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Thema: MO-Methode
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Alt 01.12.2008, 16:51   #3   Druckbare Version zeigen
Dinin Männlich
Mitglied
Beiträge: 23
AW: MO-Methode

Hi.

Also, ich weiß nicht genau, welches Vorwissen du hast, also fange ich etwas weiter von vorne an. Du kennst sicherlich s und p Orbitale von Atomen, richtig? Dann weißt du sicherlich auch, dass wenn Atome Bindungen eingehen sich ihre Orbitale überlappen und miteinander wechselwirken. Sie bilden dabei neue Orbitale, wobei die Anzahl der Orbitale konstant bleibt (d.h. aus zwei s-Orbitalen werden wieder zwei neue Orbitale). Die Orbitale werden anders benannt, da sie nun keine Atom-, sondern Molekülorbitale sind.

Der Unterschied zwischen Sigma- und Pi-Orbitalen liegt in der Symmetrie zur Kern-Kern-Verbindungsachse. Betrachten wir einmal als Beispiel das O2-Molekül:

Du hast zunächst die beiden 1s-Orbitale, die miteinander wechselwirken. Wie du vermutlich weißt, gibt es dann eine positive Wechselwirkung, wenn beide Wellenfunktionen (die die Orbitale bilden) dasselbe Vorzeichen haben. Dann können sie energetisch günstig überlappen und bilden eine Sigma-Bindung. Diese ist vollkommen rotationssymmetrisch um die Kern-Kern-Verbindungsachse, d.h. man kann das Molekül um einen beliebigen Winkel um diese Achse drehen ohne dass sich etwas ändert.
Sind beide Wellenfunktionen von unterschiedlichem Vorzeichen (die eine +, die andere -) so kommt es bei Addition der beiden Wellenfunktionen (was nichts anderes ist als die Wechselwirkung der Orbitale) zu einer Auslöschung der Elektronenaufenthaltswahrscheinlichkeit zwischen den Kernen. Das entstehende Orbital ist ebenfalls vollkommen rotationssymmetrisch, aber es ist energetisch ungünstiger als das Sigma-Orbital. Daher nennt man es Sigma*-Orbital (das antibindende Orbital).
Wenn Elektronen in ein bindendes Orbital gesetzt werden, so tragen sie durch die Elektronendichte zwischen den Kernen wie eine Art „Klebstoff“ dazu bei, dass die Kerne zusammen haften. Bei antibindenden Orbitalen ist genau das Gegenteil der Fall. Wenn also zwei Elektronen im Sigma- und zwei Elektronen im Sigma*-Orbital sind, ist effektiv kein Beitrag zur Bindung vorhanden.

Dasselbe gilt nun beim Sauerstoffmolekül für die 2s-Orbitale, auch hier wird so verfahren.

Allerdings gibt es ja auch noch die p-Orbitale:
Es gibt je ein p-Orbital an jedem Atom, das mit seiner „Schleife“ direkt auf den Partnerkern zeigt. Diese Orbitale können wiederum zu einem Sigma- und einem Sigma*-Orbital werden. Nun gibt es aber auch noch je zwei p-Orbitale an jedem Atom, die senkrecht zu der Kern-Kern-Verbindungsachse stehen. Insgesamt gibt es so zwei Paare von p-Orbitalen. Jedes Paar besteht aus zwei p-Orbitalen an den beiden Atomen, die jeweils parallel liegen (aber immer noch senkrecht zur Verbindungsachse. Ist ein bisschen schwierig vorzustellen, also am besten mal zeichnen.
Nun können diese Orbitale bei gleichem Vorzeichen ober- und unterhalb der Achse zu einem Pi-Orbital überlagern. Dabei entstehen zwei „Würste“, je eine ober- und eine unterhalb der Verbindungsachse der Kerne. Dies ist ein bindendes Orbital. Diese sind natürlich nicht mehr rotationssymmetrisch wie die Sigma-Orbitale.
Haben die Orbitale ober- und unterhalb der Achse dagegen unterschiedliche Vorzeichen, so kommt es zur Bildung eines Pi*-Orbitals, also eines antibindenden Orbitals.

Bleiben wir beim Beispiel Sauerstoff, so gibt es also drei Sigma-Orbitale (aus den 1s, 2s und 2pz Orbitalen), drei Sigma*-Orbitale (aus selbigen Orbitalen) und zwei Pi und Pi* Orbitale (aus den px und py Orbitalen). Nun brauch man nur noch die Elektronen auf die Orbitale verteilen um zu sehen, wie die Elektronenkonfiguration im O2 aussieht.

Ich hoffe das hat weiter geholfen. Falls du weitere Fragen hast, schreib einfach noch mal.
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