MO-Diagramme erklärt: Bindungsordnung, Magnetismus und die Regel der s-p-Mischung
Kurz gesagt: Ein Molekülorbital-Diagramm (MO-Diagramm) zeigt, wie sich Atomorbitale zu bindenden und antibindenden Orbitalen kombinieren. Besetze die Orbitale von unten nach der Hundschen Regel und verwende dann Bindungsordnung = (bindende − antibindende Elektronen) / 2. O₂ hat die Bindungsordnung 2 und 2 ungepaarte Elektronen (paramagnetisch). N₂ hat die Bindungsordnung 3 und ist diamagnetisch. Bei 14 oder weniger Elektronen liegt π2p unter σ2p. Der kostenlose MO-Diagramm-Generator zeichnet jedes zweiatomige Molekül von H₂ bis Ne₂ sowie CO, NO, CN⁻ und HF.
Die wichtigsten Begriffe auf einen Blick
| Molekülorbital (MO) | Ein Orbital, das sich über das ganze Molekül erstreckt und durch Kombination von Atomorbitalen entsteht. |
|---|---|
| Bindendes MO | Energetisch tiefer als die Atomorbitale. Die Elektronendichte liegt zwischen den Kernen. Bezeichnungen: σ, π. |
| Antibindendes MO | Energetisch höher, mit einer Knotenebene zwischen den Kernen. Bezeichnungen: σ*, π*. |
| Bindungsordnung | (bindende Elektronen − antibindende Elektronen) / 2. Bindungsordnung 0 bedeutet keine stabile Bindung. |
| Paramagnetisch | Hat ein oder mehrere ungepaarte Elektronen und wird in ein Magnetfeld hineingezogen. O₂ ist das klassische Beispiel. |
| Diamagnetisch | Alle Elektronen gepaart. Wird schwach aus einem Magnetfeld herausgedrängt. N₂ und F₂ sind Beispiele. |
| HOMO und LUMO | Höchstes besetztes und niedrigstes unbesetztes MO. Ein halb besetztes HOMO heißt SOMO. |
Die Regeln zum Zeichnen eines MO-Diagramms
- Elektronen zählen. Addiere die Ordnungszahlen, ziehe bei Kationen die Ladung ab und addiere sie bei Anionen. O₂ hat 16, O₂⁺ hat 15, O₂²⁻ hat 18.
- Orbitalreihenfolge wählen. Bei 14 oder weniger Elektronen (Li₂ bis N₂, CO, CN⁻, NO⁺) gilt σ2s, σ*2s, π2p, σ2p, π*2p, σ*2p. Bei mehr als 14 Elektronen (O₂, F₂, Ne₂, NO, O₂⁻) gilt σ2s, σ*2s, σ2p, π2p, π*2p, σ*2p.
- Von unten auffüllen. Jedes Orbital nimmt 2 Elektronen mit entgegengesetztem Spin auf (Pauli-Prinzip).
- Hundsche Regel anwenden. Im entarteten π- oder π*-Paar kommt erst ein Elektron in jedes Orbital, bevor gepaart wird.
- Ergebnisse ablesen. Bindungsordnung aus der Formel, Magnetismus aus den ungepaarten Elektronen, HOMO und LUMO vom oberen Ende der Besetzung.
Warum sich die Reihenfolge nach Stickstoff umkehrt
Die Umkehr entsteht durch s-p-Mischung. Bei B, C und N liegen die 2s- und 2p-Energien nahe beieinander. Die Orbitale σ2s und σ2p haben dieselbe Symmetrie, wechselwirken also und schieben σ2p nach oben, über π2p. Ab Sauerstoff ist der 2s-2p-Abstand größer (etwa 16 eV bei O und 21 eV bei F), die Mischung ist schwach, und σ2p sinkt unter π2p.
Den MO-Diagramm-Generator Schritt für Schritt nutzen
- Öffne den MO-Diagramm-Generator.
- Gib unter Molekül oder Ion ein Teilchen ein, zum Beispiel
O2,N2+,O2 2-,NO,COoderCN-. Oder wähle Atom 1, Atom 2 und Ladung. - Oder klicke auf eine Beispiel-Schaltfläche wie B₂, C₂, O₂⁻ oder HF.
- Lass Orbitalreihenfolge auf Automatisch (14-Elektronen-Regel). Um zu sehen, warum die Regel wichtig ist, schalte auf Keine s-p-Mischung um und beobachte, wie B₂ diamagnetisch wird.
