Molekülgeometrie und Molekülorbitale PDF

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Orbitale--> Molekülorbitale erklärt Entstehung etc ...

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Molekülgeometrie und Molekülorbitale Valenzbindungsmodell, Hybridorbitale, Molekülorbitale Atomorbitale→ Symbole → s, p, d, f Bindungen in Molekülen→ Sigma und Pi Valenzbindungsmodell→ 2 Atomorbitale überlappen sich→ gemeinsames Elektronenpaar→ Valenzbindung → AO weiterhin sichtbar→ je stärker die Überlappung, desto kürzer Bindung Molekülorbitalmodell→ AO überlappen→ neues Orbital → Molekülorbital Hybridorbital→ unsere Beschreibung zur Erklärung von Winkels etc → aus einen s Orbital und 2 p Orbitalen→ drei gleiche sp2 Hybridorbitale → dann Verwendung in MO oder VM

Existieren nur in Molekülen nicht in Atomen und erzeugt nur aus ähnlicher Energie (nicht zu weit weg)

Vorzeichen von stehender dreidimensionaler Welle= Orbital→ gleiche Vorzeichen überlagern sich→ Verstärken sich→ gehen Bindung ein ungleiche löschen sich aus (Wellen)→ keine Bindung

Bei Überlappung→ Elektronenpaar gehört beiden gemeinsam→ sowohl dort als auch da aufhalten (bsp.: s oder p orbital) → auch Elektronendichte steigt→ führt zur Bindung Sigma Bindung→ gekennzeichnet als sp-Hybridorbital s-Orbital und py oder pz Orbital führen nicht zur Bindung → Welle nicht konstruktiv

Wassermolekül→ 2p Orbitale mit s Orbitalen von Wasserstoff→ p Orbitale senkrecht zu einander → H2O ist demnach gewinkelt (90°) → mit VM keine Aussage über Winkel

Bei sigma-Bindunggen liegen Orbitale→ rotationssymmetrisch zur Verbindungsachse der Kerne

Hybridorbitale→ so angeordnet wie wir es brauchen für die Beschreibung der Struktur s-Orbital→ kugelsymmetrisch → drei p Orbitale→ jeweils unter Winkel von 90° zueinander

Hybridisierung→ AO umgestaltet zu energetisch gleichen HO sodass MO ihrer tatsächlichen Beobachtung entsprechen ➔ Nach verwendeten AO benannt→ sp HO → aus einem s und einem p ➔ Sp²→ ein s und 2 p

CH4-Molekül→ ein s Elektron angehoben in p Orbital→ hybridisiert→ 4 energetisch gleichwertige Orbitale → Ecken eines Tetraeders → nicht im freien C atom sondern nur in Molekül→ jedes sp³ überlappt mit s von H

109°

Orbitale→ dreidimensionale Wellen→ Wellenfunktion= mathematischer Ausdruck→ Lösung durch Schrödinger Gleichung Angeregete Zustand von C→ aus einer s und drei p Wellenfunktionen mathematisch erfasst werden→ umformen und erhält vier gleiche sp³ HO (Wellenfunktionen)

Nichtbindende Elektronen→ nicht so stark vom Kern angezogen→ größer Ausbreiten

Bei H2O auch sp³ → zwei davon mit s von H

eine sigma und 2 pi Bindungen ➔ In x sigma ➔ Und in y und z pi ➔ Pi nicht rotationssymmetrisch zur Kernverbindung

Ethan Bindung frei drehbar→ bei doppel oder Dreifachbindungen müsste man aufbrechen

Sp²→ für Ethen → Dreieck 120°

sigma Bindungsgerüst durch zwei sp² → unhybridisierte 2p Orbital an C Atomen für pi Bindung pi Bindung→ p Orbitale überlappen seitlich→ zwei Bereiche der Überlappung nur eine VERBINDUNG bei sigma Elektronendichte entlang Achse bei pi ober oder unterhalb der Bindungsachse

sp-HO → 180° linear

Strich→ sigma Bindungen 3 pi Bindungen bilden einen MO→ Überlappung der p Orbitale von sechs C Atomen → senkrecht auf sigma Bindungen

