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MO-Diagramm-Generator
Kurz gesagt: MO-Diagramm-Generator für zweiatomige Moleküle und Ionen von H₂ bis Ne₂ sowie CO, NO, CN⁻ und HF. Er verwendet die richtige Orbitalreihenfolge (mit oder ohne s-p-Mischung), besetzt die Elektronen nach der Hundschen Regel und liefert Bindungsordnung, Magnetismus, HOMO, LUMO und MO-Konfiguration. Das Tool ist kostenlos, läuft im Webbrowser und braucht keinen Download.
Wähle ein zweiatomiges Molekül oder Ion, um sein MO-Energiediagramm zu sehen – mit Atomorbitalen auf beiden Seiten, Molekülorbitalen in der Mitte und jedem Elektron als Pfeil. Das Ergebnisfeld erklärt Bindungsordnung und Magnetismus Schritt für Schritt.
Tippe O2, N2+, O2 2-, NO, CO, CN- oder HF ein oder wähle unten die Atome.
Beispiele
Bindende Orbitale sind petrolfarben, antibindende rot und nichtbindende grau. Gestrichelte Linien zeigen, welche Atomorbitale kombinieren. Die Energieskala ist schematisch.
So verwendest du den MO-Diagramm-Generator
- Tippe ein zweiatomiges Molekül oder Ion in Molekül oder Ion ein, zum Beispiel
O2,N2+,O2 2-oderCN-. Du kannst auch Atom 1, Atom 2 und Ladung wählen oder auf eine Beispiel-Schaltfläche klicken. - Lass die Orbitalreihenfolge auf Automatisch, um die Lehrbuchregel zu verwenden, oder erzwinge die Reihenfolge mit oder ohne s-p-Mischung zum Vergleich.
- Lies Bindungsordnung, Magnetismus, HOMO, LUMO und MO-Konfiguration im Ergebnisfeld ab. Das Diagramm zeigt die Elektronen als Pfeile.
- Klicke auf SVG herunterladen oder PNG herunterladen, um das Diagramm für Notizen, Folien oder Arbeitsblätter zu speichern.
So funktioniert ein MO-Diagramm
Wenn zwei Atome eine Bindung eingehen, kombinieren ihre Atomorbitale zu Molekülorbitalen (MOs). Zwei Atomorbitale ergeben ein bindendes MO (energetisch tiefer, Elektronendichte zwischen den Kernen) und ein antibindendes MO (energetisch höher, mit * markiert). Frontale Überlappung ergibt σ-Orbitale; seitliche Überlappung von p-Orbitalen ergibt ein Paar π-Orbitale.
Bindungsordnung = (Elektronen in bindenden MOs − Elektronen in antibindenden MOs) / 2
Orbitalreihenfolge für zweiatomige Moleküle der 2. Periode
| Teilchen | Reihenfolge der Valenz-MOs (von niedrig nach hoch) |
|---|---|
| Li₂ bis N₂ und alle Teilchen mit 14 oder weniger Elektronen (CO, CN⁻, NO⁺, N₂⁺) | σ2s < σ*2s < π2p < σ2p < π*2p < σ*2p |
| O₂, F₂, Ne₂ und Teilchen mit mehr als 14 Elektronen (O₂⁺, O₂⁻, NO) | σ2s < σ*2s < σ2p < π2p < π*2p < σ*2p |
Der Wechsel beruht auf der s-p-Mischung. Bei B, C und N liegen die 2s- und 2p-Niveaus nahe beieinander, daher wechselwirken σ2s und σ2p und σ2p wird über π2p geschoben. Bei O und F ist der 2s-2p-Abstand groß, die Mischung ist schwach und σ2p bleibt unter π2p. Bei Teilchen mit 15 oder mehr Elektronen ergeben beide Reihenfolgen dieselbe Elektronenzahl in jedem Orbital, daher ändern sich Bindungsordnung und Magnetismus nicht.
Besetzungsregeln
- Aufbauprinzip: Besetze zuerst das niedrigste MO. Jedes Orbital fasst zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin (Pauli-Prinzip).
- Hundsche Regel: Besetze bei einem entarteten Paar wie π*2p zuerst jedes Orbital mit einem Elektron, bevor du paarst. Deshalb hat O₂ zwei ungepaarte Elektronen.
- Magnetismus: Jedes ungepaarte Elektron macht das Teilchen paramagnetisch (wird von einem Magneten angezogen). Sind alle Elektronen gepaart, ist es diamagnetisch.
- HOMO und LUMO: das höchste besetzte und das niedrigste unbesetzte MO. Ein halb besetztes HOMO heißt auch SOMO (einfach besetztes MO).