- Lies Bindungsordnung, MO-Konfiguration, HOMO, LUMO und Magnetismus in der Ergebnistabelle ab.
- Klicke auf SVG herunterladen oder PNG herunterladen, um das Diagramm zu speichern.
Rechenbeispiele
1. Sauerstoff, O₂
16 Elektronen: KK σ2s² σ*2s² σ2p² π2p⁴ π*2p². Bindende Elektronen = 10 (einschließlich σ1s²), antibindende = 6. Bindungsordnung = (10 − 6)/2 = 2. Die beiden π*-Elektronen sitzen in getrennten Orbitalen mit parallelem Spin, daher hat O₂ 2 ungepaarte Elektronen und ist paramagnetisch. Flüssiger Sauerstoff bleibt zwischen den Polen eines Magneten hängen, flüssiger Stickstoff nicht.
2. Stickstoff, N₂
14 Elektronen: KK σ2s² σ*2s² π2p⁴ σ2p². Bindungsordnung = (10 − 4)/2 = 3. Alle Elektronen sind gepaart, daher ist N₂ diamagnetisch. Das HOMO ist σ2p, das LUMO π*2p. Die Dreifachbindung erklärt die hohe Bindungsenergie von 945 kJ/mol.
3. B₂ und C₂
B₂ hat 10 Elektronen: KK σ2s² σ*2s² π2p¹ π2p¹. Bindungsordnung 1, 2 ungepaarte Elektronen, paramagnetisch. C₂ hat 12 Elektronen: KK σ2s² σ*2s² π2p⁴. Bindungsordnung 2, diamagnetisch. Der gemessene Paramagnetismus von B₂ ist der experimentelle Beweis, dass π2p bei leichten Elementen unter σ2p liegt.
4. Die Sauerstoff-Reihe
O₂⁺ (15 e) verliert ein π*-Elektron: Bindungsordnung 2,5, Bindungslänge 112 pm. O₂⁻, Superoxid (17 e): Bindungsordnung 1,5, 133 pm. O₂²⁻, Peroxid (18 e): Bindungsordnung 1, 149 pm, diamagnetisch. Mehr antibindende Elektronen ergeben eine längere, schwächere Bindung.
5. NO und NO⁺
NO hat 15 Elektronen mit einem Elektron in π*2p: Bindungsordnung 2,5, paramagnetisch. Entfernt man dieses Elektron, erhält man NO⁺ (14 e), isoelektronisch mit N₂: Bindungsordnung 3, diamagnetisch, und die Bindung verkürzt sich von 115 pm auf 106 pm.
6. CO und HF (heteronuklear)
CO hat wie N₂ 14 Elektronen: Bindungsordnung 3, diamagnetisch. Sauerstoff ist elektronegativer, daher liegen seine Atomorbitale tiefer. Das HOMO (σ2p, auch 3σ genannt) ist überwiegend ein freies Elektronenpaar am Kohlenstoff – deshalb bindet CO über den Kohlenstoff an Metalle. In HF überlappt das H-1s-Orbital nur mit einem F-2p-Orbital. Die übrigen F-Orbitale sind nichtbindend, daher hat HF die Bindungsordnung 1.
Übersichtstabelle
| Teilchen | Elektronen | Valenzkonfiguration | Bindungsordnung | Magnetismus |
|---|---|---|---|---|
| H₂ | 2 | σ1s² | 1 | diamagnetisch |
| He₂⁺ | 3 | σ1s² σ*1s¹ | 0.5 | paramagnetisch (1) |
| Li₂ | 6 | σ2s² | 1 | diamagnetisch |
| Be₂ | 8 | σ2s² σ*2s² | 0 | nicht stabil |
| B₂ | 10 | σ2s² σ*2s² π2p² | 1 | paramagnetisch (2) |
| C₂ | 12 | σ2s² σ*2s² π2p⁴ | 2 | diamagnetisch |
| N₂, CO, CN⁻, NO⁺ | 14 | σ2s² σ*2s² π2p⁴ σ2p² | 3 | diamagnetisch |
| NO, O₂⁺ | 15 | … σ2p² π2p⁴ π*2p¹ | 2.5 | paramagnetisch (1) |
| O₂ | 16 | σ2s² σ*2s² σ2p² π2p⁴ π*2p² | 2 | paramagnetisch (2) |
| O₂⁻ | 17 | … π*2p³ | 1.5 | paramagnetisch (1) |
| F₂, O₂²⁻ | 18 | … π*2p⁴ | 1 | diamagnetisch |
| Ne₂ | 20 | … π*2p⁴ σ*2p² | 0 | nicht stabil |
Häufige Fehler
- Die O₂-Reihenfolge für B₂, C₂ oder N₂ verwenden. Das ergibt für B₂ und C₂ den falschen Magnetismus.
