Über 1,6 Millionen Schüler*innen nutzen sofatutor!
  • 93%

    haben mit sofatutor ihre Noten in mindestens einem Fach verbessert

  • 94%

    verstehen den Schulstoff mit sofatutor besser

  • 92%

    können sich mit sofatutor besser auf Schularbeiten vorbereiten

Molekülorbitale

Alle Inhalte sind von Lehrkräften & Lernexperten erstellt
Alle Inhalte sind von Lehrkräften & Lernexperten erstellt
Du willst ganz einfach ein neues Thema lernen
in nur 12 Minuten?
Du willst ganz einfach ein neues
Thema lernen in nur 12 Minuten?
  • Das Mädchen lernt 5 Minuten mit dem Computer 5 Minuten verstehen

    Unsere Videos erklären Ihrem Kind Themen anschaulich und verständlich.

    92%
    der Schüler*innen hilft sofatutor beim selbstständigen Lernen.
  • Das Mädchen übt 5 Minuten auf dem Tablet 5 Minuten üben

    Mit Übungen und Lernspielen festigt Ihr Kind das neue Wissen spielerisch.

    93%
    der Schüler*innen haben ihre Noten in mindestens einem Fach verbessert.
  • Das Mädchen stellt fragen und nutzt dafür ein Tablet 2 Minuten Fragen stellen

    Hat Ihr Kind Fragen, kann es diese im Chat oder in der Fragenbox stellen.

    94%
    der Schüler*innen hilft sofatutor beim Verstehen von Unterrichtsinhalten.
Bewertung

Ø 3.4 / 7 Bewertungen
Die Autor*innen
Avatar
André Otto
Molekülorbitale
lernst du in der Oberstufe 7. Klasse - 8. Klasse - 9. Klasse

Molekülorbitale Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Molekülorbitale kannst du es wiederholen und üben.
  • Beschreibe die VB- und die MO-Bindungstheorie.

    Tipps

    Die MO-Theorie besitzt als Modell zur Vorstellung die Überlappung von Orbitalen.

    Lösung

    Die VB-Theorie wurde von Heitler, Pauling und London entwickelt. Sie ist eine sehr anschauliche Methode zur Erklärung von Bindungsverhältnissen und beschreibt den Aufbau von Molekülen aus Atomen, die über eine oder mehrere Elektronenpaar(e) verknüpft sind. Es wird als die Valenzbindung, die wir in den Lewis-Strukturformeln zeichnen, dargestellt. Wichtig dabei ist, dass in diesem Modell auch nach Ausbildung der Bindung die Atomorbitale erhalten bleiben.

    Die MO-Theorie, welche von Hund und Mulliken entwickelt wurde, führt hingegen das Molekülorbital ein. Dieses bildet sich bei einer Überlappung von zwei Atomorbitalen. Es gibt antibindende und bindende MOs, je nachdem, ob sich die AOs subtraktiv oder additiv überlagern (das erkennt man häufig an den Farben oder Ladungen der Orbitallappen). Als Formalismus wird eine Linearkombination der AOs angenommen, die zu den MOs führt.

  • Erkläre, warum es keine Helium-Moleküle gibt.

    Tipps

    Stelle das MO-Schema von Helium nach nebenstehenden Muster auf.

    Subtraktive Überlappungen machen ein Molekül instabil.

    Lösung

    Helium ist ein Edelgas. Es gibt in der Natur keine $He_2$-Moleküle. Das lässt sich mithilfe der MO-Theorie erklären.

    Um das hypothetische $He_2$-Molekül zu bilden, werden aus zwei 1s-Orbitalen ein bindendes ($\sigma$) und ein antibindendes (${\sigma}^*$) Molekülorbital gebildet, welche dann mit insgesamt vier Elektronen aufgefüllt werden.

    • Da das bindende (additiv) und das antibindende (subtraktiv) Molekülorbital doppelt besetzt ist, ist durch die Bindung kein Energiegewinn zu erzielen. Der Energiegewinn wird durch die Besetzung des bindenden Molekülorbitals ($\sigma$-Orbital) durch die beiden Elektronen im antibindenden-${\sigma}^*$ Orbital wieder aufgehoben.
    Anders gesagt: Das Helium-Atom hat nichts davon, eine Bindung auszubilden.

  • Stelle das MO-Schema HeH auf.

    Tipps

    Über die Stellung im PSE ist ersichtlich, wie viele Elektronen im s-Orbital vorhanden sind.

    Eine Bindung zwischen Atomen wird bevorzugt, wenn die Gesamtenergie durch diese Bindung kleiner wird.

    Lösung

    Das Helium 1s-Atomorbital ist mit zwei Elektronen gefüllt, das vom Wasserstoff mit nur einem Elektron. Damit die Bindung stabilisiert wird, müssen die Elektronen so aufgefüllt werden, dass die Gesamtenergie kleiner wird. Deswegen werden immer zuerst die tieferliegenden Energieniveaus aufgefüllt, welches in diesem Fall das $\sigma$-Orbital ist. Nach Aufbau- und Pauli-Prinzip wird es mit zwei Elektronen mit entgegengesetzem Spin aufgefüllt.

    Für das ${\sigma}^*$-Orbital bleibt dann nur noch ein Elektron übrig. Da die Verbindung im antibindenden Orbital ein ungepaartes Elektron hat, ist es paramagnetisch (wie auch z.B. $O_2$ und $CO_2$).

  • Berechne den Bindungsgrad von Kohlenstoffmonoxid über das MO-Schema.

    Tipps

    Über die Elektronenkonfiguration kann die Anzahl der Elektronen in s- und p-Orbitalen ermittelt werden.

    Im MO-Schema werden zunächst die Orbitale mit niedrigerer Energie aufgefüllt, dabei gelten das Aufbau- und das Pauli-Prinzip.

