Bindendes und Antibindendes Molekül-Orbital?
Ich denke, ich habe die MO-Theorie an sich verstanden:
Wenn BF3 entstehen soll, dann würde das mit den "normalen" P-Orbitalen nicht ganz hinhauen, weswegen sie sich quasi mit den 2s-Orbital vermischen/"hybridisieren", um sp-Orbitale zu werden. Nun hat Bor bei BF3 3sp2-Orbitale, die jeweils ein Elektron haben, soweit richtig?
Nun hat Fluor noch ein halb volles p-Orbital, welches quasi mit einem der sp2-Hybridorbital überlappt und zu einem Molekülorbital wird(?), welches dann mit 2 Elektronen voll besetzt ist.
Soweit so gut denke ich, wo aber jetzt bindende und antibindende Orbitale auf einmal herkommen, verstehe ich absolut nicht. Die Zahl der Molekülorbitale ist gleich der Zahl an gebrauchten Atomorbitalen. Wie viele Atomorbitale wurden den z.B. bei BF3 gebraucht?
Und wieso, weshalb, warum bindende und antibindende Orbitale? Die Erklärung für Dummies wär mir am liebsten, wiel ich einfach nicht ganz schlau daraus werde.
2 Antworten
Ich glaube/sehe nicht, dass du das auch nur im Ansatz verstanden hast.
Alle Orbitale sind immer und überall vorhanden, es geht nur um die Frage, welche besetzt werden. NICHT VERBRAUCHT!!!
Und das sind natürlich die energieärmsten.
Zu den vorhandenen Orbitalen gehören natürlich auch die Kombinationen, die sich ergeben, wenn sich Orbitale nahe sind.
Sowohl innerhalb eines Atoms als auch bei Annäherung mehrerer Atome/Kerne.
Stoffe SOLLEN nicht ENTSTEHEN, sie bilden sich. Solange du das nicht verstanden hast, hast du gar nichts verstanden.
Nicht Elektronen hybridisieren, sondern Orbitale, und die Elektronen besetzen Orbitale, egal ob Atom-, Hybrid- oder Molekülorbitale.
Und es sind nicht 3sp²-, sondern 3 sp²-Orbitale.
Zum Konzept der Hybridsierung gehört es, dass sich die Anzahl nicht ändert.
Du darfst nicht zu kurz denken. Die Elektronenkonfiguration des BF₃ unterscheidet sich nicht grundlegend von Kohlensäure, Hydrogencarbonat, Carbonat, Salpetersäure oder Nitrat.
Planar trigonal, mit drei sp²-hybridisierten Einfachbindungen und einem delokalisieren π-Elektronen-System. Zu Nachbarn der zweiten Periode, also zu π-Bindungen fähig.
Bei Borfluorid ist nur die Teilladung am Bor extrem positiv. Ist aber nichts prinzipielles.
Und wenn ich dir zu direkt bin, dann sieh es als Eigenart, nicht als Kritik an deiner Frage oder Person.
Vereinfacht kannst du dir Orbitalkombinationen, egal ob Hybride oder Mokelkülorbitale, so vorstellen, dass sie das Ergebnis von Additionen und Subtraktionen der beteiligten Atomorbitale sind.
Dazu musst du aber wissen (und/oder dir Bilder dazu anschauen), dass die Bereiche eines Orbitals - oder der Wellenfunktion der Elektronen - verschiedenen Vorzeichen haben, und dass die Addition natürlich mit Vorzeichen erfolgt.
Allerdings ist das Quadrat der Wellenfunktion das Maß für die "Aufenthaltswahrscheinlichkeit" des Elektrons, und die ist nie negativ, weil Minus mal Minus bekanntlich Plus ergibt.
Beim 1s-Orbital ist das erst mal unwichtig, das hat nur einen Bereich, und ein (=gleiches) Vorzeichen.
Wenn sich dann die 1s-Orbitale von 2 Wasserstoffatomen teilweise überlappen, ergibt sich durch Addition eine Erhöhung der Wellenfunktion zwischen den Atomkernenen, bei der Subtraktion eine Erniedrigung.
Das Orbital mit der höheren Elektronendichte zwischen den Kernen ist bindend, weil dann beide Kerne von den Elektronen angezogen werden, also auf einander zu.
Und es ist energieärmer, weil es letztlich (auch) um Elektrostatik geht: Die Elektronen "wollen" zu den Kernen.
Umgekehrt ist es beim antibindenen MO. Die Elektronendichte ist außerhalb erhöht, also links vom linken Kern und rechts vom rechten Kern.
Daher werden die Kerne nach außen gezogen, und die Elektronen können auch nur einem Kern nahe sein, und nicht mal so nahe, als wenn sie ihn für sich allein hätten.
