Valenzbindungstheorie bei Molekülionen?
Beim H2 Molekül hat man ja z.B. ein bindendes Molekülorbital aus den beiden Elektronen und somit eine Nettobindung. He2 gibts nicht, da man ein bindendes und ein antibindendes Molekül hat etc. Wie ist es nun aber Bei H2+ oder He2+ (was ja durchaus existiert und auch halbwegs stabil ist)? Hat man dort nun "halbe Nettobindungen", oder passiert da irgendwas anderes? Oder versagt dieses Modell dort sogar völlig? Immerhin hat man ja bei He+ z.B. ein bindendes Orbital und ein "halbes antibindendes".
3 Antworten
Hier argumentiert man besser über die MO-Theorie. Beim He2 hat man 2 sigma-Molekülorbitale, eines bindend, eines antibindend. Das antibindende Molekülorbital hat gegenüber dem Atomorbital immer eine größere Energiedifferenz als das bindende Molekülorbital gegen über dem Atomorbital. In zwei Molekülorbitale kannst du 2 mal 2 Elektronen packen, also alle Elektronen aus zwei He-Atomen. 2 Elektronen kommen ins bindende Molekülorbital und 2 Elektronen ins antibindende Molekülorbital. Die Besetzung des antibindenden Moleülorbitals wirkt sich stärker aus, also zerfällt das Molekül sofort wieder.
Dagegen muss man beim He2+ nur 3 Elektronen auf 2 Molekülorbitale packen. 2 Elektronen im bindenden Moleülorbital wirken sich stärker aus als 1 Elektron im antibindenden Molekülorbital, ist also thermodynamisch stabil. (Bei höheren Temperaturen wirkt sich die Entropieverminderung stärker aus und es zerfällt.) In der VO-Schreibweise lässt sich das nicht darstellen. Näherungsweise kann man einen gepunkteten Strich zwischen den beiden He-Symbolen schreiben.
He2^2+ ist demgemäß sehr stabil, weil ja nur das bindende Molekülorbital besetzt werden muss. Die Bindung wird in der VO-Schreibweise als normaler Strich zwischen den beiden He-Symbolen dargestellt.
H2+ ist auch stabil, weil ein bindendes Molekülorbital mit einem Elektron besetzt wird. Das antibindende Molekülorbital bleibt leer. In der VO-Schreibweise lässt sich mit einem Punkt zwischen den beiden H-Symbolen darstellen.
(He2)+, wenn du das meinst, wird etwa halb so stark gebunden wie (He2)2+, du hast also tatsächlich eine "halbe Nettobindung", ja. Das ist eine der grossen Stärken dieser Theorie: Man kann sehr elegant erklären, wieso He2 nicht geht, (He2)+ und (He2)2+ hingegen schon, und dass ein (H2)2- auseinanderfallen sollte.
Es ist also alles so, wie du dir das vorgestellt hast.
Sehr schön, ich war mir nämlich nicht sicher, ob man in diesem Modell mit einfach besetzten Zuständen hantieren darf.
Den Begriff "Nettobindung" kenn ich nicht. Beim H2+-Ion ist das bindende σ-Orbital halt nur einfach besetzt, beim He2+ doppelt. Und das antibindende σ-MO ist jeweils leer.