Ein homonukleares zweiatomiges Molekül oder Ion wählen – dieses Werkzeug zeichnet die Atomorbitale sowie die bindenden und antibindenden Molekülorbitale dazwischen und füllt jedes Elektron in der richtigen Energiereihenfolge, sodass Bindungsordnung und Magnetismus jedes Mal stimmen.
Bindungsordnung: 3
Diamagnetisch – alle Elektronen gepaart
Ein Molekülorbitaldiagramm zeigt seinen Wert genau dort, wo eine einfache Strichformel keine Antwort mehr liefert. Diese vier, mit demselben Werkzeug wie oben gezeichnet, kommen in der allgemeinen Chemie immer wieder vor.
N2 füllt seine bindenden Orbitale – Sigma2s, beide Pi2p-Orbitale und Sigma2p – vollständig, ohne dass eines der höheren antibindenden Orbitale besetzt wird. Das ergibt eine Bindungsordnung von genau 3, passend zur Dreifachbindung, die Chemiker für Stickstoff schon immer gezeichnet haben, und jedes Elektron ist gepaart, sodass N2 diamagnetisch ist.
Zeichnet man O2 mit einer Valenzstrichformel, sehen alle Elektronen gepaart aus, doch flüssiger Sauerstoff wird sichtbar von einem Magneten angezogen. Dieses Diagramm zeigt warum: Die letzten beiden Elektronen verteilen sich nach der Hund'schen Regel mit parallelem Spin auf die entarteten Pi*2p-Orbitale, was zwei ungepaarte Elektronen und ein paramagnetisches Molekül mit Bindungsordnung 2 ergibt.
Verbindet man zwei Heliumatome, wird jedes Elektron, das das bindende Sigma1s-Orbital füllt, durch ein Elektron im antibindenden Sigma1s*-Orbital ausgeglichen. Der in dieses Werkzeug eingebaute Bindungsordnungs-Rechner liefert exakt null – die formale Aussage, dass keine Nettobindung die beiden Atome zusammenhält.
Fügt man O2 nacheinander Elektronen hinzu, landet jedes in einem antibindenden Pi*2p-Orbital. Der Bindungsordnungs-Rechner verfolgt die Kosten direkt: O2 liegt bei Bindungsordnung 2, Superoxid O2- fällt auf 1,5, und Peroxid O2(2-) sinkt auf 1, sobald beide Pi*-Orbitale voll sind. Die Sauerstoff-Sauerstoff-Bindung wird bei jedem Schritt messbar schwächer und länger.
Für Li2 bis N2 schiebt die s-p-Mischung Sigma2p über Pi2p; bei O2 und F2 schwächt sich diese Mischung ab, und Sigma2p fällt wieder unter Pi2p. Dieses Werkzeug wechselt die Orbitalreihenfolge am richtigen Punkt, statt für jedes Periode-zwei-Molekül eine feste Abfolge anzuwenden – genau dort, wo ein naives Diagramm bei B2 und O2 falsch liegt.
Sobald Elektronen ein doppelt entartetes Pi2p- oder Pi*2p-Paar erreichen, füllt dieses Werkzeug zunächst jedes Orbital mit einem Elektron parallelen Spins, bevor ein Orbital ein zweites, gepaartes Elektron erhält – dieselbe Regel, die für p-Orbitale in einem Atom gilt, korrekt auf Molekülorbitale übertragen.
Der in jedes Diagramm eingebaute Bindungsordnungs-Rechner liest die endgültige Elektronenzahl in bindenden und antibindenden Orbitalen und gibt sowohl die numerische Bindungsordnung als auch an, ob das Molekül paramagnetisch oder diamagnetisch ist – ohne Elektronen von Hand zu zählen.
Das Entfernen oder Hinzufügen eines Elektrons ändert, welches Orbital zuletzt betroffen ist, und dieses eine Elektron kann die Bindungsordnung um einen halben Schritt verschieben. Dieses Werkzeug deckt N2+, O2- und O2(2-) neben den neutralen Molekülen ab, sodass Ionisierungsfragen ein Diagramm zum Verweisen haben.