Lass das doch erst mal sacken, und morgen addierst du dann ein s- und ein p-Orbital zu zwei sp-Hybriden.
So werden dann aus einer Kugel und einer Hantel zwei Keulen, mit Griff.
Ich weiß, das beantwortet nicht all deine Fragen, aber ich meine, du solltest dich erst mal mit den Bildern oder Formen vertraut machen.
Und das verlinkte Bild finde ich nicht wirklich hilfreich, auch weil es falsch ist.
Es geht von reinen p-Atomorbitalen aus, aber von hybriden Molekülorbitalen, oder schlimmeren Schwachsinn.
Denn bei der Kombination von Orbitalen ändert sich nicht nur die Anzahl NICHT, sondern auch die Durchschnittsenergie NICHT.
Kannst ja mal nach LCAO suchen, Linear Combination of Atomic Orbitals.
Der Ausdruck könnte aber inzwischen veraltet sein, kenne ihn noch aus Studienzeiten.
Die Elektronen können entweder so eine Art 8 um die Atomkerne herum fliegen, wodurch sie sich oft zwischen den Atomkernen aufhalten und dann beide wesentlich stärker anziehen als sich die Atomkerne abstoßen. (Bindendes Orbital)
Oder sie können außen herum fliegen, wodurch die Atomkerne sich ständig gegenseitig "sehen" und ihre Abstoßung aufeinander voll ausspielen. (Antibindendes Orbital)
Wie immer, wenn es um quantenmechanische Systeme geht, ist dies eine grobe Vereinfachung, aber es ist anschaulich und nicht falsch.
Ist schon mal ein super Bild. Ich kann jetzt zumindest schon mal etwas mehr mit den Begriffen anfangen.
Habe aber immer noch ein Problem mit folgender Schreibweise:
https://gyazo.com/6ba301aece2a7c537d44b476a3b22627
Für z.B. zwei H-Atome ist mir das vollkommen verständlich. Wie ich da aber z.B. ein H und ein F reinschreiben soll ist mir vollkommen unklar.
Außerdem: Was soll mir das ganze sagen?
Warum passen in das "pi-2p" Orbital 4 Elektronen rein und in das "sigma-2p" Orbital nur 2?
Danke für die Antwort!
Erstmal bist du mir überhaupt nicht zu direkt.. Habe die Frage sehr unscharf formuliert und nicht genug Zeit reingesteckt - Am Handy und unter Zeitdruck ist wohl nicht meine Glanzparade.
Das alle Orbitale immer "vorhanden" sind (oder auch nicht, da es ja keine physikalische Körper sind - verbessere mich bitte, wenn ich falsch liege) ist mit bewusst.
Und ich entschuldige mich auch für das "BF3 entsteht" und die schlampige "3sp2"-Schreibweise.
Jetzt hab ich Zeit und sitze vor einem echten Eingabegerät. :P
Was ich denke über das bindende/antibindende MO verstanden zu haben ist, dass das bindende MO energetisch niedriger (oder energetisch besser für eine Bindung) ist, als "das dazugehörige antibindende" (welches energetisch ungünstig für eine Bindung ist), wenn man das so formulieren kann.
Aber mal an einem praktischen (oder besser gesagt theoretischen) Beispiel:
Würden sich 2 einzelne Wasserstoffatome binden, dann wird aktiv ein MO benutzt und voll aufgefüllt. Es entsteht (hier ja wirklich :P) eine Sigmabindung - Und bildlich gesprichen haben sich quasi die zwei 1s-Orbitale verbunden und sind jetzt das bindende MO. Soweit grob richtig?
Nehme ich jetzt 2 Helium Atome und würde das selbe versuchen und das würde klappen, dann wären dann quasi das "bindende 1s" und das "antibindende 1s" Orbital gefüllt, richtig?
Dazu stellen sich mir aber 2 Fragen:
1. In meinen Unterlagen steht, dass die Anzahl der MO gleich der Anzahl der gebrauchten Atom-Orbitale ist.
Bei den zwei Wasserstoffatomen, die eine Bindung eingehen ist aktiv ein MO befüllt, aber es wurden ja "zwei Atom-Orbitale gebraucht", also jeweils die beiden 1s-Orbitale der beiden H-Atome.
2. Folgendes Bild ist bei mir in den Unterlagen und erklärt wird quasi nichts dazu.
https://gyazo.com/6ba301aece2a7c537d44b476a3b22627
Ich geh davon aus, dass auf jede Seite jeweils eins der Atome kommt, welche sich binden soll. Dann fühlt man das ganze eben auf. Verstehe ich auch für Situationen, indenen sich zwei H´s oder O´s binden.
Aber wie würde das bitte aussehen, wenn sich ein H und ein F binden?
Tut mir wegen dem längeren Text leid.