Allgemeine Chemie
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Grundlagen der allgemeinen und anorganischen Chemie
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Alt 22.04.2004, 17:48   #1   Druckbare Version zeigen
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Sigma und Pi Bindungen :-(

Erst einmal Hallo alle miteinander! :-)

Ich bin in der 11. Klasse und wir schreiben nächste Woche eine Chemie-Arbeit. Wie schon im Titel erwähnt verstehe ich das Thema "Sigma und Pi Bindungen" nicht. Wir haben im Unterricht wenig dazu aufgeschrieben, und in unserem Schulbuch (Elemente Chemie II) ist es sehr kompliziert erklärt.

Kennt jemand von euch eine Seite, auf der dieses Thema verständlich erklärt wird? Oder kann es mir jemand von euch erklären? Wir hatten als Beispiel das Molekül N² welches "anscheinend 3 Bindungen" aber irgendwie verstehe ich nicht warum.

Jetzt schon einmal vielen Dank für eure Hilfe!
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Alt 22.04.2004, 18:09   #2   Druckbare Version zeigen
zarathustra Männlich
Moderator
Beiträge: 11.539
AW: Sigma und Pi Bindungen :-(

Schau mal hier nach, ist didaktisch gar nicht mal schlecht:
http://www.zum.de/Faecher/Materialien/beck/chemkurs/cs11.htm
__________________
Ich habe zwar auch keine Lösung, aber ich bewundere das Problem!
zarathustra ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 22.04.2004, 19:48   #3   Druckbare Version zeigen
Adam Männlich
Moderator
Beiträge: 8.039
AW: Sigma und Pi Bindungen :-(

Oder schau mal hier:

http://www.biokurs.de/chemkurs/skripten/cs11.htm?cs11-11.htm

Wo liegen denn die Schwierigkeiten?

Gruß
Adam
__________________
Wenn jemand ein Problem erkannt hat und nichts zur Lösung des Problems beiträgt, ist er selbst ein Teil des Problems.
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Alt 22.04.2004, 22:50   #4   Druckbare Version zeigen
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AW: Sigma und Pi Bindungen :-(

Danke schon mal. Die Seiten haben mir wirklich geholfen!

Hab da noch ne Frage, und zwar: Können nur halb besetzte Energieniveaus eine Bindung eingehen? In dem Sauerstoffbeispiel hier

steht nämlich, dass sich die beiden px Orbitale zu einer Sigma-Bindung überlappen. Aber diese sind doch jeweils schon doppelt besetzt


PS:Ich hoff, die Fragen sind euch nicht zu "klein-kariert", aber ich hätte sonst niemand den ich fragen kann (meine Schulkameraden verstehen es auch nicht wirklich)
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Alt 22.04.2004, 23:07   #5   Druckbare Version zeigen
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AW: Sigma und Pi Bindungen :-(

naja, das mit den p-orbitalen ist nicht so wild, weil die p-AOs ja dasselbe energieniveau haben. zu anschauung das mo-schema von sauerstoff:

die elektronen aus den sigma-AOs packen das bindende und das antibindende sigma-MO voll und sind damit raus aus dem spiel.
da sind noch jeweils 3 pi-aos mit insgesamt 8 elektronen frei. macht 6 pi-MOs, die einfach vollgepackt werden... ob ein AO dabei doppelt besetzt ist, spielt erstmal keine rolle...
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Alt 22.04.2004, 23:14   #6   Druckbare Version zeigen
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AW: Sigma und Pi Bindungen :-(

wobei - mir fällt grade auf, daß das doch das mo-schema von 1O2 ist, oder? wie sieht'n das bei 3O2 aus? noch ein elektron in den antibindenden oder wie?
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Alt 22.04.2004, 23:17   #7   Druckbare Version zeigen
face76 Männlich
Mitglied
Beiträge: 57
AW: Sigma und Pi Bindungen :-(

Zitat:
Zitat von kirsche
wobei - mir fällt grade auf, daß das doch das mo-schema von 1O2 ist, oder? wie sieht'n das bei 3O2 aus? noch ein elektron in den antibindenden oder wie?
Nein das ist schon der Triplett-Sauerstoff 3O2, im Singulett sind die Elektronen in den p-Orbitalen spin-gepaart, entweder in einem p-Orbital oder auf 2 verteilt, allerdings mit unterschiedlichem Spin.
face76 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 22.04.2004, 23:21   #8   Druckbare Version zeigen
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AW: Sigma und Pi Bindungen :-(

yo, hab's auch grade mal nachgeschlagen *g*
aber mal was anderes: gilt das als spinumkehr, wenn wir die elektronen aus unseren beiden spinparallelen *p-mo anregen und am ende zwei antiparallel besetzt MOs rauskriegen?
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Alt 22.04.2004, 23:43   #9   Druckbare Version zeigen
belsan Männlich
Mitglied
Beiträge: 4.635
AW: Sigma und Pi Bindungen :-(

Es gilt als Spinumkehr. Es gibt zwei Formen des Singulett-Sauerstoffs, gepaart in einem MO oder eben auf beide verteilt, wobei ersterer energieärmer ist(warum?).