- Elektronen in π* zu früh paaren. O₂ erscheint dann diamagnetisch, was falsch ist.
- Vergessen, die Elektronenzahl bei Ionen anzupassen.
- Rumpfelektronen auf einer Seite der Formel zählen, auf der anderen nicht. Zähle alle Elektronen oder nur die Valenzelektronen, aber für bindende und antibindende auf dieselbe Weise.
- Glauben, nur Teilchen mit ungerader Elektronenzahl seien paramagnetisch. O₂ (16) und B₂ (10) sind gerade und trotzdem paramagnetisch.
Prüfungstipps
- JEE und NEET: Lerne die Abkürzung für zweiatomige Moleküle der 2. Periode nach Gesamtelektronenzahl: 10 ergibt 1, 12 ergibt 2, 14 ergibt 3, 15 ergibt 2,5, 16 ergibt 2, 17 ergibt 1,5, 18 ergibt 1 und 20 ergibt 0. Ungerade Zahlen sind immer paramagnetisch. Von den geraden sind auch 10 (B₂) und 16 (O₂, NO⁻) paramagnetisch.
- JEE und NEET: Um Bindungslängen zu ordnen, ordne die Bindungsordnungen umgekehrt: O₂²⁻ > O₂⁻ > O₂ > O₂⁺.
- AP Chemistry: Die MO-Theorie erklärt, was Lewis-Formeln nicht können: O₂ ist paramagnetisch, obwohl in seiner Lewis-Formel alle Elektronen gepaart sind.
- A-Level und IB: Sei bereit, σ- und π-Bindungen über frontale und seitliche Überlappung zu definieren und zu erklären, warum eine π-Bindung schwächer ist als eine σ-Bindung.
- Universität: Verwende für homonukleare zweiatomige Moleküle die Bezeichnungen g und u (σg, σu*, πu, πg*) und verknüpfe das MO-Diagramm mit Photoelektronenspektren und mit der CO-Rückbindung in Metallcarbonylen.
Prüfe jede Antwort in Sekunden mit dem MO-Diagramm-Generator und lade dann das Diagramm für deine Notizen herunter.
Fragen und Antworten
Was ist ein MO-Diagramm?
Es ist ein Energiediagramm, das die Atomorbitale zweier Atome an den Seiten und die daraus gebildeten Molekülorbitale in der Mitte zeigt. Elektronen werden als Pfeile gezeichnet, und das Diagramm liefert Bindungsordnung, Magnetismus, HOMO und LUMO.
Wie berechnet man die Bindungsordnung aus einem MO-Diagramm?
Bindungsordnung = (Elektronen in bindenden Orbitalen − Elektronen in antibindenden Orbitalen) / 2. Für O₂: (10 − 6)/2 = 2. Für N₂: (10 − 4)/2 = 3.
Warum ist O₂ paramagnetisch?
Seine letzten beiden Elektronen besetzen die zwei entarteten π*2p-Orbitale einzeln mit parallelem Spin (Hundsche Regel). Zwei ungepaarte Elektronen machen O₂ paramagnetisch.
Wann liegt σ2p unter π2p?
Bei O₂, F₂, Ne₂ und anderen Teilchen mit mehr als 14 Elektronen. Bei Li₂ bis N₂ und Teilchen mit 14 oder weniger Elektronen schiebt die s-p-Mischung σ2p über π2p.
Welche zweiatomigen Moleküle haben die Bindungsordnung 3?
N₂, CO, CN⁻ und NO⁺. Sie alle haben 14 Elektronen und die Konfiguration KK σ2s² σ*2s² π2p⁴ σ2p².
Warum existiert He₂ nicht?
He₂ hat 2 bindende und 2 antibindende Elektronen, seine Bindungsordnung ist also 0. Es gibt keine Nettobindung. He₂⁺ hat die Bindungsordnung 0,5 und existiert.
Ist B₂ paramagnetisch oder diamagnetisch?
B₂ ist paramagnetisch mit 2 ungepaarten Elektronen, je eines in jedem π2p-Orbital. Das funktioniert nur, wenn π2p unter σ2p liegt – B₂ belegt also die s-p-Mischung.