MO-Theorie und kovalente Bindung

Die Molekülorbitaltheorie beschreibt die Verteilung von Elektronen in einem Molekül, anstatt sie an bestimmte Bindungen zwischen Atomen zu lokalisieren.

Die konstruktive Interferenz zwischen phasenverschobenen Atomorbitalen entspricht einer größeren Elektronendichte zwischen den positiv geladenen Kernen, wodurch das Molekül stabiler wird. Dieses bindende Molekülorbital hat eine niedrigere Energie als jedes der ursprünglichen Atomorbitale.

Die destruktive Interferenz zwischen phasenverschobenen Atomorbitalen entspricht einer geringeren Elektronendichte in einer Knotenebene zwischen den Kernen, wodurch das Molekül weniger stabil wird. Dieses antibindende Molekülorbital hat eine höhere Energie als die Atomorbitale und ist mit einem Stern oder Sternchen gekennzeichnet.

Molekülorbitale werden durch die Art und Weise klassifiziert, wie sich die Atomorbitale überlappen. Die frontale Kombination von Atomorbitalen entlang der Kernachse, wie z. B. die Überlappung zwischen zwei s-Orbitalen oder zwei Ende-zu-Ende-p-Orbitalen, führt zu Sigma-Molekülorbitalen. Die Elektronendichte des Sigma-Orbits ist um die Kernachse zentriert.

Seitliche Überlappung, wie z. B. die seitliche Überlappung zweier p-Orbitale, führt zu pi-Molekülorbitalen. Dabei konzentriert sich die Elektronendichte auf gegenüberliegende Seiten der Kernachse.

Die Ausrichtung der drei verschiedenen p-Orbitale bedeutet, dass sich typischerweise ein Paar von Ende zu Ende überlappt und die anderen beiden Paare sich seitlich überlappen. Die Pi-Bindungsorbitale haben typischerweise die gleiche Energie oder sind entwertet, ebenso wie die Pi-Antibindungsorbitale.

Die Molekülorbitaltheorie sagt die Stabilität kovalenter Bindungen aus der Bindungsordnung des Moleküls voraus, die sich aus der Anzahl der Elektronen in den Bindungsorbitalen abzüglich der Anzahl der Elektronen in den Antibindungsorbitalen dividiert durch zwei ergibt.

Eine Bindungsordnung von mehr als Null bedeutet, dass eine oder mehrere kovalente Bindungen existieren können, während eine Bindungsordnung von Null bedeutet, dass Anleihen nicht existieren sollten.

Die Molekülorbitaltheorie ist auch für mehratomige Moleküle wie Benzol nützlich. Das Lewis-Modell von Benzol kann seine delokalisierten Elektronen nicht genau darstellen, während die Molekülorbitaltheorie diese Elektronen drei Pi-Bindungsmolekülorbitalen zuordnet, die den gesamten Kohlenstoffring abdecken.