Unser Wissen über Atom- und Molekülorbitale wenden wir nun an, um zweiatomige Moleküle der Elemente der 2. Periode zu bilden.

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1 Additum 6.1 Übersicht und Lernziele Thema Unser Wissen über Atom- und orbitale wenden wir nun an, um zweiatomige e der Elemente der 2. Periode zu bilden. Lernziele 1. Es ist Ihnen möglich, nach dem Studium dieses Kapitels die Elektronenkonfiguration aller erwähnten Beispiele zu liefern. 2. Sie können von allen erwähnten Beispielen die Bindungsordnung ausrechnen. Sie kennen somit die ungefähren Stabilitätseigenschaften und Energien der einzelnen behandelten e qualitativ Homonucleare, zweiatomige e der 2. Periode Bei der Bildung von en aus den Atomen der Elemente der 2. Periode kommt es zu keiner nennenswerten Überlagerung der ψ1s- Elektronenwellen. Die orbitale entstehen aus den ψ2s- und den ψ2p-atomorbitalen. Um die Orbitalenergieschemata (Abschnitt 4.4) aufzustellen, müssen verschiedene Punkte beachtet werden: a) Die Summe der Atomorbitale entspricht der Anzahl der orbitale. b) Jedes orbital kann maximal 2 Elektronen beschreiben (Pauli-Prinzip). c) Stehen mehrere energetisch gleiche orbitale zur Verfügung, so werden diese zuerst alle je mit einem Elektron besetzt (Hundsche Regel). d) Mit Elektronen besetzte bindende und antibindende orbitale heben sich in ihrer bindenden Wirkung gegenseitig auf. 113

2 e) Die Zahl der Elektronenpaare, die effektiv zur Bindung im beitragen, die Bindungsordnung (BO), berechnet sich folgendermassen: Bindungsordnung Elektronen in bindenden BO = orbitalen Elektronen in antibindenden orbitalen Das Li 2 - Elektronenkonfiguration der Li-Atome, Li: 1s 2 2s 1 Abb. 6.1 Orbitalenergieschema für das Li 2 - Das Li 2 - existiert in geringen Konzentrationen im dampfförmigen Lithium. Der Zusammenhalt der beiden Atome erfolgt durch ein BO = 1 Elektronenpaar; BO = Das Be 2 - Be: 1s 2 2s 2 Abb. 6.2 Orbitalenergieschema für das Be 2-114

3 Da die beiden orbitale ψσs und ψσ*s von jeweils 2 Elektronen besetzt sind, heben sich bindende und antibindende Wirkung gegenseitig auf. Da die Bindungsordnung = 0 ist, existieren Be 2 -e folg- BO = 0 lich nicht. Experimentelle Untersuchungen haben diese theoretische Vorhersage bestätigt Die B 2 -, C 2 - und N 2 -e Sind in den Atomen, die sich zu en zusammenschliessen, ψp- Atomorbitale vorhanden, so stehen neben den ψs- noch prinzipiell sechs weitere orbitale zur Verfügung: ψσp x, ψσ*p x, ψπp y, ψπ*p y, ψπp z und ψπ*p z. Die energetische Abfolge dieser orbitale hängt u.a. von der Kernladung der betreffenden Atome ab. Deshalb ist die energetische Anordnung der orbitale für Bor, Kohlenstoff und Stickstoff anders als in den en der Elemente Sauerstoff, Fluor und Neon. Abb. 6.3 Orbitalenergieschema der e B 2, C 2 und N 2 A 6.1 Zeichnen Sie (eventuell mit verschiedenen Farben) in das Schema 6.3 die Aussenelektronen (der 2. Schale) der Bor-, Kohlenstoff- sowie Stickstoff-Atome in die Atom- bzw. orbitale ein. 115

4 6.2.4 Die O 2 -, F 2 - und Ne 2 -e Abb. 6.4 Orbitalenergieschema der e O 2, F 2 und Ne 2 Verglichen mit der energetischen Abfolge bei den en der Elemente Bor, Kohlenstoff und Stickstoff liegt bei den en der Elemente Sauerstoff, Fluor und Neon das ψσp x -orbital tiefer als die orbitale ψπp y und ψπp z bzw. das orbital ψσ*p x höher als die orbitale ψπ*p y und ψπ*p z. A 6.2 A 6.3 Auch in dieses Schema (Abb. 6.4) können Sie (eventuell mit verschiedenen Farben) die Aussenelektronen der Atome O, F und Ne bzw. der e O 2, F 2 und Ne 2 in die Atom- bzw. orbitale einzeichnen. Warum existiert kein Ne 2 -? 6.3 Heteronucleare, zweiatomige e (CO, NO) AB Ein vom Typ AB nennt man ein heteronucleares, zweiatomiges. Die Elektronenverteilung ist in der Bindung nicht mehr symmetrisch. Das Energiediagramm der orbitale kann aber analog den homonuclearen en erstellt werden. Die Energie der beiden ψπp-orbitale (ψπ y bzw. ψπ z ) liegt bei den beiden Beispielen höher als die des ψσp x -orbitals. 116

