Читать книгу Organische Chemie - Neil E. Schore - Страница 17

1 (a) Die Molekülorbitale erhält man wie folgt:Daraus resultieren Elektronenkonfigurationen für H2 (σ)2 mit zwei bindenden Elektronen und für H2+ (σ)1 mit einem bindenden Elektron. Folglich hat H2 die stärkere Bindung.

2 (b) Wie in Übung 1.14.

3 (c) und (d) Wir erstellen auf analoge Weise ein Orbitaldiagramm. Wie fangen wir an? Zunächst müssen wir feststellen, welche der im Kapitel besprochenen Orbitale wir berücksichtigen müssen und welche nicht. Bei Molekülen mit Mehrfachbindungen und mehreren Atomen, z. B. Ethen und Ethin (siehe Abb. 1.21, Lehrbuch), müssen wir Hybridorbitale heranziehen, weil wir sie zur Klärung der geometrischen Anordnung brauchen. Da bei zweiatomigen Molekülen wie O2 und N2 aber keine „Geometrie“ zu klären ist, erfüllt die Orbitalhybridisierung keinen Zweck und wir können von einfachen Atomorbitalen ausgehen. Das macht das Ganze leichter! Außerdem stellen wir fest, dass die 1s-und 2s-Orbitale von N und O vollständig besetzt sind. In solchen Fällen ist es üblich, die s-Orbitale zu ignorieren, weil ihre Überlappung zu keiner Nettobindung führt (genau wie zwischen zwei He-Atomen) – eine weitere willkommene Vereinfachung. Für die Bindung müssen wir nur noch die drei 2p-Orbitale jedes Atoms berücksichtigen, weil sie als einzige teilweise besetzt sind. Entsprechend Abb. 1.21 kann man sich die endständige Überlappung (σ-Bindung) der einander zugewandten px-Orbitale (eins an jedem Atom) und die seitliche Überlappung (π-Bindung) der übrigen p-Orbitale (zwei an jedem Atom, py und pz) vorstellen.Das vollständige Molekülorbital-Diagramm enthält demzufolge drei Gruppen von Orbitalwechselwirkungen, die nachstehend separat und – ganz rechts – kombiniert dargestellt sind. Zuerst ist die endständige (σ-)Überlappung der px-Orbitale gezeigt, die zu σ- und σ*-Orbitalen (bindend bzw. antibindend) führt. Danach folgen die beiden π-Überlappungen der py-und pz-Orbitalpaare, die zwei Sätze von π- bzw. π*-Orbitalen ergeben. Da die σ-Überlappung im Allgemeinen besser ist als die π-Überlappung, ist der Energieabstand zwischen σ- und σ*-Orbital in den hier gezeigten Diagrammen größer als der zwischen π-und π*-Orbital – nach Abb. 1.12 hängt der Energieunterschied zwischen Atom- und Molekülorbitalen mit der Stärke der Bindung zusammen – und entspricht der Energieänderung beim Übergang der Atome zum Molekül. (Weitergehende theoretische Analysen lassen erkennen, dass die tatsächliche Anordnung der Orbitalenergien nicht bei jedem zweiatomigen Molekül der zweiten Reihe ganz so ist wie hier gezeigt, aber das ist hier nicht von Bedeutung.)