Hallo!
Ich hätte da mal eine Verständnisfrage zu Molekülorbitalen:
Wenn zwei Atome reagieren, z.B. 2 Sauerstoffatome, verbinden sich dann nur ein paar äußere Orbitale ( im Beispiel halt die beiden 2p(x) und 2p(y) zu 'ner sigma- und einer pi-Bindung), oder verbinden sich da alle Atomorbitale zu je einem bindendem und einem antibindendem MO???
Grüße
Jojo, die beschlossen hat sich von diesen merkwürdigen Orbitalen nicht an der Nase rumführen zu lassen…
Hallo,
Muss gerade mal an mich halten, um nicht zu philosophieren „Orbitale existieren doch gar nicht!“ anzufangen.
Welche Atomorbitale an der Bindung teilnehmen, hängt von ihrer Überlappung ab. Sie müssen sich räumlich nahe kommen und auch noch die richtige Symmetrie aufweisen. Das heißt, Deine Frage ist nicht einfach mit „nur die Valenzorbitale“ oder „alle Orbitale“ zu beantworten.
Oder vielleicht: „alle Orbitale“ kommt der Antwort noch am nächsten, wenn man berücksichtigt, dass die meisten zu 99.99% ihre alte Form behalten.
Vampy
Buchempfehlung: P.W. Atkins, „Quanten“ - wenns einfach nur kurz zur Übersicht sein soll.
Hallo Jojo: Orbitale sind Aufenthaltsräume für maximal 2 Elektronen. In diesen Orbitalen gibt es je nach Ort unterschiedliche Aufenthaltswahrscheinlichkeiten für diese 1- max. 2 Elektronen.
Wie Du richtig vermutest binden nur die Elektronen auf der äussersten
Schale (= Energieniveau), sodass sie eben Edelgaskonfiguration aufweisen. Wenn alle Elektronen eines Atoms binden würden wäre der Energieaufwand zum lösen oder bilden einer solchen Verbindung immens.
Gruss
[Bei dieser Antwort wurde das Vollzitat nachträglich automatisiert entfernt]
LCAO
Hallo,
was Du da beschreibst ist die „linear combination of atomic orbitals“.
http://ac16.uni-paderborn.de/lehrveranstaltungen/_aa…
Ich hätte da mal eine Verständnisfrage zu Molekülorbitalen:
Wenn zwei Atome reagieren, z.B. 2 Sauerstoffatome, verbinden
sich dann nur ein paar äußere Orbitale ( im Beispiel halt die
beiden 2p(x) und 2p(y) zu 'ner sigma- und einer pi-Bindung),
oder verbinden sich da alle Atomorbitale zu je einem bindendem
und einem antibindendem MO???
Eiwei, für die 10. Klasse ist die Frage superschwierig.
Darauf gibt es ein klares „sowohl als auch“ als Antwort:
Stell’ Dir unter einem Orbital nichts Konkretes vor. Dahinter stecken einfach nur orthogonale Funktionen wie Sinus und Cosinus. Oder etwas vereinfacht: Ein Orbital ist eine Funktion wie Sinus oder Cosinus - mehr nicht. Der Betrag der Funktion (genauer die Wurzel aus dem Betragsquadrat) gibt Dir die Elektronendichte. Auf Sin und Cos übertragen: Das Orbital ist so etwas wie f(x)=Sin(x), ein anderes Orbital ist sowetwas wie f(x)=Cos(x). Die entsprechende Elektronendichte ist dann |Sin(x)| bzw |Cos(x)|.
D.h. was Du machst ist nichts anderes als z.b. bei der Fourierentwicklung, wo du eine Funktion nach Sinus und Cosinus-Funktionen entwickelst. Das hattest Du in der zehnten Klasse noch nicht. Leider stehen „orthogonale Funktionen“ meines Wissens in der Schule nicht im Lehrplan. Ohne diesen Grundbegriff wird dir in der Schule niemand das eigentliche „Wesen“, also die Idee hinter den Orbitalen, wirklich erklären können.
Nicht erschrecken, stell Dir unter „Orbital“ einfach nur sehr kompliziertere Funktionen vor. Die grafische Darstellung des Betrags kennst Du ja. Wie die Formeln genau aussehen, ist für Dich im Moment unwichtig. Anstatt dass man den langen Term hinschreibt, nennt man das ganze einfach Orbital. Genauer: Orbital(x,y,z). Genauso ist Sin(x) ja eigentlich auch nur eine Abkürzung für eine viel kompliziertere Schreibweise. (Oder wüsstest Du, wie man Sin(x) mit den vier Grundrechenarten hinschreiben kann?)
