøgelser” som
der ikke er til at holde styr på. Men normalt er der størst sandsynlighed for at ”mærke” dem (det er
jo spøgelser) i den afstand fra kernen som vil normalt kalde ”atomradius”.
Det bedste billede man kan danne et en slags ”tåge” med størst tæthed i en bestemt afstand fra ker-
nen (nogle siger at elektronerne er ”smurt ud”).
Tætheden af skyen er dog ikke tilfældig, der er et stramt system med foretrukne områder – disse
områder kaldes ”skaller” og ”orbitaler” (baner).
Skaller er den overordnede struktur og der findes i princippet uendelig mange skaller, men normalt
er kun de første 5 i brug. Skallerne nummereres 1, 2, 3 osv. (K, L, M osv. blev brugt tidligere).
Indeni skallerne, findes der orbitaler:
s – som der er én af i hver skal, i 1.skal er der kun den ene s-orbital.
p – som der er tre af i hver skal fra 2.skal
d – som der er fem af i hver skal fra 3.skal
den næste kaldes f-orbital og højere er det ikke nødvendig at gå.
I hver orbital kan der være 2 elektroner – og elektronerne placerer sig i orbitalerne efter følgende
skema:
Orbital
Antal Orbitaler
n²
Antal elektroner
2 n²
Skal nr.
n
s
p
d
d
f
1
3
5
7
2
6
10
10
14
5
5
10. november 2017
Det der med orbitaler (red.: 10. november 2017) Side 2 af 4
Orbitalernes form
s-orbitalerne er kugleformede, hvilket er en letforståelig struktur.
p-orbitalerne har en mere speciel form. En enkel p-orbital ligner en oppustet aflang ballon som er
snøret samme på midten – se figur til højre. De tre p-orbitaler står alle vinkelret på hinanden – de to
første som henholdsvis x- og y-akserne i et koordinatsystem, den tredje danner endnu en akse (z)
vinkelret på de to andre:
d-orbitalerne minder om p-orbitalerne, mens f-orbitalerne er temmelig specielle.
Set udefra danner den fyldte 1.skal en perfekt kugleform – det forklarer måske noget om strukturens
stabilitet.
Den fyldte 2.skal vil også ligne en kugle – dog med 6 ”knopper” fra de tre p-orbitaler.
Når atomer mødes
Når to hydrogenatomer mødes vil de to kerner og de to elektroner frastøde hinanden, mens den ene
kerne vil tiltrække elektronskyen fra det andet atom.
I begyndelsen er de tiltrækkende kræfter størst men i en bestemt afstand er der balance mellem de
tiltrækkende og de frastødende kræfter. Denne afstand repræsenterer bindingslængden og det tilhø-
rende energiminimum– se grafen nedenfor (der er tre forskellige grafer som viser tre forskellige
(typiske) bindingslængden og tilhørende energier).
Hvad sker der med orbitalerne?
Atomorbitalerne overlapper hinanden når bindingen dannes og det viser sig at jo større overlap der
er mellem orbitalerne, jo stærkere er bindingen. På grafen er overlappet klart størst ved den covalen-
te binding, den er noget mindre ved brintbindingen (hydrogenbinding) og meget beskeden ved van
der Waal-bindingen.
Atomorbitalerne blandes og danner nye molekylorbitaler.
På figurerne ses som eksempel dannelse af molekylorbitaler udfra to s-orbitaler: H-H og udfra en s-
orbital og en p-orbital og endelig udfra to p-orbitaler:
10. november 2017
Det der med orbitaler (red.: 10. november 2017) Side 3 af 4
Men desværre er det ikke så simpelt!
Carbon – C har 4 elektroner i yderste skal og man skulle tro at de placerede sig med 2 i s-orbitalen
og 2 i p-orbitaler. Men målinger viser at de er fuldstændig ens!
Man forestiller sig, at der dannes en blanding af s og p orbitaler til sp-orbitaler, som har følgende
facon:
Der er følgende muligheder:
sp
3
- hvor s-orbitalen og alle tre p-orbitaler bruges – det giver 4 sp-orbitaler som stiller sig i en tetrae-
derstruktur:
Eksempler på stoffer med sp
3
struktur:
- De tre stoffer vist ovenfor CH
4
, NH
3
og H
2
O
- Alle alkanerne
- Alle cycloalkanerne
- Samt en lang række organiske strukturer hvor der ikke er multipel (dobbelt eller tripel) bin-
dinger.
sp
2
- hvor s-orbitalen og to p-orbitaler bruges – det giver
3 sp-orbitaler og én til-overs-blivende p-orbital. Sp-
orbitalerne kan danne
de sædvanlige bindin-
ger, mens den ekstra p-
orbital bruges til dan-
nelse af dobbeltbin-
dinger:
10. november 2017
Det der med orbitaler (red.: 10. november 2017) Side 4 af 4
Eksempler på stoffer med sp
2
struktur:
- Ethen (vist ovenfor)
- De øvrige alkener (og stoffer med flere dobbeltbindinger) omkring dobbeltbindingerne
- I alle arener (aromatiske forbindelser som benzen og naphthalen)
- Andre dobbeltbindinger som kulstof-oxygen i oxo-forbindelser eller kulstof-nitrogen dob-
beltbindinger.
Sp
– hvor s-orbitalen og én p orbital bruges – det giver
to sp-orbitaler og to til-overs-blivende p-orbitaler:
som før bruges de ”frie” p-orbitaler til specielle
bindinger, i dette tilfælde en tripelbinding.
Dannelsen af sp-orbitaler kaldes ”hybridisering” –
og muligheden for hybridisering er altid tilstede,
ligesom hybridiseringen altid hurtigt kan ophæves
og systemet dermed går tilbage til atomorbitalerne.
Eksempler på stoffer med sp struktur:
- Ethyn (som vist til højre)
- De øvrige alkyner omkring tripelbindingen
- Kulstof-nitrogen tripelbindingen – som i
C NH