5 CO Das von Kohlenstoffmonooxid besitzt 10 Valenzelektronen. Die Elektronenanzahl entspricht damit dem N 2 -. Man sagt daher auch, dass das CO- isoelektronisch mit dem N 2 - ist. NO Die e von Stickstoffmonoxid haben ein Elektron weniger als die O 2 -e. A 6.4 Zeichnen Sie die Orbitalschemata von CO und von NO. Verwenden Sie das Diagramm Abb. 6.4 als Grundlage. 6.4 Lösungen zu den Aufgaben A 6.1 Das B 2 - B: 1s 2 2s 2 2p 1 BO = 1 Abb. 6.5 Orbitalenergieschema für das B 2 - B-Atom B-Atom Das C 2 - C: 1s 2 2s 2 2p 1 1 x 2p y BO = 2 117

6 Abb. 6.6 Orbitalenergieschema für das C 2 - C-Atom C-Atom C 2 -e wurden in geringen Spuren im Weltall entdeckt. Das N 2 - N: 1s 2 2s 2 2p 1 x 2p 1 1 BO = 3 Abb. 6.7 Orbitalenergieschema für das N 2 - N-Atom N-Atom Das Orbitalenergieschema bestätigt die Aussage der Lewis-Formel des N 2 -s (N N). Die beiden Atome besitzen 3 gemeinsame Elektronenpaare, die für die ausserordentlich hohe Bindungsenergie verantwortlich sind. 118

7 A 6.2 Das O 2 - O: 1s 2 2s 2 2p 2 x 2p 1 1 Energieorbitalschema: BO = 2 Abb. 6.8 Orbitalenergieschema für das O 2 - O-Atom O-Atom Da die Bindungsordnung BO = 2 beträgt, könnte man annehmen, dass das Orbitalenergieschema mit der Lewis-Formel übereinstimmt. Eine genauere Betrachtung zeigt jedoch, dass das Sauerstoff- ein Diradikal ist. Die orbitale ψπ*p y und ψπ*p z sind nur mit je einem Elektron besetzt. Experimentelle Untersuchungen haben ergeben, dass Sauerstoff eine spezielle Eigenschaft aufweist, den Paramagnetismus (Sauerstoff wird von einem inhomogenen magnetischen Feld angezogen), der auf diesen Radikalcharakter hinweist. Aus der Lewis-Formel des Sauerstoff-s, die ausschliesslich doppelt besetzte Wolken enthält, ist diese Stoffeigenschaft nicht erkennbar. Lewis-Formel des Sauerstoff-s O 2 : O O Das F 2 - F: 1s 2 2s 2 2p 2 x 2p 2 1 Energieorbitalschema: BO = 1 119

8 Abb. 6.9 Orbitalenergieschema für das F 2 - F-Atom F-Atom Das Orbitalenergieschema und die Lewis-Formel liefern die gleiche Modellvorstellung des Fluor-s. In beiden Fällen gibt es ausschliesslich doppelt besetzte Orbitale bzw. Elektronenwolken und die Bindungsordnung ist 1. Lewis-Formel des Fluor-s: F F Das Ne 2 - Ne: 1s 2 2s 2 2p 2 x 2p 2 2 BO = 0 Abb Orbitalenergieschema für das F 2 - Ne-Atom Ne-Atom 120

9 Da sich bindende und antibindende orbitale gegenseitig aufheben, kommt es zu keiner Bindung zwischen zwei Neon-Atomen. Ein Ne 2 - existiert nicht. A 6.3 Die Bindungsordnung im Ne 2 beträgt 0. A 6.4 Das CO- C: 1s 2 2s 2 2p 1 x 2p 1 y O: 1s 2 2s 2 2p 2 x 2p 1 1 BO = 3 Das von Kohlenstoffmonooxid besitzt 10 Valenzelektronen. Die Elektronenanzahl entspricht damit dem N 2 -. Man sagt daher auch, dass das CO- isoelektronisch mit dem N 2 - ist. Abb Orbitalenergieschema für das CO- C-Atom O-Atom Das Orbitalenergieschema liefert die gleiche Aussage wie die Lewis- Formel des CO-s. Die bindende Wirkung beruht auf drei Elektronenpaaren und es existieren keine freien, einfach besetzten orbitale. Lewis-Formel des CO-s: C O 121

10 Das NO- N: 1s 2 2s 2 2p 1 x 2p 1 1 O: 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 1 2p z 1 BO = 2,5 Abb Orbitalenergieschema für das NO- N-Atom N-Atom Der Radikalcharakter des Stickstoffmonoxid-s ist sowohl im Orbitalenergieschema als auch aus der Lewis-Formel ersichtlich. Nach der Lewis-Formel sind jedoch nur 2 Elektronenpaare für die Bindung verantwortlich (Bindungsordnung: 2,5). Lewis-Formel des NO-s: N O. 122