Die gesamte Elektronendichte ist jetzt
d(x,y,z)=a |orbital1(x,y,z)|+ b |orbital2(x,y,z)| + c |orbital3(x,y,z)| + …
Beim Wasserstoffatom ist es nun so, dass die Entwicklungskoeffizienten für das Orbital eines Energieniveaus nur für ein einziges Orbital ungleich Null ist.
also für das 2s Orbital:
d2s(x,y,z) = 0,00 * orbital1(x,y,z)+ 1,00 orbital2(x,y,z) + 0,00 orbital3(x,y,z) + … = 1,00 orbital2(x,y,z)
Sobald Du mehrere Elektronen hast, ist das nicht mehr so einfach, dann sind die anderen Vorfaktoren zwar klein, aber nicht Null!
So viel zu einem Atom.
Jetzt nimmst Du zwei Atome und machst ein Molekül daraus. Welche Basisfunktionen nimmt man, um das Molekülorbital zu beschreiben? Genau man denkt nicht weiter nach, sondern nimmt die, die man sowieso schon hat. Es sind also Linearkombinationen der Atomorbitale.
Genaugenommen nimmst Du also _alle_ Atomorbitale, um das Molekülorbital zu berechnen
Molekülorbital1(x,y,z)=a1 orbital1Atom1(x,y,z)+ b1 orbital2Atom1(x,y,z) + c1 orbital3Atom1(x,y,z)+… + a2 orbital1Atom2(x,y,z)+ b2 orbital2Atom2(x,y,z) + c2 orbital3Atom2(x,y,z) …).
Jedes Molekülorbital enthält also Anteile _aller_ Atomorbitale und es entstehen so _viele_ Molekülorbitale (nicht nur das bindende und das Antibindende).
Jetzt ist es aber so, dass die Beiträge der einzelnen Atomorbitale zum Molekülorbital unterschiedlich gross sind.
In Deinem Beispiel tragen also nur die 2p(x)und 2p(y) Orbitale wesentlich zum Molekülorbital bei. (So wie das bei sinus und Cosinus ist: f(x)=Sin(x)+Cos(x) und f(x)=Sin(x)-Cos(x) sind entsprechende Linearkombination von Sinus und Cosinus)
Die anderen Atomrbitale sind zwar auch „da“, tragen aber nur wenig zur Elektronendichteverteilung bei. Man kann das bindende und das antibindende Molekülorbital deshalb als eine Kombination der beiden Atomorbitale 2p(x)und 2p(y) ansehen. Deshalb kann man auch so tun, als ob _nur_ diese beiden Orbitale zur Bindung beitragen, ohne einen grossen Fehler zu machen.
Du siehst, genau genommen ist es so, dass sich _alle_ Atomorbitale zu _vielen_ Molekülorbitalen verbinden. Näherungsweise (als Faustregel) kann man aber auch sagen, dass nur die äusseren Orbitale an der Bildung der Molekülorbitale beteiligt sind. Für Dein Beispiel O2 ist diese Näherung sehr gut. Bei komplizierten Molekülen ist das nicht mehr der Fall! Das wird wichtig, wenn man den Bindungswinkel bzw. die Molekülkonformation abschätzen will (was man zu meiner Zeit seltsamerweise in der 11. Klasse gemacht hat, ohne dass es jemand wirklich begriffen hätte).
Ich vermute, Du bist jetzt endgültig verwirrt. Lass Dich nicht entmutigen. Deine Frage ist sau-schwierig und die Antwort ist erst nach einem Studium wirklich zu verstehen.
Ciao R.
*der sich fragt, was Quantenchemie in der Schule verloren hat*
Hallo Paul!
Orbitale sind Aufenthaltsräume für maximal 2
Elektronen. In diesen Orbitalen gibt es je nach Ort
unterschiedliche Aufenthaltswahrscheinlichkeiten für diese 1-
max. 2 Elektronen.
Wie Du richtig vermutest binden nur die Elektronen auf der
äussersten
Schale (= Energieniveau), sodass sie eben Edelgaskonfiguration
aufweisen.
Beruhigend!
Wenn alle Elektronen eines Atoms binden würden wäre
der Energieaufwand zum lösen oder bilden einer solchen
Verbindung immens.
Nö, wenn es so wäre würd sich ja jeweils noch ein antibindendes MO bilden, und die Wirkung des bindenden MO ± aufheben. In einem der Chemiebücher die ich heut schon gewälzt habe klang es irgendwie so als ob sich da alles mit allem überlappt… Dann bleiben nur noch die bindenden MO ohne zugehöriges antibindendes MO wirkungsvoll oder so… Kann das so sein?
Grüße
Jojo
Hallo Vampy!
Danke schonmal!
Welche Atomorbitale an der Bindung teilnehmen, hängt von ihrer
Überlappung ab. Sie müssen sich räumlich nahe kommen und auch
noch die richtige Symmetrie aufweisen. Das heißt, Deine Frage
ist nicht einfach mit „nur die Valenzorbitale“ oder „alle
Orbitale“ zu beantworten.
Oder vielleicht: „alle Orbitale“ kommt der Antwort noch am
nächsten, wenn man berücksichtigt, dass die meisten zu 99.99%
ihre alte Form behalten.
