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Tutorial MenueAtombau und Chemische BindungLerneinheit 6 von 11

Chemische Bindung: Molekülorbital-Theorie

Chemische Bindung: Das lineare H4-Molekül

Das lineare H4-Molekül kann man formal aus zwei H2-Molekülen bilden.

Abb.1
Formale Bildung von H4 aus zwei H2-Molekülen

Ebenso kann man die Molekülorbitale des linearen H4-Moleküls durch Überlappung der bindenden und antibindenden Molekülorbitale der H2-Moleküle bilden. Dabei wird vereinfachend angenommen, dass das bindende mit dem bindenden Molekülorbital und das antibindende mit dem antibindenden wechselwirkt. Diese Vereinfachung ist zulässig, weil der Energieunterschied zwischen bindendem und antibindendem Molekülorbital so groß ist, dass eine Überlappung keinen großen Energiegewinn bringen würde.

Die Molekülorbitale kann man grafisch aus dem bindenden und dem antibindenden H2-Molekül herleiten.

Abb.2
MO-Schema des hypothetischen linearen H4-Moleküls

Energetisch kann man die Molekülorbitale nach der Regel "Je weniger Knoten, desto energieärmer" anordnen. Damit ergibt sich, dass die Überlappungen der bindenden Molekülorbitale energieärmer sind als die der antibindenden Molekülorbitale.

Insgesamt stehen vier Elektronen zum Füllen der neuen Molekülorbitale (A-D) des linearen H4-Moleküls zur Verfügung. Da jedes Molekülorbital mit maximal zwei Elektronen besetzt werden kann und die energetisch niedrigsten Molekülorbitale zuerst gefüllt werden, sind im linearen H4-Molekül nur die mit A und B bezeichneten Orbitale gefüllt. A beschreibt eine bindende, B eine antibindende Wechselwirkung zwischen den beiden H2-Molekülen. D.h. es resultiert keine Bindung, das Molekül existiert nicht.

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