Oktaedrische Anordnung→ d²sp³ oder sp³d² Hybridisierung) Jetzt auch d-AO → aus darunter liegender (d²sp³) oder nächsten Schale sp³d²

Molekülorbital aus s-Orbitalen (H2) Überlappung AO → Überlappung Wellenfunktionen → H2→ Überlagerung von zwei Wasserstoffatomen→ Wellenverstärkung im Bereich zwischen beiden Atomkernen→ höhere Elektronenladungsdichte→ Anziehung Atomkerne→ durch diese Ladung (hält zusammen) Gesamtzahl der Orbitale erhalten bleiben→ aus beiden 1s Orbitalen→ subtraktive Überlagerung Wellenfunktion→ ein zweites Orbital→ antibindendes Sigma → geringe Elektronendichte zw. Atomkernen → halben Weg = 0 → Besetzung von antisigma wirkt Bindung entgegen ➔ Sigma* → deutet auf höher angeregten Zustand hin, weil sigma normal geringe Energie als Energie der beiden AO→ energetisch günstiger→ sprich sigma* höhere Energie → Flammenfärbung z.B. im Grundzustand→ wird sigma normal besetzt

Molekülorbitale aus p-Orbitalen Sigma Bindung aus zwei p→ Kopf an Kopf Überlappung auf Verbindungslinie der Atomkerne→ bei den anderen p-Orbitalen→ langseitige Überlappung pi und pi* Sigma→ rotationssymmetrisch→ Elektronendichte hoch Pi→ Wolken über und unter der Achse

Molekülorbitaldiagramm des Sauerstoffmoleküls! Aus zwei AO entsteht ein bindendes und ein nicht bindendes Energie des bindenden MOS gesenkt und des nichtbindenden erhöht 3 Schritte: 1. Zeichnen der AO und MO auf Energieskala O2 hat s und p Orbitale→ links und rechts Energieniveau von den Sauerstoffatomen aufgeschrieben → Kombination von MO und AO Aus zwei 2s → sigma 2s und antisigma 2s zwei 2px → sigma 2p und antisigma 2p 2py und 2pz überlappen seitlich→ jeweils eine pi Bindung → pi 2p energetisch gleich→ Energieaufspaltung ist geringer als sigma 2p 2. Auffüllen der Elektronen→ Hundsche Regel und Pauli Prinzip beachten Energetisch gleiche Niveaus→ zuerst mit einem Elektron mit gleichem Spin und dann mit zweiten Elektron umgekehrtem Spin → jedes O 6 Elektronen→ 12 Elektronen zum einzeichnen 3. Bindungsordnung bestimmen: Formel: bindende – nicht bindende Elektronen→ 8-4 → 4 → durch 2 → 2 = Bindungsordnung Gleiche Vorgangsweise wie: bindende minus antibindende = Anzahl der Bindungen 4 bindende – (1+2*1/2) = 2 antibindende → Bindungsordnung 2 Bindendes und korrespondierendes antibindendes heben sich auf! Langsam→ sigma 2s und sigma* heben sich auch

Sigma 2p ist mit 2 e besetzt→ antibindendes nicht → erste Bindung beide pi 2p → voll besetzt → beide pi*2p nur halb besetzt→ entspricht 2 halben Bindungen → eine ganze und zwei halbe entsprechen einer Doppelbindung → selbes Ergebnis wie Valenzstrichformel Sauerstoff hat zwei ungepaarte Elektronen→ Doppelradikal Paramagnetisch und diamagnetisch: Anzahl ungepaarter Elektronen über Magnetfeld bestimmen Einzelne ungepaarte Elektronen→ kleine Magneten → in Magnetfeld hinein gezogen→ sind paramagnetisch Moleküle mit nur gepaarten Molekülen→ diamagnetisch → vom Magnetfeld abgestoßen O2 → paramagnetisch→ gasförmiger Sauerstoff wird vom Magnetfeld hineingezogen Flüssiger Sauerstoff bleibt an Polen eines Elektromagneten kleben→ Magnetfeld aus→ rinnt er hinunter...