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Zum Ende der Seite springen Molekülorbital-Diagramme
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Enhadrei Enhadrei ist männlich
Copper


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Molekülorbital-Diagramme Auf diesen Beitrag antworten Zitatantwort auf diesen Beitrag erstellen Diesen Beitrag editieren/löschen Diesen Beitrag einem Moderator melden       Zum Anfang der Seite springen

Hallo,

bei Molekülorbitaldiagrammen von zweiatomigen Molekülen mit zwei unterscheidlichen Atomen (z.B. NO, CO, ...) malt man ja die p-Orbitale des elektonegativeren Bindungspartners näher an die bindenden Bindungen (senkt sie also im Vergleich zu den p-Orbitalen des anderen elektropositiveren Atoms energetsisch ab). Nun meine Frage: Macht man das nur mit den p-Orbitalen oder mit allen Orbitalen des Atoms, also auch den 2s- und 1s-Orbitalen?

Vielen Dank für eure Hilfe rofl
Gruß Enhadrei

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11.02.2009 10:18 Enhadrei ist offline E-Mail an Enhadrei senden Beiträge von Enhadrei suchen Nehmen Sie Enhadrei in Ihre Freundesliste auf

Osmium Osmium ist männlich
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Bindene Bindungen?
Die Energien sämtlicher Orbitale des Sauerstoffs liegen wegen der höheren Kernladung tiefer als die äquivalenten von Stickstoff etc.
Eine Absenkung, im Vergleich zu dem energetisch tieferliegenden Atomorbital, erfolgt dann für die bindenen Molekülorbitale, die allerdings um so so kleiner ist je energetisch unähnlicher sich die Atomorbitale sind. Daraus folgt dann auch das die bindenen Molekülorbitale den Atomorbitalen des elektronegativeren Partner ähnlicher sind als dem elektroposivieren.

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11.02.2009 18:36 Osmium ist offline E-Mail an Osmium senden Beiträge von Osmium suchen Nehmen Sie Osmium in Ihre Freundesliste auf

Enhadrei Enhadrei ist männlich
Copper


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Zitat:
Bindene Bindungen?


Meinte natürlich bindende Orbitale, sorry zwinker

Zitat:
Die Energien sämtlicher Orbitale des Sauerstoffs liegen wegen der höheren Kernladung tiefer als die äquivalenten von Stickstoff etc.


Hängt die relative Lage also nur mit der Kernladung zusammen? Unser Prof. hatte gemeint, dass die Orbitale des elekronegativeren Partners abgesenkt werden. Z.B. bei einer Interhalogenverbindung wie IF wäre ich dann jetzt aber in einer Zwickmühle. Denn das Fluor ist ja elektronegativer, folglich müsste nach der Erklärung von meinem Prof. eben jehnes einfach besetzte p-Orbital niedriger liegen als das vom Iod, während es mit deiner Erklärung genau andersherum wäre :ueberleg:

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12.02.2009 14:23 Enhadrei ist offline E-Mail an Enhadrei senden Beiträge von Enhadrei suchen Nehmen Sie Enhadrei in Ihre Freundesliste auf

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Rechts und links im MO-Schema stehen die Orbitale der isolierten Atome nach der Energie geordnet. Weil innerhalb einer Periode die Kernladung stärker steigt als die Abschirmung durch die zusätzlichen Elektronen steigt die effektive Kernladung und die Orbitalenergie sinken.
Diese Atomorbitale werden dann zu Molekülorbitalen linear kombiniert. Es wird also kein p-Orbital abgesenkt, sondern es enstehen ganze neue Orbitale, die sich durchaus über das ganze Molekül erstrecken können (bei zweiatomigen Molekülen wohl weniger)-
Allerdings bei unterschiedlichen Orbitalenergie der kombinierten Atomorbitale ähnelt das bindene MO mehr dem energetisch tieferliegenden AO aus dem es gebildet wurde als dem energetisch höherliegenden. Für zunehmend unterschiedliche Orbitalenergien der Atomorbitale ähneln die Molekülorbitale also immer stärker den Atomorbitalen (zb. Kombination 1s und 2s zwischen Elementen der 2.Periode) und die Wechselwirkung kann daher vernachlässigt werden
Die Elektronen der IF-Bindung würden sich also wie erwartet bevorzugt am Fluor aufhalten.

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12.02.2009 16:18 Osmium ist offline E-Mail an Osmium senden Beiträge von Osmium suchen Nehmen Sie Osmium in Ihre Freundesliste auf

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Hallo Osmium,

Zitat:
Rechts und links im MO-Schema stehen die Orbitale der isolierten Atome nach der Energie geordnet.


