Was ist ein antibindendes Orbital?

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Ein antibindendes Orbital (auch als antibindendes Orbital bezeichnet) ist eine Art Molekülorbital, das dadurch gekennzeichnet ist, dass es ein höheres Energieniveau hat und daher weniger stabil ist als die Atomorbitale, die es zusammengenommen hervorrufen. Aus diesem Grund ist es ein Orbital, das durch die Aufnahme von Elektronen das Molekül weniger stabil und die Bindung weniger stark macht.

Tatsächlich verringert das Vorhandensein von Elektronen in antibindenden Orbitalen die Ordnung der kovalenten Bindung zwischen zwei Atomen, und daher kommt das „anti“ der antibindenden Bindung.

Um das Konzept des antibindenden Orbitals besser zu verstehen, müssen wir uns kurz mit der Theorie der Molekülorbitale befassen, in die diese Art von Orbitalen eingerahmt ist.

Molekülorbitaltheorie

Es gibt mehrere Theorien, die versuchen, die beobachteten Eigenschaften chemischer Bindungen zu erklären . Die beiden am weitesten verbreiteten Theorien sind die Valenzbindungstheorie und die Molekülorbitaltheorie. Letzteres besagt, dass wenn zwei Atome chemisch aneinander gebunden werden, ihre Atomorbitale sich zu einem neuen Satz von Orbitalen verbinden, die nicht mehr zu jedem Atom einzeln gehören, sondern zum gesamten Molekül. Mit anderen Worten, es wird ein Satz oder Satz von Molekülorbitalen gebildet.

Kurz gesagt, so wie Atome Atomorbitale haben, bilden Moleküle, wenn sie gebildet werden, auch Molekülorbitale, in denen alle Elektronen der Atome, aus denen das Molekül besteht, verteilt sind. Die Art und Weise, wie Elektronen diese Molekülorbitale füllen, stellt das molekulare Äquivalent der Elektronenkonfiguration von Atomen dar und bestimmt weitgehend die Eigenschaften von Molekülen.

Bildung von Molekülorbitalen

Molekülorbitale werden durch die Linearkombination von Atomorbitalen gebildet. Mathematisch gesehen bedeutet dies, dass ein Molekülorbital durch eine Wellenfunktion repräsentiert wird, die sich aus der Linearkombination der Wellenfunktionen der Atomorbitale zweier kovalent verbundener Atome ergibt.

Allgemein gesagt, je ähnlicher die Energie der beiden Atomorbitale ist, die sich kombinieren, desto besser werden sie sich kombinieren, so dass sich in einem homonuklearen zweiatomigen Molekül (gebildet aus zwei Atomen desselben Elements) das 1s-Orbital eines Atoms perfekt mit kombinieren wird das 1s-Orbital des anderen, dann werden die 2s mit den 2s kombiniert, dann das 2p mit dem 2p und so weiter.

Bindende und antibindende Molekülorbitale

Die Quantenmechanik legt eine Reihe von Regeln fest, die bestimmen, wie sich Atomorbitale verbinden, um neue Molekülorbitale entstehen zu lassen. Diese Regeln besagen zunächst, dass die Anzahl der gebildeten Molekülorbitale immer gleich der Anzahl der kombinierten Atomorbitale sein muss.

Werden dagegen zwei Atomorbitale kombiniert, so hat immer eines der entstehenden Molekülorbitale eine niedrigere und das andere eine höhere Energie als die ursprünglichen Atomorbitale. In den Fällen, in denen mehrere Atomorbitale der gleichen Unterebene kombiniert werden (z. B. drei p-Orbitale, fünf d-Orbitale), wird auch eine äquivalente Anzahl von Molekülorbitalen gebildet, von denen die Hälfte mit niedrigerer Energie und die andere Hälfte mit höherer Energie ist Energie, Energie. Die Energieverteilung dieser Orbitale kann jedoch komplex sein, abhängig von den jeweiligen Atomen, die kombiniert werden, wie in der folgenden Abbildung gezeigt.

Antibindende Molekülorbitale

In jedem Fall destabilisiert das Platzieren von Elektronen in den Molekülorbitalen mit der höchsten Energie das Molekül und schwächt die kovalente Bindung zwischen den beiden Atomen. Das heißt, der Satz von Molekülorbitalen mit der höchsten Energie, der durch Kombinieren von Atomorbitalen gebildet wird, entspricht den antibindenden Molekülorbitalen. Diese Orbitale werden identifiziert, indem ein hochgestelltes Sternchen auf das Orbitalsymbol gesetzt wird.

Antibindende Orbitale und destruktive Interferenz

Wie bereits erwähnt, ist die Kombination von Atomorbitalen eine Kombination von Wellenfunktionen. Das bedeutet, dass das Molekülorbital im Wesentlichen das Ergebnis der Interferenz zweier Wellen ist, und wie immer in diesen Fällen kann diese Interferenz konstruktiv oder destruktiv sein, je nachdem, ob die beiden Wellen in Phase sind oder nicht.