Anmerkung am Rande: Sauerstoff ist aus didaktischer Sicht nun nicht gerade das intuitivste Molekül zum Erlernen der MO-"Theorie", weil die MO-Darstellung so gar nicht zur Lewis-Formel passt.
belsan ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 23.04.2004, 14:29   #10   Druckbare Version zeigen
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AW: Sigma und Pi Bindungen :-(

Sorry, aber ich kann euch jetzt irgendwie nicht mehr folgen

Könntet ihr mir bitte das ganze an der Bindung von 2 Stickstoff-Atomen bitte erklären?

Wenn ich es richtig verstanden habe, passen bei so einem Orbital_modell 2 Elektronen in ein Keulenpaar (sind ja 3 Paare). Wie ist es dann bei Fluor? sind ja insgesamt 7 Außenelektronen. Sind die 2 Elektronen des 2s Orbital in der Mitte?

Und noch ne Frage: Können nur s-Orbitale Sigma Bindungen eingehen?
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Alt 23.04.2004, 20:41   #11   Druckbare Version zeigen
Adam Männlich
Moderator
Beiträge: 8.039
AW: Sigma und Pi Bindungen :-(

Zitat:
...wobei ersterer energieärmer ist(warum?).
Anschaulich geht das aus den abnehmenden O-O Bindungsabstand hevor, beim Übergang zu den gepaarten Elektronen.

Hm...ich lausche aber gerne auch deiner (qm) Erklärung

Gruß
Adam
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Adam ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 23.04.2004, 20:45   #12   Druckbare Version zeigen
belsan Männlich
Mitglied
Beiträge: 4.635
AW: Sigma und Pi Bindungen :-(

Zitat:
Zitat von Adam
Anschaulich geht das aus den abnehmenden O-O Bindungsabstand hevor, beim Übergang zu den gepaarten Elektronen.

Hm...ich lausche aber gerne auch deiner (qm) Erklärung

Gruß
Adam
Hallo,

das "warum ?" war wirklich eine Frage. Ich weiss es nicht.
Hm, ein abnehmender Bindungsabstand ist doch eher Wirkung als Ursache oder nicht ? Bin mal wieder verwirrt.
belsan ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 23.04.2004, 20:52   #13   Druckbare Version zeigen
Adam Männlich
Moderator
Beiträge: 8.039
AW: Sigma und Pi Bindungen :-(

Zitat:
Hallo,

das "warum ?" war wirklich eine Frage. Ich weiss es nicht.
Hm, ein abnehmender Bindungsabstand ist doch eher Wirkung als Ursache oder nicht ? Bin mal wieder verwirrt.
Axo...

Anschaulich dachte ich:

Zwei antibindene Elektronen in zwei verschiedenen MO´s* destabilisieren das Molekül stärker als zwei Elektronen in einem MO*. Das würde mit dem abnehmenden Bindungsabstand einhergehen.
Geht man dann zum Triplett Zustand - hier greift die Spinkorrelation - der Bindungsabstand wird noch kleiner.


Gruß
Adam
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Adam ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 24.04.2004, 10:42   #14   Druckbare Version zeigen
GaNg Männlich
Mitglied
Beiträge: 312
AW: Sigma und Pi Bindungen :-(

Zitat:
Zitat von flyflo
Erst einmal Hallo alle miteinander! :-)

Ich bin in der 11. Klasse und wir schreiben nächste Woche eine Chemie-Arbeit. Wie schon im Titel erwähnt verstehe ich das Thema "Sigma und Pi Bindungen" nicht. Wir haben im Unterricht wenig dazu aufgeschrieben, und in unserem Schulbuch (Elemente Chemie II) ist es sehr kompliziert erklärt.
Ich bin in Klasse zwölf im LK und wir haben uns noch nicht mit Orbitalen beschäftigt. :/ Wir werden es wohl auch nur noch ganz kurz anschneiden :{ Irgendwie gemein. -_-
GaNg ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 24.04.2004, 19:17   #15   Druckbare Version zeigen
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AW: Sigma und Pi Bindungen :-(

okay, mal zurück zum thema - beispiel fluor. hab im anhang mal ein improvosiertes mo-schema von F2 bebastelt.
hieraus siehst du, daß du im fluor (atom) zwei arten von orbitalen hast: s und p. aus jedem ao (atomorbital) bildet sich ein mo, also bei zwei ao (zweimal fluor in F2 auch zwei mo: ein bindendes und ein antibindendes. die werden bei voll besetzt, weil das fluor-atom ja auch 2 elektronen in seinem s-ao hat. soweit klar? gut.
weiter zu den p-ao. aus den sechs p-ao der beiden fluor-atome bilden sich sechs pi-mo. und zwar 2 sigma-mo (1 bindendes und 1 antibindendes) und 4 pi-mo (2 bindende und 2 antibindende). die werden durch die noch unverbrauchten 10 elektronen nach der hundtschen regel besetzt. was rauskommt sind voll besetzte pi-mo, was dazu führt, daß diese nicht zu einer bindung beitragen, ein voll besetztes sigma-mo und ein unbesetztes sigma*-mo. summa summarum bildet kriegen wir also eine bindungsordnung von 1 (8 bindende elektronen - 6 antibindende elektronen), was nach dem mo-schema ja auch zu erwarten wäre.
alles klar? ich hoffe mal, ich habe mich nicht zu sehr verhaspelt.
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