Eine Valenzstrichformel zeigt, wie viele Bindungen zwei Atome verbinden und wo die freien Elektronenpaare sitzen, behandelt aber jedes Bindungspaar gleich und sagt nichts darüber, wie stark eine Bindung tatsächlich hält. Die Molekülorbitaltheorie kombiniert stattdessen Atomorbitale beider Atome zu einem neuen Satz von Molekülorbitalen – manche energieärmer (bindend), manche energiereicher (antibindend) – und füllt sie so, wie Elektronen Atomorbitale füllen: niedrigste Energie zuerst, ein Elektron pro Orbital vor der Paarung.
Diese zusätzliche Struktur liefert zwei Zahlen, die eine Strichformel nicht kann: die Bindungsordnung, berechnet als (bindende Elektronen minus antibindende Elektronen) geteilt durch zwei, die die Bindungsstärke jenseits ganzer Zahlen quantifiziert, und den Magnetismus, der davon abhängt, ob ein Orbital ein ungepaartes Elektron behält. Sauerstoff ist der Lehrbuchfall – seine Valenzstrichformel sieht vollständig gepaart aus, doch das Molekülorbital-Energiediagramm zeigt zwei Elektronen, die in getrennte, energiegleiche antibindende Orbitale gezwungen werden, und genau dieser Widerspruch erklärt, warum flüssiger Sauerstoff an einem Magneten haften bleibt.
Der Kompromiss liegt im Umfang: Dieses Werkzeug ist für homonukleare zweiatomige Moleküle gebaut, bei denen beide Atome identische Atomorbitale mit übereinstimmenden Energien beisteuern. Heteronukleare Moleküle mischen Atomorbitale unterschiedlicher Energie und gewichten den Beitrag jedes Atoms verschieden, und alles jenseits eines zweiatomigen Moleküls braucht eine vollständige Symmetriebehandlung. Eine Valenzstrichformel eignet sich für Geometrie und Formalladung, ein MO-Diagramm für Fragen zu Bindungsordnung oder Magnetismus.
Jedes Diagramm unten folgt denselben deterministischen Regeln, die dieses Werkzeug am Bildschirm anwendet, sodass Vorschau und Download immer übereinstimmen.
Aus einer geprüften Liste homonuklearer zweiatomiger Spezies wählen: H2 und He2 aus Periode eins, Li2 bis F2 aus Periode zwei, sowie gängige Ionen wie N2+, O2- und O2(2-).
Dieses MO-Diagramm platziert jedes Elektron in Energiereihenfolge und wendet das Pauli-Prinzip sowie die Hund'sche Regel automatisch an – entartete Pi-Orbitale erhalten je ein Elektron, bevor eine Paarung beginnt.
Der Bindungsordnungs-Rechner zeigt (bindende Elektronen − antibindende Elektronen) / 2 neben dem Diagramm an, zusammen mit der Angabe, ob ungepaarte Elektronen das Molekül paramagnetisch machen oder ob alle Elektronen gepaart und das Ergebnis diamagnetisch ist.
Eine Vektordatei für einen Laborbericht oder eine Folie exportieren, oder ein PNG zum schnellen Teilen. Beide stimmen exakt mit dem am Bildschirm gezeichneten Diagramm überein.
Beide Modelle beschreiben dasselbe Molekül, beantworten aber unterschiedliche Fragen. Diese Tabelle hilft bei der Wahl.
Elektronen gehören zum gesamten Molekül
Elektronen gehören bestimmten Atomen oder Bindungen
Fragen, die Studierende der allgemeinen und anorganischen Chemie in Bindungseinheiten am häufigsten stellen.
Weitere unterrichtsfertige Generatoren, die sich mit diesem Werkzeug für eine vollständige Bindungs- und Struktureinheit kombinieren lassen.
Die Molekülauswahl steht direkt oben auf dieser Seite – Spezies wechseln, Bindungsordnungen vergleichen und eine frische SVG oder PNG aus diesem Werkzeug ziehen, sobald die nächste Frage kommt.