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Hi,
ich habe folgende Frage:
Stickstoff kann als Distickstoff mit einer Dreifachbindung vorliegen.
Dabei hat es 2 [mm] \pi^{b}_{x,y} [/mm] Elektronenpaare (2 binden [mm] \pi-Elektronen [/mm] paare) eine [mm] \sigma^{b}_{z} [/mm] Bindung (1 bindendes [mm] \sigma^{b}_{z} [/mm] Elektronenpaar) und ein bindendes [mm] \sigma^{b}_{s} [/mm] Elektronenpaar. Außerdem ein antibindendes [mm] \sigma_{s} [/mm] * Elektronenpaar.
Meine Frage ist jetzt, wie ich entscheiden kann, wann ein Elektronenpaar bindend, bzw. antibindend ist. Also natürlich weiß ich, dass es antibindend ist, wenn orbitale unterschiedlicher Ladung überlappen, das ist nicht das Problem. Aber wenn ich mir jetzt beispielsweise den Stickstoff mit seiner Elektronenkonfiguration [mm] 2s^{2}2p^{3} [/mm] ansehe und versuche mir das selber zu erklären, wie weiß ich denn, dass einmal unterschiedliche Ladungen überlappen und damit ein antibindendes Elektronenpaar entsteht ?
Ich hoffe ich war nicht allzu undeutlich und freue mich auf Antworten,
vielen Dank.
Lg,
exeqter
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Hallo exequter,
> Stickstoff kann als Distickstoff mit einer Dreifachbindung
> vorliegen.
> Dabei hat es 2 [mm]\pi^{b}_{x,y}[/mm] Elektronenpaare (2 binden
> [mm]\pi-Elektronen[/mm] paare) eine [mm]\sigma^{b}_{z}[/mm] Bindung (1
> bindendes [mm]\sigma^{b}_{z}[/mm] Elektronenpaar) und ein bindendes
> [mm]\sigma^{b}_{s}[/mm] Elektronenpaar. Außerdem ein antibindendes
> [mm]\sigma_{s}[/mm] * Elektronenpaar.
>
> Meine Frage ist jetzt, wie ich entscheiden kann, wann ein
> Elektronenpaar bindend, bzw. antibindend ist. Also
> natürlich weiß ich, dass es antibindend ist, wenn orbitale
> unterschiedlicher Ladung überlappen, das ist nicht das
> Problem.
Mit der Ladung hat das nichts zu tun. Wellenfunktionen mit dem gleichen Vorzeichen überlappen zu bindenden Molekülorbitalen, Wellenfunktionen mit entgegengesetzten Vorzeichen zu antibindenden Molekülorbitalen.
Aber wenn ich mir jetzt beispielsweise den
> Stickstoff mit seiner Elektronenkonfiguration [mm]2s^{2}2p^{3}[/mm]
> ansehe und versuche mir das selber zu erklären, wie weiß
> ich denn, dass einmal unterschiedliche Ladungen überlappen
> und damit ein antibindendes Elektronenpaar entsteht ?
Wie gesagt, das mit den Ladungen ist Unsinn.
Wenn die beiden 2 [mm] s^2 [/mm] Orbitale überlappen, dann entstehen daraus zwei sigma Orbitale, ein bindendes und ein antibindendes, beide doppelt besetzt (und tragen daher zur Bindung den Bindungsgrad 0 bei), wie du richtig dargestellt hast. Das bindende sigma Orbital liegt im Energiediagramm tiefer als das nichtbindende.
Aus den zwei [mm] p_{z}^1 [/mm] Orbitalen entstehen bei Überlappung zwei sigma Orbitale, ein bindendes und ein antibindendes, mit einer gewissen Energiedifferenz zwischen den beiden. Das bindende sigma Orbital liegt im Energiediagramm tiefer als das antibindende. Das bindende sigma Orbital ist doppelt besetzt, das antibindende ist leer.
Aus den zwei [mm] p_{x} [/mm] und den zwei [mm] p_{y} [/mm] Orbitalen entstehen bei Überlappung vier [mm] \pi [/mm] Orbitale, zwei bindende und zwei antibindende, wobei die bindenden Orbitale energetisch tiefer liegen als die antibindenden. Nur die beiden bindenden [mm] \pi [/mm] Orbitale sind jeweils doppelt besetzt.
Die Reihenfolge der bindenden sigma und [mm] \pi [/mm] Orbitale im Energidiagramm sind bei B, C, N im Gegensatz zu O, F allerdings vertauscht.
Siehe:
![[]](/images/popup.gif) http://cc.uni-paderborn.de/lehrveranstaltungen/_aac/vorles/skript/kap_4/kap4_1/index.html
LG, Martinius
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hi und vielen dank schonmal für deine antwort.
Eine blöde Frage habe ich noch: Woher weiß ich, welche Orbitale besetzt sind und welche nicht? Ich hoffe ich habe hier nicht einfach was überlesen...
Bis dann
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Hallo eXeQteR,
Du malst dir, im Falle eines bspw. homonuklearen Moleküls mit kovalenter Bindung aus zwei Atomen, links die x Atomorbitale hin, rechts die x Atomorbitale hin, in die Mitte die 2x Molekülorbitale. Diese werden dann von unten nach oben mit allen vorhandenen Elektronen aufgefüllt; die mit der niedrigsten Energie also zuerst. Molekülorbitale mit gleicher Energie werden zuerst einzeln besetzt (Hundsche Regel).
Die Bindungsordnung ergibt sich dann zu: (bindende Elektronen - antibindende Elektronen) : 2.
LG, Martinius
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