Heteronukleare zweiatomige Moleküle
In CO, NO und CN⁻ hat das elektronegativere Atom energetisch tiefere Atomorbitale und wird daher rechts tiefer gezeichnet. Bindende MOs liegen näher an diesem Atom, antibindende MOs näher am weniger elektronegativen Atom. In HF überlappt das H-1s-Orbital nur mit dem F-2p-Orbital entlang der Bindung. Das F-2s- und die beiden anderen F-2p-Orbitale bleiben nichtbindende freie Elektronenpaare, daher hat HF die Bindungsordnung 1.
Bindungsordnung, Bindungslänge und Bindungsenergie im Vergleich
Eine höhere Bindungsordnung bedeutet eine kürzere und stärkere Bindung. Ungefähre Bindungslängen in pm und Bindungsdissoziationsenergien in kJ/mol:
| Teilchen | Elektronen | Bindungsordnung | Magnetismus (ungepaart) | Bindungslänge (pm) | Bindungsenergie (kJ/mol) |
|---|---|---|---|---|---|
| H₂⁺ | 1 | ½ | paramagnetisch (1) | 106 | 256 |
| H₂ | 2 | 1 | diamagnetisch | 74 | 436 |
| He₂⁺ | 3 | ½ | paramagnetisch (1) | 108 | 230 |
| He₂ | 4 | 0 | diamagnetisch | nicht gebunden | nicht gebunden |
| Li₂ | 6 | 1 | diamagnetisch | 267 | 105 |
| Be₂ | 8 | 0 | diamagnetisch | 245 | etwa 10 |
| B₂ | 10 | 1 | paramagnetisch (2) | 159 | 290 |
| C₂ | 12 | 2 | diamagnetisch | 124 | 599 |
| N₂ | 14 | 3 | diamagnetisch | 110 | 945 |
| N₂⁺ | 13 | 2½ | paramagnetisch (1) | 112 | 841 |
| O₂⁺ | 15 | 2½ | paramagnetisch (1) | 112 | 643 |
| O₂ | 16 | 2 | paramagnetisch (2) | 121 | 498 |
| O₂⁻ (Superoxid) | 17 | 1½ | paramagnetisch (1) | 133 | k. A. |
| O₂²⁻ (Peroxid) | 18 | 1 | diamagnetisch | 149 | k. A. |
| F₂ | 18 | 1 | diamagnetisch | 142 | 159 |
| Ne₂ | 20 | 0 | diamagnetisch | nicht gebunden | nicht gebunden |
| CO | 14 | 3 | diamagnetisch | 113 | 1076 |
| NO⁺ | 14 | 3 | diamagnetisch | 106 | 1050 |
| CN⁻ | 14 | 3 | diamagnetisch | 116 | k. A. |
| NO | 15 | 2½ | paramagnetisch (1) | 115 | 631 |
| HF | 10 | 1 | diamagnetisch | 92 | 570 |
Trend in der Sauerstoffreihe: O₂⁺ (2½, 112 pm) > O₂ (2, 121 pm) > O₂⁻ (1½, 133 pm) > O₂²⁻ (1, 149 pm). Isoelektronische Teilchen (N₂, CO, CN⁻, NO⁺ mit 14 Elektronen) haben alle die Bindungsordnung 3.
Rechenbeispiele
O₂: Warum flüssiger Sauerstoff an einem Magneten haftet
16 Elektronen: KK σ2s² σ*2s² σ2p² π2p⁴ π*2p².
Bindend 10 (mit σ1s), antibindend 6. Die beiden π*-Elektronen sind nach der Hundschen Regel ungepaart.
Bindungsordnung 2, paramagnetisch, 2 ungepaart
N₂: die Dreifachbindung
14 Elektronen, Reihenfolge mit s-p-Mischung: KK σ2s² σ*2s² π2p⁴ σ2p².
Bindungsordnung = (10 − 4)/2.
Bindungsordnung 3, diamagnetisch, HOMO σ2p
B₂ und C₂ (beliebt in JEE und NEET)
B₂ (10 e): π2p¹ π2p¹ ergibt 2 ungepaarte Elektronen. C₂ (12 e): π2p⁴, alle gepaart.
Ohne s-p-Mischung wäre B₂ diamagnetisch, was dem Experiment widerspricht.
B₂ paramagnetisch (BO 1); C₂ diamagnetisch (BO 2)
NO, NO⁺ und NO⁻
NO hat 15 Elektronen: ein Elektron in π*2p. NO⁺ (14) verliert es; NO⁻ (16) verhält sich wie O₂.
BO = (10 − 5)/2 für NO.
