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Tutorial MenueAtombau und Chemische BindungLerneinheit 6 von 11

Chemische Bindung: Molekülorbital-Theorie

Chemische Bindung: MOs von Wasserstoff

Für das einfachste Molekül, das Wasserstoff-Molekül, kann man die Molekülorbitale folgendermaßen ableiten. Die 1s-Orbitale der Wasserstoff-Atome (deren Wellenfunktionen werden mit Φ(Ha) und Φ(Hb) bezeichnet) wechselwirken miteinander und bilden ein Molekülorbital (Ψ(H2)).

Abb.1
Bindendes H2-Molekülorbital

Die Elektronendichte ist auch zwischen den Kernen lokalisiert, dort befindet sich sogar die höchste Elektronendichte. Durch dieses Orbital wird die Bindung gebildet, man nennt es bindendes Molekülorbital.

Eine wichtige Grundregel der Molekülorbital-Theorie besagt, dass die Anzahl der resultierenden Molekülorbitale gleich der Anzahl der wechselwirkenden Atomorbitale sein muss. Im Falle des Wasserstoff-Moleküls fehlt noch ein Molekülorbital, man nennt es das antibindende Molekülorbital. Zu jedem bindenden Molekülorbital existiert auch immer ein antibindendes.

Abb.2
Antibindendes H2-Molekülorbital

Die unterschiedlichen Farben des antibindenden Molekülorbitals geben das unterschiedliche Vorzeichen der Wellenfunktion wieder.

Zwischen den beiden Atomkernen liegt bei dieser Linearkombination eine Knotenebene, folglich halten sich die Elektronen bevorzugt nicht zwischen den Kernen auf. Dadurch wird die Abstoßung der positiv geladenen Atomkerne nicht ausgeglichen und man spricht von einem antibindenden Molekülorbital.

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