Zusammenfassung Orbitale und Bindungstypen Anorganische Chemie

Orbitaldiagramm

Konfigurationsbezeichnung1s²2s²2p1

1s 2s 2p

Hund-Regel:

... für 8O 1s²2s²2p4

---> Folge der negativen Ladung!!!

Substanzen mit ungepaarten Elektronen: paramagnetischSubstanzen mit gepaarten Elektronen: diamagnetisch

Außenschale = ValenzschaleAußenelektronen = Valenzelektronen

Energieabfolge: s<p<d<fs, p – Block : Periodennummer des Elements

d, f – Block: Periodennummer -1

Edelgaskonfiguration ---> besonders stabilAtome, die die Edelgaskonfiguration haben, heißen isoelektronisch zu [Ne, He, ...]

Ionenbindungen:

• elektrostatische Anziehung hält Atome zusammen• Kationen ( Metallatome): +, positiv geladen• Anion(Nicht-Metallatome): -, negativ geladen

• Anion ist in der Regel größer als Kation• Molekülion = mehratomiges Ion

Bei Nomenklatur zuerst das Kation dann das Anion

Einatomige Anionen bekommen die Endung ...-idBsp: Sulfid

Kovalente Bindung

Molekülbindung --> Bindungselektronenpaar

Elektronegativität !! [Sigma]+ [Sigma]-polare kovalente Bindung

C -Cunpolare Bindung

Metallische Bindung

Zahlreiche Atome sind zu Gitter zusammengefügt, alle Valenzelektronen bilden ein sog.“Elektronengas”, in dem sie sich frei bewegen können.

Van der Waals-Wechselwirkungen

immer vorhanden, aber sehr schwach

Potentialkurve (od. Kurve der potentiellen Energie)vorher: Atome nähern sichab r0 (Gleichgewichtszustand): Energie muss zugeführt werden, damit eine weitere

Annäherung erfolgen kann

Bindungslänge bei einer kovalenten Bindung: Abstand zwischen zwei gebundenen Atomkernen; die Hälfte der Bindungslänge entspricht bei gleichartigen Bindungspartnern dem Atomradius!

Van der Waals-Radius:kleinster Abstand von gleichartigen Atomen in versch. Molekülen

Ionisierungsenergie

erste IonisierungsenergieA(g) ----> A+(g) + e-

Zuführung von Energie, da Elektron entfernt werden muss!

Bei einer Ionisierung neigen die Atome dazu, Orbitale voll oder leer zuräumen, nicht aberneue Orbitale anzufangen (Energieaufwand)!

Zweite IonisierungsenergieA+(g) ----> A2+(g) + e-

Def. Elektronengas: große Anzahl delokalisierter Elektronen;Elektronen aller Atome können sich freibewegen

Cl – Cl Cl

188pm :2 = r=99pm

Kovalenzradien:• innerhalb einer Gruppe zunehmend wg Zunahme der Orbitale / Elektronen• innerhalb einer Periode von links nach rechts abnehmend

Tendenzen bei der Ionisierungsenergie:• nimmt in einer Periode von links nach rechts zu

(weil Atome kleiner werden und sich die Kernladungszahl erhöht)• in einer Gruppe mit zunehmender Ordnungszahl abnehmend

(Atomgröße nimmt zu)

Dritte IonisierungsenergieA2+(g) ----> A3+(g) + e-

Ionisierungsenergie nimmt unproportional zu: erste <zweite< dritteBsp. Na: +496 + 4563 +6913 + 9514 kJ/mol

Elektronenaffinitäten

erste Elektronenaffintät:Energie, die bei Aufnahme eines Elektrons umgesetzt wird

A(g) + e- ----> A-(g)Entstehung eines Anions!!!

