Molekülorbitalmodell

Im Molekülorbitalmodell, ist die Überlappung von zwei Atomorbitalen dargestellt. Die dadurch gebildeten Molekülorbitale beschreiben, wie die Elektronendichte beziehungsweise die Elektronen im Molekül verteilt sind.

Erklärung

Wenn zwei Atome eine kovalente Bindung eingehen, dann überlappen die beiden Atomorbitale miteinander. Daraus bildet sich dann ein Molekülorbital.

Der Grund dafür ist, wenn sich zwei Atomorbitale überlappen und ein Molekülorbital bilden, teilen sich dadurch die beiden Atome ihre Elektronen und können dadurch eine volle äußere Schale erreichen (beziehungsweise die Oktettregel erfüllen).

Beispiele

Wasserstoffgas

Das einfachste Beispiel ist das Wasserstoffgas.

Wenn man sich die Orbitale anschaut, sieht man, dass ein Wasserstoffatom ein Elektron im 1s-Orbital hat. Wenn man sich jetzt das Wasserstoffgas anschaut, gehen zwei Wasserstoffatome eine kovalente Bindung ein, wodurch sich ein Molekülorbital gebildet hat.

Dadurch, dass sich die beiden Orbitale überlappen, bildet sich eine Einfachbindung. Die Einfachbindung wird normalerweise auch als σ-Bindung (gesprochen: Sigma) bezeichnet.

Wichtig bei den σ-Bindungen ist, dass die Orbitale, die an der σ-Bindung beteiligt sind immer in einer Linie mit den Atomkernen sind. Die Bindung wird daher als rotationssymmetrisch bezeichnet.

Ethen

Bei einer Doppel- oder Dreifachbindung entstehen neben der σ-Bindung außerdem sogenannte π-Bindungen. An einer π-Bindungen sind die p-Orbitale beteiligt.

Die p-Orbitale sind nicht rotationssymmetrisch, da sich die p-Orbital nicht in der gleichen Bindungsachse wie die Kohlenstoffatome befinden. Denn das p-Orbital befindet sich hantelförmig oberhalb und unterhalb des Atomorbitals.

Ethin

Bei Ethin müssen folglich zwei p-Orbitale pro Kohlenstoffatom überlappen um zwei π-Bindungen zu erzeugen. Die dritte Bindung bildet die σ-Bindung welche in der Bindungsachse liegt, um eine Dreifachbindung zu erhalten.