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Chemische Bindung: Molekülorbital-Theorie

Chemische Bindung: Energie der MOs des H2+-Moleküls

Als nächstes Beispiel behandeln wir das H2+-Molekül, das aus einem Wasserstoff-Atom und einem Proton gebildet wird. Das Energiediagramm der Molekülorbitale sieht fast genauso aus wie das des ungeladenen Wasserstoff-Moleküls.

Abb.1
MO-Schema des H2+-Moleküls

Der Energieunterschied ΔE beträgt 64 kcal/mol und ist genauso groß wie der Unterschied der Atomorbitale zu dem antibindenden Molekülorbital. Das Elektron, das das bindende Molekülorbital besetzt, bewirkt bei der Bindungsbildung also einen Energiegewinn von 64 kcal/mol. Für das ungeladene Wasserstoff-Molekül besetzen zwei Elektronen das bindende Molekülorbital, man sollte also einen Energiegewinn von 128 kcal/mol erwarten. Die tatsächliche Bindungsenergie liegt aber mit 104 kcal/mol um 24 kcal/mol niedriger. Das ist mit der Abstoßung der Elektronen in dem doppelt besetzten Molekülorbital zu erklären. Deshalb ist im ungeladenen Wasserstoff-Molekül der Unterschied zwischen dem bindenden Molekülorbital und den Atomorbitalen geringer als der zu dem antibindenden Molekülorbital.

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