In diesem Sinne können bei der Bildung von Molekülorbitalen zwei Extremfälle auftreten:

  1. Dass zwischen den beiden Atomkernen beide Orbitale in der gleichen Phase sind und es daher zu einer konstruktiven Interferenz kommt. In diesem Fall erhält man ein Molekülorbital, bei dem sich die Elektronen mit hoher Wahrscheinlichkeit zwischen den beiden Atomen befinden und somit ein bindendes Molekülorbital darstellen.
  2. Da sich die beiden Atomorbitale in entgegengesetzten Phasen befinden, tritt destruktive Interferenz mit der Bildung eines Knotens zwischen den beiden Kernen auf (dh die Wellenfunktion wird am Mittelpunkt zwischen den beiden Kernen zu Null). In diesem Fall ist die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zwischen die beiden Atome zu bringen, null, sodass diese Orbitale antibindende Molekülorbitale darstellen .

σ (sigma) und π (pi) antibindende Orbitale

Die Molekülorbitaltheorie leiht sich einige Konzepte aus der Valenzbindungstheorie. Nach dieser Theorie können sich die Orbitale frontal überlappen, wenn die Atomorbitale entlang der Bindungsachse ausgerichtet sind, oder seitlich, wenn die Atomorbitale parallel ausgerichtet sind. Gemäß der Valenzbindungstheorie führt dies zu zwei Klassen chemischer Bindungen, nämlich σ (Sigma) -Bindungen und π (Pi) -Bindungen.

Aus Sicht der Molekülorbitaltheorie wird diese Überlappung als Bildung von σ- und π-Molekülorbitalen interpretiert. Das bedeutet, dass bei der Bildung eines Moleküls sowohl bindende σ- und π-Molekülorbitale als auch antibindende σ- und π-Molekülorbitale gebildet werden können. Antibindende π-Orbitale können sich nur zwischen p,dof-Atomorbitalen ausbilden, nicht aber zwischen s-Orbitalen.

Antibindende Orbitale und Bindungsordnung

Ein Grund, warum antibindende Orbitale ihren Namen erhalten, ist, dass die Platzierung von Elektronen in diesen Orbitalen die kovalente Bindung zwischen zwei Atomen schwächt. Dies geschieht, weil das Vorhandensein dieser Elektronen die Bindungsordnung verringert, die die Anzahl der Elektronenpaare darstellt, die effektiv zwischen zwei gebundenen Atomen geteilt werden. Die Bindungsordnung kann mit der folgenden Gleichung berechnet werden:

Bindungsordnung als Funktion antibindender Molekülorbitale

wo und in stellt die Anzahl der Elektronen in bindenden Molekülorbitalen (Bindungselektronen) dar und e * antienl stellt die Anzahl der Elektronen in antibindenden Orbitalen (antibindende Elektronen) dar. Je größer die Zahl der antibindenden Elektronen ist, desto niedriger ist die Bindungsordnung.

In dem Fall, in dem beide Elektronenzahlen gleich sind, ist die Bindungsordnung null, sodass sich die Atome nicht aneinander binden können. Genau das passiert bei Edelgasen, deren elektronische Hüllen vollständig gefüllt sind, was erklärt, warum es keine Moleküle von Helium, Neon, Argon usw. gibt.

Darstellung der Bildung antibindender Orbitale

Die folgende Abbildung zeigt die Bildung von Molekülorbitalen, wenn sich zwei identische Atome aus der zweiten Periode des Periodensystems zu einem homonuklearen zweiatomigen Molekül verbinden.

Antibindende Molekülorbitale

Wie zu sehen ist, erzeugt die Kombination von zwei Atomorbitalen immer zwei Molekülorbitale, wenn also zwei Atome mit Elektronen in 5 Atomorbitalen kombiniert werden, wie in der vorherigen Abbildung, werden insgesamt zehn Molekülorbitale erzeugt. Wie man sieht, sind von den zehn Molekülorbitalen drei antibindende σ-Orbitale, während 2 antibindende π-Orbitale sind. Die andere Hälfte sind bindende Orbitale.

Um das Obige zu veranschaulichen, wird unten die Bildung des Stickstoffmoleküls (N 2 ), des Elements 7 des Periodensystems und eines Elements der zweiten Periode gezeigt .

Antibindende Molekülorbitale

In diesem Beispiel ist die Elektronenkonfiguration des Moleküls

Antibindende Molekülorbitale

Basierend auf dieser elektronischen Konfiguration können wir bestimmen, dass die Bindungsordnung ist:

Bindungsordnung als Funktion antibindender Molekülorbitale

Dies weist darauf hin, dass das Stickstoffmolekül aus zwei Atomen dieses Elements besteht, die durch drei Elektronenpaare oder, was dasselbe ist, durch eine Dreifachbindung miteinander verbunden sind.

Verweise

Atkins, P., & dePaula, J. (2010). Physikalische Chemie (8. Aufl.). Panamerikanischer medizinischer Leitartikel.

Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Chemie (11. Aufl.). McGraw-Hill Interamericana de España SL

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Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

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