Chemische Bindung und Molekülorbitale

Die chemische Bindung beschreibt, wie geteilte Elektronen Atome in Molekülen zusammenhalten, und die Molekülorbitaltheorie erklärt dies durch die Kombination von Atomorbitalen zu delokalisierten Molekülorbitalen.

Definition

Die chemische Bindung ist die netto anziehende Wechselwirkung, die Atome in einem Molekül zusammenhält und quantenmechanisch aus der Senkung der elektronischen Energie bei der Elektronenverteilung entsteht; ein Molekülorbital ist eine Ein-Elektronen-Wellenfunktion, die sich über das gesamte Molekül erstreckt und typischerweise als Linearkombination von Atomorbitalen konstruiert wird.

Scope

Dieses Thema behandelt die quantenmechanische Beschreibung der chemischen Bindung: das Wasserstoffmolekülion und das Wasserstoffmolekül als Prototypen, die Linearkombination von Atomorbitalen zur Konstruktion von bindenden und antibindenden Molekülorbitalen, die Bindungsordnung und ihre Beziehung zur Stabilität sowie das komplementäre Valenzbindungsbild mit Hybridisierung. Es erklärt die kovalente Bindung, die Elektronenverteilung und die Trends bei Bindungsstärke und Magnetismus in zweiatomigen Molekülen.

Core questions

• Warum senkt das Teilen von Elektronen die Energie zweier Atome und bildet eine Bindung?
• Wie werden Molekülorbitale aus Atomorbitalen konstruiert?
• Was unterscheidet bindende von antibindenden Orbitalen, und was ist die Bindungsordnung?
• Wie hängen Molekülorbital- und Valenzbindungsbeschreibungen zusammen?

Key concepts

• Kovalente Bindung und Elektronenverteilung
• Bindende und antibindende Orbitale
• Linearkombination von Atomorbitalen
• Bindungsordnung
• Austauschwechselwirkung
• Hybridisierung und Resonanz

Key theories

Molekülorbitaltheorie (LCAO)

Die phasenrichtige Kombination von Atomorbitalen ergibt ein bindendes Molekülorbital mit erhöhter Elektronendichte zwischen den Kernen, während die phasenverkehrte Kombination ein energiereicheres antibindendes Orbital mit einem Knoten ergibt; deren Besetzung bestimmt die Bindungsordnung und die molekulare Stabilität.

Valenzbindungstheorie und die kovalente Bindung

Heitler und London zeigten quantenmechanisch, dass zwei Wasserstoffatome durch eine Austauschwechselwirkung ihrer Elektronen gebunden sind, die Grundlage des Valenzbindungsbildes, das später von Pauling mit Hybridisierung und Resonanz erweitert wurde.

Clinical relevance

Molekülorbital- und Valenzbindungstheorien erklären und prognostizieren die Geometrie, Stabilität, Reaktivität sowie die magnetischen und optischen Eigenschaften von Molekülen. Sie bilden die konzeptionelle Sprache der Chemie und die Grundlage für computergestützte Methoden, die in der Arzneimittelforschung und im Materialdesign eingesetzt werden.

History

Heitler und Londons Behandlung des Wasserstoffmoleküls im Jahr 1927 war die erste quantenmechanische Erklärung der kovalenten Bindung. Mulliken und Hund entwickelten parallel den Molekülorbitalansatz, und Paulings „The Nature of the Chemical Bond“ von 1939 synthetisierte Valenzbindungsideen mit Hybridisierung und Elektronegativität zu einem Rahmen, der die Chemie transformierte.

Key figures

• Walter Heitler
• Fritz London
• Robert Mulliken
• Linus Pauling

Seminal works

• heitler1927
• pauling1939
• atkins2011

Frequently asked questions

Was ist die Bindungsordnung?

Die Bindungsordnung ist die halbe Differenz zwischen der Anzahl der Elektronen in bindenden und antibindenden Molekülorbitalen. Eine höhere Bindungsordnung entspricht einer stärkeren, kürzeren Bindung; eine Bindungsordnung von Null bedeutet, dass sich keine stabile Bindung bildet, wie bei zwei Heliumatomen.

Warum ist molekularer Sauerstoff paramagnetisch?

Die Molekülorbitaltheorie platziert die beiden höchsten Elektronen von O₂ in separaten entarteten antibindenden Orbitalen mit parallelen Spins, wodurch zwei ungepaarte Elektronen verbleiben. Dies macht O₂ paramagnetisch, ein Ergebnis, das das einfache Valenzbindungsbild nicht auf natürliche Weise vorhersagt.