3.6.1 Hybridorbitale 

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3.6.2  Molekülorbitale (MO)

Die Hybridorbitale beschreiben die Elektronenstruktur nur aus der Sicht eines Atoms. Wie jedoch die Valenzschreibweise zeigt, stammen Bindungselektronen von beiden Bindungspartnern, in vielen mesomeren Strukturen sogar von 3 und mehr Atomen.
Die einfachste Methode, Bindungen in ihrer Elektronenstruktur darzustellen und zu berechnen besteht in der linearen Kombination von Atomorbitalen (Hybridorbitalen). Da die Atomorbitale als Wellenfunktionen beschrieben (berechnet) werden, die der Schrödinger-Gleichung gehorchen, ergeben sich bei Kombinationen zwei Extreme:

Einzelwellen

Kombination der Wellen
 
Verstärkung

 

 

 

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

Auslöschung

 

Die Kombination der Orbitale zweier Atome bedeutet entsprechend die Existenz eines bindenden und eines nichtbindenden Molekülorbitals.

                               bindende MO's                                                                   nicht-bindende MO's

Einfachster Fall: Verschmelzung zweier s-Orbitale im H2Å -Ion. Für H2 gilt vereinfacht:

Energie

               H                                             H2                                             H

Abbildung: Wasserstoff H2 aus 2 H-Atomen

 

Molekülorbitale aus s-, px- oder hybridisierten Atomorbitalen heißen s -Molekülorbitale
Man unterscheidet zwischen s = bindenden und s * = nichtbindenden Molekülorbitalen

s -MO sind rotationssymmetrisch und behindern die Drehung der Atome um die Bindungsachse nicht (Beispiel: Ethan).

Molekülorbitale aus py- oder pz- Atomorbitalen heißen p -Molekülorbitale

p -MO sind nicht rotationssymmetrisch. Drehung um die Bindungsachse ist nur unter Bruch der Bindung möglich (Beispiel: Ethen).

    3.7 Intermolekulare Kräfte 

© Prof. Dr. M. Häberlein in FH Frankfurt a. M., Fachbereich 2: Informatik und Ingenieurwissenschaften