    Die Lewis-Formel von Kohlenstoffmonoxid lautet: $\cdot C\equiv\cdot O|$

    Lösung

    Das Kohlenstoffatom hat ein volles s-Orbital mit 2 Elektronen, genauso wie das Sauerstoff-Atom. Damit sind antibindendes und bindendes Orbital ebenfalls mit zwei Elektronen mit entgegengesetzem Spin gefüllt.

    Allerdings liefert das Kohlenstoffatom - Element der 4. Hauptgruppe - mit den 2p-Orbitalen nur zwei Elektronen, die zur Bindung verfügbar sind. Das Sauerstoffatom liefert vier Elektronen, da es in der 6. Hauptgruppe steht.

    Eine Bindung ist nur stabil, wenn die Gesamtenergie des Moleküls durch die Bindung sinkt. Da Kohlenstoffmonoxid ein stabiles Molekül ist, müssen vorrangig bindende Orbitale aufgefüllt sein:

    • Dem $\sigma$-Orbital können beide AO ein Elektron liefern, sodass das Orbital voll besetzt ist.
    • Anschließend werden die $\pi$-Orbitale mit maximal vier Elektronen aufgefüllt. Dazu kann der Kohlenstoff noch ein Elektron beisteuern und der Sauerstoff die restlichen drei Elektronen.
    • Da nun alle vorhandenen Elektronen aus den AOs in die bindenden Orbitale abgegeben wurden, beinhalten die antibindenden ${\pi}^*$- und ${\sigma}^*$-Orbitale keine Elektronen mehr.
    Da die antibindenden Orbitale der p-Überlappung unbesetzt sind, sinkt die Gesamtenergie.

    Über die Bindungsordnung findet man heraus, wie vielbindig die zwei Atome verknüpft sind:

    • $BO = \frac {8-2} {2} = 3$
    Damit ist Kohlenstoffmonoxid dreibindig: $\cdot C\equiv\cdot O|$

  • Beschreibe den Aufbau eines MO-Schemas.

    Tipps

    Gesucht ist ein Molekül aus einer Kombination von zwei Atomen, die jeweils nur ein Elektron im s-Orbital besitzen.

    Lösung

    Das MO-Schema setzt sich im Allgemeinen aus drei „Spalten“ zusammen:

    • Atomorbital (grün) von A: AO(A); Atomorbital (grün) von B: AO(B) und Molekülorbital des Moleküls mit kovalenter Bindung zwischen A und B: MO(A-B)
    • Das s-Orbital unterteilt sich in ein antibindendes ${\sigma}^*$- (blau) und ein bindendes $\sigma$-Orbital (orange). Bei Anwesenheit von p-Orbitalen steigert sich die Aufspaltung in drei bindende ($\sigma$ und 2 $\pi$)- und drei antibindende (${\sigma}^*$ und 2 ${\pi}^*$)-Orbitale usw.
    • Das Auffüllen der Molekülorbitale unterliegt dem Pauli-Prinzip, d.h. es werden zunächst die Orbitale mit dem kleinsten Energieniveau besetzt. Dabei werden die Orbitale zunächst mit einem Elektron halbvoll besetzt und unter Spinpaarung aufgefüllt, wenn noch Elektronen vorhanden sind.
    • Das aufgezeigte MO-Schema ist einem Molekül zuzuordnen, welches sich aus zwei Atomen zusammensetzt, die im 1s-Orbital nur 1 Elektron haben. Dies trifft nur auf die Verbindungen $H_2$ oder ${HeH}^+$ zu.
  • Bestimme, welche Kombination aus Atomorbitalen zu einem Molekülorbital führt.

    Tipps

    Ein bindendes MO ist eine additive Linearkombination aus zwei Atomorbitalen.

    Ein $p_x$ und ein $p_y$ Orbital z.B. können wegen der unterschiedlichen Symmetrie nicht zu einem Molekülorbital überlappen.

    Die Überlappung der p-Orbitale erfolgt immer entlang einer Achse.

    Lösung

    Die Ausbildung von Molekülorbitalen ist nach Formalie eine Linearkombination aus den Atomorbitalen.

    • Ein s-Orbital eines AO kann mit allen d- und f-Orbitalen zu einem bindenden und antibindenden MO überlappen und mit allen p-Orbitalen zu den sogenannten Hybridorbitalen.
    • Bei den p-Orbitalen können jeweils nur $p_x$ und $p_x$; $p_y$ und $p_y$ usw. überlappen. Die Ursache dafür ist die Symmetrie der Orbitale.
    • Bei Überlappung von 2 $p_x$-Orbitalen nähern sich die p-Orbitale auf der x-Achse einander an und überlappen sich, d.h. die Hanteln überschneiden sich an zwei Stellen ($\uparrow$).
    • Für alle anderen p-Orbitale gilt dasselbe, nur dass sich diese auf der y- oder z-Achse annähern.
    • p-Orbitale können darüber hinaus nicht mit den aufgezeigten $d_{x^2-y^2}$ und $d_{z^2}$ überlappen, weil der bindende Anteil zwischen den Achsen liegt und diese Orbitale auch aus energetischen Gründen nicht passen.
30 Tage kostenlos testen
Mit Spaß Noten verbessern
und vollen Zugriff erhalten auf

7.938

sofaheld-Level

6.601

vorgefertigte
Vokabeln

7.432

Lernvideos

35.482

Übungen

33.031

Arbeitsblätter

24h

Hilfe von Lehrer*
innen

laufender Yeti

Inhalte für alle Fächer und Schulstufen.
Von Expert*innen erstellt und angepasst an die Lehrpläne der Bundesländer.

30 Tage kostenlos testen

Testphase jederzeit online beenden