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Elektronenpaarbindung mit Hilfe der Molekülorbital-Theorie (MO-Theorie)

Bisher haben wir mithilfe der Octettregel erklärt bzw. mit der Lewis-Konzept beschrieben, warum Wasserstoff, Sauerstoff, Kohlenstoffdioxid, … usw. molekular vorkommen. Über den energetischen Aspekt kann man mit dieser Erklärung nichts aussagen. Erst mit dem wellenmechanischen Bindungsmodell von Linus Pauling kann man jetzt erklären wieso gemeinsame Elektronenpaare gebildet werden. Zusätzlich kann man mit diesem Modell auch die Molekülstruktur veranschaulichen.
Wir wissen, dass sich die Elektronen in einem Atom in Atomorbitalen aufhalten. Bei der Bildung von Molekülen werden die Atomorbitale (AO) zu neuen Molekülorbitalen (MO) kombiniert.
Friedrich Hund (Physiker) und Robert Mulliken (Chemiker) haben diese MO-Theorie ausgearbeitet. Sie basiert auf der Linearkombination von Atomorbitalen, d. h. die Quadrate der Wellenfunktionen der Atome (Orbitale) werden einmal addiert und einmal subtrahiert zu Molekülorbitalen. Die Ergebnisse werden als bindendes MO (Addition) und als antibindendes MO bezeichnet.
Eine Grundregel lautet, dass es genauso viele Molekülorbitale gibt wie es Atomorbitale gibt.
Die MO's werden mit den Elektronen der AO's nach dem Energieprinzip unter Beachtung des Pauliverbots und der Hund'schen Regel besetzt.
Ein zweifach besetztes Molekülorbital stellt so eine Elektronenpaarbindung dar.

Die Bindung des Wasserstoffmoleküls

Wasserstoff besitzt ein 1s- Atomorbital, das durch ein Elektron besetzt wird. Wenn zwei Wasserstoffatome zufällig kollidieren, dann reagieren sie zu einem Wasserstoffmolekül. Dabei wirken Anziehungskräfte zwischen den Elektronen in den 1s-Atomorbitalen und den beiden Kernen und Abstoßungskräfte zwischen den Elektronen sowie den Kernen untereinander.
Durch Linearkombination der beiden AO's entstehen ein bindendes und antibindendes Molekülorbital.
Das bindende Molekülorbital entsteht, wenn zwei 1s- Atomorbitale überlappen. Dieses Molekülorbital nennt man σ-1s- Molekülorbital. Man bezeichnet die entstehende Bindung als σ -Bindung. Sie ist rotationssymmetrisch bezüglich der Kern-Kern-Verbindungsachse. Innerhalb dieser Bindung ist die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen bzw. die Elektronendichte zwischen den beiden Kernen am größten. Die Elektronen in diesem Orbital sind energetisch niedriger, als in den AO's.
Beim antibindendenden Molekülorbital ist die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen bzw. die Elektronendichte zwischen den Kernen null. Dieses Molekülorbital nennt man σ*- Molekülorbital. Die Elektronen in diesem Orbital sind energetisch höher, als in den AO's.
Weil die Energie des voll besetzten MO's niedriger ist, als die Energie der ursprünglichen Atomorbitale wird Energie frei. Diese Energie bezeichnet man als Bindungsenergie. Sie entspricht der Energie, die man benötigt um die beiden Wasserstoffatome wieder zu trennen.
Wenn Wasserstoffatome sich zu Wasserstoffmolekülen vereinen, dann sinkt ihre Energie. Dass bedeutet, dass Wasserstoff stabiler ist, wenn er molekular vorkommt.

Merkregel:

Eine σ-Bindung ist also eine spezielle Elektronenpaarbindung.

Erstellt von A.N. mit Ergänzungen durch Herrn Ecker 4.4.2014