Hmmm…Heißt das also, dass sich die Valenzorbitale überlappen, und was sich an Nicht-Valenz-Orbitalen dann sonst noch überlappt , wird zu einem bindenden und einem antibindenden Molekülorbital? Oder überlappen die sich einfach so ohne größere Wechselwirkungen?
Grüße
Jojo
Nö, wenn es so wäre würd sich ja jeweils noch ein
antibindendes MO bilden, und die Wirkung des bindenden MO ±
aufheben. In einem der Chemiebücher die ich heut schon gewälzt
habe klang es irgendwie so als ob sich da alles mit allem
überlappt… Dann bleiben nur noch die bindenden MO ohne
zugehöriges antibindendes MO wirkungsvoll oder so… Kann das
so sein?
Es bilden sich auch ein bindendes und ein antibindendes Orbital - die Bildung ist hier ‚nicht das Entscheidende‘, du ‚pumpst‘ aus deinen AOs Elektronendichte in deine MOs. Wenn du keine Elektronen in die antibindenden MOs steckst (weil du alle aus den AOs schon in die bindenden MOs verteilen kannst), dann „wirken“ die antibindenden MOs auch nicht.
Alles ein Wenig ‚vereinfacht‘ aber für die 10. Klasse ist das schon sehr heftig.
Korrektur
Verzeihung, ich habe dich falsch verstanden.
Ich denke für deine Zwecke genügt die Antwort Paul Stolls durchaus. Es überlappen nur die äusseren Orbitale. Der Abstand der inneren Orbitale zueinander ist nach gängiger Auffassung so gross, dass keine (effektiven) MOs gebildet werden können.
Verzeiht die erst falsche Antwort, vielleicht kann sie ein Admin löschen.
Hallo Jojo,
Die, die hier antworten stehen alle vor dem Problem, Dich nicht mit Informationen zu überfrachten, die bequem ins 4.-5. Semester eines Chemiestudiums gehören - und frühestens weitere 3 Semester später verstanden werden 
Orbitale müssen auch die gleiche Symmetrie haben, um überlappen zu können. Daher kannst Du auch nicht einfach - ohne „Hybridisierung“ - aus dem 2s des einen Sauerstoffs mit dem 2p(x) des anderen ein MO bilden.
Für Deinen Fall will ich mitgeben: Die Valenzorbitale überlappen bei gleicher Symmetrie und bilden für jede Kombination jeweils ein bindendes und ein antibindendes MO. Die anderen Orbitale nehmen an der Bindungsbildung nicht entscheidend teil.
Vampy
Hallo!
Danke!!! Ich blick jetzt etwas klarer durch 
Warum ich mich schon in der 10. Klasse mit so Zeugs beschäftige…Naja, seit einem Jahr interessier ich mich für Chemie, dieses Schuljahr haben wir eine…äähhmm…unfähige Lehrerin, und um in der Chemiestunde wenigstens noch was über Chemie zu lernen, hab ich mir halt ein paar interessante Bücher mitgenommen…und zu schnell gelesen (-:
Grüße
Jojo
Hallo Jojo,
Naja, seit einem Jahr interessier ich mich für
Chemie,
noch was über
Chemie zu lernen, hab ich mir halt ein paar interessante
Bücher mitgenommen.
Diese beiden Sätze lassen mich ein wenig frohlocken 
Weiter so!
…und zu schnell gelesen (-:
Das gibt sich, und wenn es Fragen gibt, weiß Du ja, an wen Du Dich wenden kannst.
Gandalf
Huhu!
Die, die hier antworten stehen alle vor dem Problem, Dich
nicht mit Informationen zu überfrachten, die bequem ins 4.-5.
Semester eines Chemiestudiums gehören - und frühestens weitere
3 Semester später verstanden werden
WAS? Das haben wir als Biologen in der allgemeinen Chemie im ersten Semester mal so eben in ein oder zwei Vorlesungsterminen gemacht, seitdem wird das vorausgesetzt.
Naja, vieleicht machen die Chemiker das ja ausführlicher als wir.
Aber das hätte ich mir auch gewünscht.
(Immerhin ist Chemie ja für die Biologen die wichtigste Hilfswissenschaft)
Grüßlis!
Philipp.
Hallo Scrabz,
Naja, vieleicht machen die Chemiker das ja ausführlicher als
wir.
Aber das hätte ich mir auch gewünscht.
Während der Promotion in theoretischer Chemie habe ich das Chemiepraktikum für Biologen betreut. Ich kann also sagen: Ja, die machen das ausführlicher
(Immerhin ist Chemie ja für die Biologen die wichtigste
Hilfswissenschaft)
Unbedingt. Daher verstehe ich auch die Haltung vieler Biologiestudenten nicht, die sagen: „Mathe und Chemie hab ich so schnell wie möglich abgewählt. Ich will doch später Delphine erforschen!“
Wenigstens ein paar Grundlagen sollten da sein… Aber die Profs sehen das leider anders. Hauptsache, die Studenten schreiben die Klausur nicht zum 10. Mal 
Vampy