NO 2½ (1 ungepaart), NO⁺ 3, NO⁻ 2 (2 ungepaart)
CO: HOMO und LUMO
14 Elektronen wie N₂. Das HOMO ist σ2p (3σ), im Wesentlichen ein freies Elektronenpaar am Kohlenstoff; das LUMO ist π*2p.
Deshalb bindet CO über den Kohlenstoff an Metalle und nimmt Rückbindung in π* auf.
Bindungsordnung 3, diamagnetisch
He₂ und He₂⁺
He₂: σ1s² σ*1s², bindend = antibindend. He₂⁺: σ1s² σ*1s¹.
BO = (2 − 1)/2 für He₂⁺.
He₂ Bindungsordnung 0 (nicht stabil); He₂⁺ Bindungsordnung ½
Häufige Fehler
- Falsche Reihenfolge für N₂ oder B₂. Mit der O₂-Reihenfolge wäre B₂ diamagnetisch. Bis 14 Elektronen kommt π2p vor σ2p.
- Zu früh paaren. In einem entarteten π- oder π*-Paar besetzen die ersten beiden Elektronen getrennte Orbitale mit parallelem Spin.
- Die Ladung vergessen. Eine positive Ladung entfernt Elektronen (O₂⁺ hat 15), eine negative fügt welche hinzu (O₂²⁻ hat 18).
- Kern- und Valenzzählung vermischen. Ob du alle Elektronen oder nur die Valenzelektronen zählst, ergibt dieselbe Bindungsordnung, weil sich das Kernpaar σ1s und σ*1s aufhebt. Bleib nur konsequent.
- Bindungsordnung 0 für eine schwache Bindung halten. Bindungsordnung 0 (He₂, Be₂, Ne₂) bedeutet keine kovalente Nettobindung; das Teilchen existiert voraussichtlich nicht als stabiles Molekül.
- Glauben, Paramagnetismus erfordere eine ungerade Elektronenzahl. O₂ hat eine gerade Elektronenzahl und ist trotzdem paramagnetisch.
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MolDraw-Editor öffnenHäufig gestellte Fragen
Welche Bindungsordnung hat O₂?
O₂ hat 16 Elektronen: KK σ2s² σ*2s² σ2p² π2p⁴ π*2p². Bindende Elektronen = 10 und antibindende = 6 (mit dem 1s-Kern gezählt), also Bindungsordnung = (10 − 6)/2 = 2.
Warum ist O₂ paramagnetisch?
Die letzten beiden Elektronen besetzen die zwei entarteten π*2p-Orbitale. Nach der Hundschen Regel besetzen sie getrennte Orbitale mit parallelem Spin, daher hat O₂ 2 ungepaarte Elektronen und wird in ein Magnetfeld hineingezogen.
Warum ist die MO-Reihenfolge bei N₂ und O₂ verschieden?
Bei B, C und N liegen die 2s- und 2p-Niveaus nahe beieinander, daher schiebt die s-p-Mischung σ2p über π2p. Bei O und F ist der Abstand groß und σ2p bleibt unter π2p. Als Regel gilt: Teilchen mit 14 oder weniger Elektronen verwenden die gemischte Reihenfolge.
Warum ist B₂ paramagnetisch, C₂ aber diamagnetisch?
Mit s-p-Mischung liegt π2p unter σ2p. B₂ (10 Elektronen) setzt je ein Elektron in jedes π2p-Orbital, was 2 ungepaarte Elektronen ergibt. C₂ (12 Elektronen) füllt beide π2p-Orbitale, daher sind alle Elektronen gepaart.
Welche Bindungsordnung haben NO, NO⁺ und NO⁻?
NO hat 15 Elektronen mit einem ungepaarten Elektron in π*2p, also Bindungsordnung 2,5. NO⁺ (14 Elektronen) hat Bindungsordnung 3 und ist diamagnetisch. NO⁻ (16 Elektronen) hat Bindungsordnung 2 und zwei ungepaarte Elektronen, wie O₂.
Welches Orbital ist das HOMO von CO?
Das HOMO von CO ist das σ2p-Orbital (auch 3σ genannt), das im Wesentlichen ein freies Elektronenpaar am Kohlenstoff ist. Das LUMO ist π*2p. Das erklärt, warum CO über den Kohlenstoff an Metalle bindet.
Wie hängt die Bindungsordnung mit Bindungslänge und -energie zusammen?
Eine höhere Bindungsordnung ergibt eine kürzere, stärkere Bindung. Für die Sauerstoffreihe: O₂⁺ (2,5) 112 pm, O₂ (2) 121 pm, O₂⁻ (1,5) 133 pm und O₂²⁻ (1) 149 pm.
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