Was ist die Molekülorbitaltheorie?

Die Molekülorbitaltheorie oder MO-Theorie ist eine Methode zur Erklärung der Bindung zwischen Atomen, indem Elektronen im Gegensatz zur Valenzbindungstheorie oder VB-Theorie um ein Molekül herum verteilt und nicht um die Atome herum lokalisiert werden. Elektronen in Atomen sind in Orbitalen innerhalb von Unterschalen innerhalb von Schalen angeordnet. In der Regel sind die Elektronen in den Orbitalen der äußersten Schale an der chemischen Bindung beteiligt, obwohl es hiervon Ausnahmen gibt. Ein Orbital kann maximal zwei Elektronen enthalten, die entgegengesetzte Spins haben müssen. Wenn in der Molekülorbitaltheorie zwei Atome eine chemische Bindung eingehen, bilden die Atomorbitale der Bindungselektronen zusammen Molekülorbitale mit ähnlichen Regeln für die Anzahl und den Spin der Elektronen.

Elektronen können sich wie alle subatomaren Teilchen wie Wellen verhalten. Anstatt zu einem bestimmten Zeitpunkt einen bestimmten Punkt im Raum zu besetzen, wird ein Elektron über alle möglichen Orte um den Atomkern verteilt und seine Position kann nur mit der Wahrscheinlichkeit ausgedrückt werden. Mit einer vom Physiker Erwin Schrödinger entwickelten Gleichung kann die „Wellenfunktion“ eines Atomorbitals bestimmt werden, die die Wahrscheinlichkeit angibt, ein Elektron an verschiedenen Stellen um den Kern herum in Bezug auf die Elektronendichteverteilung zu finden. Die Molekülorbitaltheorie erklärt die Atombindung durch Addition der Wellenfunktionen der an der Bindung beteiligten Atomorbitale, um die Wellenfunktionen für Molekülorbitale zu erhalten, die das gesamte Molekül einschließen.

Da die Wellenfunktionsgleichung sowohl positive als auch negative Werte, sogenannte Phasen, liefert, entstehen zwei Molekülorbitale. In der ersten werden die Atomorbitale in der Phase addiert - positiv-positiv und negativ-negativ. Der zweite Typ ist einer, bei dem sie phasenverschoben sind - von negativ nach positiv und von positiv nach negativ.

Die In-Phase-Addition ergibt ein Molekülorbital, bei dem die Elektronendichte im Raum zwischen den Kernen konzentriert ist, wodurch sie näher beieinander liegen und eine Konfiguration mit einer niedrigeren Energie als die beiden ursprünglichen Atomorbitale zusammen ergeben. Dies ist als Bindungsorbital bekannt. Die Addition außerhalb der Phase führt dazu, dass die Elektronendichte vom Raum zwischen den Kernen weg konzentriert wird, diese weiter auseinander zieht und eine Konfiguration mit einem höheren Energieniveau als die Atomorbitale erzeugt. Dies ist als Anti-Bonding-Orbital bekannt. Elektronen aus den Atomorbitalen, die an der Bindung beteiligt sind, werden es vorziehen, die niederenergetischen Bindungsmolekülorbitale zu füllen.

Um die Art der Bindung zwischen zwei Atomen zu bestimmen, wird die "Bindungsordnung" berechnet als: (Bindungselektronen - Antibindungselektronen) / 2. Eine Bindungsreihenfolge von Null zeigt an, dass keine Bindung stattfindet. Im Vergleich bedeutet eine Bindungsreihenfolge von 1 eine Einfachbindung, wobei 2 und 3 Doppel- bzw. Dreifachbindungen bedeuten.

Als sehr einfaches Beispiel kann die Bindung von zwei Wasserstoffatomen mit Hilfe der Molekülorbitaltheorie beschrieben werden. Jedes Atom hat nur ein Elektron, normalerweise im Orbital mit der niedrigsten Energie. Die Wellenfunktionen dieser Orbitale werden addiert und ergeben ein bindendes und ein anti-bindendes Orbital. Die beiden Elektronen füllen das Orbital mit niedrigerer Energiebindung, ohne dass sich Elektronen im Antibindungsorbital befinden. Die Bindungsreihenfolge ist daher (2 - 0) / 2 = 1, was eine Einfachbindung ergibt. Dies stimmt mit der VB-Theorie und der Beobachtung überein.

Die Wechselwirkung zweier Atome des nächsten Elements im Periodensystem, Helium, ergibt ein unterschiedliches Ergebnis, da sich in jedem Heliumatom zwei Elektronen in einem Orbital befinden. Wenn die Wellenfunktionen addiert werden, werden wie bei Wasserstoff eine Bindung und ein Antibindungsorbital erzeugt. Dieses Mal sind jedoch vier Elektronen beteiligt. Zwei Elektronen füllen das Bindungsorbital und die anderen zwei müssen das Anti-Bindungsorbital mit höherer Energie füllen. Die Bindungsreihenfolge ist diesmal (2 - 2) / 2 = 0, daher findet keine Bindung statt. Dies stimmt wiederum mit der VB-Theorie und der Beobachtung überein: Helium bildet keine Moleküle.

Die Molekülorbitaltheorie sagt auch Doppel- und Dreifachbindungen für Sauerstoff- bzw. Stickstoffmoleküle korrekt voraus. In den meisten Fällen stimmen MO-Theorie und Valenzbindungstheorie überein; Ersteres erklärt jedoch besser Moleküle, bei denen die Bindungsreihenfolge zwischen einer Einfach- und einer Doppelbindung liegt, sowie die magnetischen Eigenschaften von Molekülen. Der Hauptnachteil der Molekülorbitaltheorie besteht darin, dass die Berechnungen bis auf sehr einfache Fälle wie die oben genannten viel komplizierter sind.

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