Molekülorbitaltheorie I

Die molekulare Orbital-Theorie beschreibt die Verteilung von Elektronen innerhalb eines Moleküls, anstatt sie auf bestimmte Bindungen zwischen Atomen zu verteilen. Wie Atomorbitale sind Molekülorbitale Wellenfunktionen, die beschreiben, wo sich wahrscheinlich die Elektronen befinden. Diese Funktionen werden durch einen mathematischen Prozess geschätzt, der als Linearkombination von Atomorbitalen bezeichnet wird.

Wellen können entweder konstruktiv oder destruktiv interagieren. Konstruktive Interferenz zwischen gleichphasigen Atomorbitalen entspricht einer größeren Elektronendichte zwischen den positiv geladenen Kernen, wodurch das Molekül stabiler wird. Dieses bindende Molekülorbital hat eine niedrigere Energie als eines der ursprünglichen Atomorbitale.

Zerstörende Interferenz zwischen phasenverschobenen Atomorbitalen entspricht einer geringeren Elektronendichte in einer Knotenebene zwischen den Kernen, was das Molekül weniger stabil macht. Dieses nicht-bindende Molekülorbital weist eine höhere Energie als die Atomorbitale auf und ist mit einem Stern oder Sternchen gekennzeichnet. Molekülorbitale werden nach der Art der Überlappung der Atomorbitale klassifiziert.

Eine frontale Kombination von Atomorbitalen entlang der inneren Kernachse, wie z. B.die Überlappung zwischen zwei s-Orbitalen oder zwei gleichen p-Orbitalen, führt zu σ-Molekülorbitalen. Die Elektronendichte der σ-Orbitale zentriert sich um die innere Kernachse.

Seitliche Überlappung, wie z. B.die seitliche Überlappung zweier p-Orbitale, führt zu π-Molekülorbitalen. Hier ist die Elektronendichte auf gegenüberliegenden Seiten der Kernachse konzentriert.

Die Orientierung der drei verschiedenen p-Orbitale bedeutet, dass sich typischerweise ein Paar mit gleichen Enden und die beiden anderen Paare seitlich überlappen. Die π-Bindungsorbitale sind typischerweise energetisch gleich oder degenerieren, ebenso wie die π-Anti-Bindungsorbitale. Die Orbitale können sich überlappen, wenn ihre Energien ähnlich sind und ihre Symmetrien übereinstimmen.

Zwei 2s-Orbitale können sich also überlappen, aber ein 2s-Orbital hat im Allgemeinen eine vernachlässigbare Überlappung mit einem 1s-oder 2p-Orbital.