Genau. Wenn ich mir z.B. das MO-Diagramm von HF anschaue:

http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/v...34_2.vscml.html

Dann liegen doch nun die p-Orbitale des Fluors energetisch unter dem s-Orbital des Wasserstoffs. Daher meine Aussage dass die Orbitale des elekronegativeren Partners abgesenkt werden. Denn normalerweiße sind die 2p-Orbitale ja erheblich energiereicher als die 1s-Orbitale, was nun nicht mehr der Fall ist.

Zitat:
Die Energien sämtlicher Orbitale des Sauerstoffs liegen wegen der höheren Kernladung tiefer als die äquivalenten von Stickstoff etc.


Kann es sein, dass diese "Merkregel" nur innerhalb einer Periode Gültigkeit hat? Denn sonst macht finde ich folgende Aussage keinen Sinn:

Zitat:
Allerdings bei unterschiedlichen Orbitalenergie der kombinierten Atomorbitale ähnelt das bindene MO mehr dem energetisch tieferliegenden AO aus dem es gebildet wurde als dem energetisch höherliegenden.

Zitat:
Die Elektronen der IF-Bindung würden sich also wie erwartet bevorzugt am Fluor aufhalten.

:ueberleg:

Schon mal vielen Dank für eure Hilfe

P.S. Ist folgendes Diagramm (und Erklärung) nicht falsch:

http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/v...text.vscml.html

Die Orbitale des Sauerstoffs sollten doch enregetisch niedriger liegen als die des Stickstoff!

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14.02.2009 10:08 Enhadrei ist offline E-Mail an Enhadrei senden Beiträge von Enhadrei suchen Nehmen Sie Enhadrei in Ihre Freundesliste auf

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Abgesenkt werden die Atomorbitale gewissermaßen durch die zusätzlichen Protonen im Kern. Das hat absolut nichts mit der MO-Theorie oder Elektronegativität zu tun sondern gilt für die isolierten Atome.
Diese Regel gilt auch immer, nicht nur innerhalb einer Periode. Das 2s-Orbital von Natrium wird also unterhalb des 2s-Orbitals des Fluors liegen. Bloß das Valenzorbital von Natrium wird höher liegen als das des Fluors, was in einer kleineren Ionisierungsenergie resultiert. Aber da vergleicht man ja auch 3s mit 2p.
Beim Fluor ist das 1s energetisch so niedrig, das die Kombination mit dem 1s des Wasserstoffs nicht mehr sinnvoll ist. Dafür sind dann eben die 2p-Orbitale auf einem ähnlichen Niveau.
Beim Stickstoffmonoxid sind nach meiner Meinung der Stick- und Sauerstoff fälschlicherweise vertauscht.

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Dieser Beitrag wurde 1 mal editiert, zum letzten Mal von Osmium: 14.02.2009 10:44.

14.02.2009 10:42 Osmium ist offline E-Mail an Osmium senden Beiträge von Osmium suchen Nehmen Sie Osmium in Ihre Freundesliste auf

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Zitat:
Abgesenkt werden die Atomorbitale gewissermaßen durch die zusätzlichen Protonen im Kern. Das hat absolut nichts mit der MO-Theorie oder Elektronegativität zu tun sondern gilt für die isolierten Atome.


Ok das ist mir klar, das das erst mal unabhängig von der Molekülorbitaltheorie der Fall ist.

Zitat:
Diese Regel gilt auch immer, nicht nur innerhalb einer Periode. Das 2s-Orbital von Natrium wird also unterhalb des 2s-Orbitals des Fluors liegen.


Ich glaube so langsam habe ich verstanden wie der Erklärungsweg ist. Im IF würde man es also so erklären, dass das p-Valenzorbital das die Bindung eingeht (sowie die anderen p-Valenzorbitale) soweit energetisch durch die erhöhte Kernanziehung abgesenkt wurde, dass es nun in dem Bereich der Energie der p-Valenzelektronen des Fluors liegt (was sozusagen Grundvoraussetzung für das Zustandekommen der Bindung ist). Nachdem diese aber immer noch energetisch tiefer liegen als die des Iods korreliert das mit der Polarisation im Molekül. Ist das nun richtig?

Zitat:
Beim Stickstoffmonoxid sind nach meiner Meinung der Stick- und Sauerstoff fälschlicherweise vertauscht.


Hätte ich auch gesagt zwinker

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14.02.2009 11:00 Enhadrei ist offline E-Mail an Enhadrei senden Beiträge von Enhadrei suchen Nehmen Sie Enhadrei in Ihre Freundesliste auf

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