• meistens exotherme Reaktion• Elektron wird von Kern angezogen, aber von anderen Elektronen

abgestoßen, je nachdem, was überwiegt, wird Energie frei oder benötigtzweite Elektronenaffinität:

A-(g) + e- ---> A2-(g)usw. und so fort

Ionenbindung

• Koordinationszahl • NaCl => KZ=6 (jedes Chlorion ist von 6 Natriumionen umgeben und vice versa)

• Netto-Anziehung eines Kristalls hält ihn zusammenfassung--> Ionenbindung

Bsp: Na (1s²2s²2p63s1) --> Na+ (1s²2s²2p6) + e-

Cl (1s²2s²2p63s²3p5) + e-

--> Cl (1s²2s²2p63s²3p6)

Bsp: NaOO (1s²2s²2p4) + 2e- --> O2- (1s²2s²2p6)2 Na + O --> 2 Na+ + O2-

Bsp.: O(g) + e- ---> O-(g) dH = -1417kJ/molO-(g) + e- ---> O2- (g) dH = +845 kJ/molGesamt:O(g) + 2 e- ---> O2- (g) dH = 704 kJ/mol

Na + Cl --> Na+ + Cl -

Na-Ion hat nun die gleiche Elektronenkonfiguration wie Neon, damit ist dasAtom im Edelgaszustand und ist isoelektronisch mit Neon-Atomen.

Ca2+ O2- --> CaOCa2+ Cl- --> CaCl2

• Gitterenergie • Beim Zusammenkommen zweier Ionen zu einem Kristall wird Gitterenergie frei.• Bei Spaltung des Gitters muss die gleiche Energie zugeführt werden

• Born-Haber-Zyklus am Beispiel des NaCl

Na(s) + ½ Cl2 (g) --> NaCl (s)dHf

0 = -411kJ/mol

Wie berechnet sich die Gesamtenthalpie dHf0 ?

• Verschiedene Schritte bis zur Kristallbildung• Addition der versch. Schritte führt zu dHf

0 (Satz von Hess)

1. Ein Mol festes, kristallines Natriummetall wird verdampft, Energie wirdaufgenommen = Sublimationsenthalpie

Na(s) --> Na(g) dHSub = 108 kJ/mol

2. Die Moleküle von einem halben Mol Chlorgas werden dissoziiert= Dissoziatonsenergie

(= Bindungsenergie von Cl-Cl!!)½ Cl2(g) --> Cl(g) dHDiss= 122 kJ/mol

3. Natriumatome werden ionisiert zu Na+

Na(g) --> Na+(g) dHION= 496 kJ/mol (erste Ionierungsenergie)

4. Chloratome nehmen Elektronen auf (Elektronenaffinität)Cl(g) + e- --> Cl- (g) dHEA = -349 kJ/mol

5. Ionen werden zu Gitter zusammengefügt (= Gitterenergie)Na+(g) + Cl -(g) --> NaCl (s) dHGitter= -788 kJ/mol

Gesamtenthalpie erfolgt aus Summation!

Dhf0 = -411kJ/mol

1. Je höher die Ladung der Ionen, desto höher der Betrag der Gitternergie

2. Je näher sich zwei Ionen kommen, umso höher ist die Anziehungskraft

--> Coulombsches Gesetz

Ionenradien

r = d/2 r(I-)= 216pm

d' = r(K+) + r(I-)349pm = r(K+) + 216pmr(K+) = 133pm

Je höher die KZ, desto mehr stoßen sich die Ionen untereinander ab und desto größer sind dieKationen

Ionenradius (Kation) < KovalenzradiusIonenradius (Anion) > Kovalenzradius

Nomenklatur

Kationen• eine Sorte Metallionen: deutscher Name des Metalls• mehrere Sorten Kationen: dt. Name + Ladung durch römische Zahlreiche

Bsp.: Cu+ --> Kupfer(I)-IonCu2+ --> Kupfer(II)-Ion

• Mehratomige Kationen, in denen Wasserstoff gebunden ist, erhalten die Endung -oniumBsp.: Ammonium NH4

+

• Anderer Substituent:griechischer Zahlwert vorweg

Bsp: Tetramethyl für vier Methylgruppen• Allg.: Zuerst Kation, dann Anion; bei mehreren Ionen alphabetische Reihenfolge

Anionen• Einatomige Anionen --> lateinischer Name + Endung -id

Bsp.: Cl- --> Chlorid(mit Ausnahmen, bspw. Eisenoxid Fe2O3)

Die kovalente Bindung

Nichtmetallatom <------> Nichtmetallatomkov. Bindung

= Molekül

Einfachbindung, Doppelbindung, ...

Valenzelektronenpaare, die an keiner Bindung beteiligt sind--> freie (einsame) Elektronenpaare

Durch Ausbildung kovalenter Bindungen erreichen viele Nichtmetallatome Edelgaskonfigurationdh. Bindungselektronenpaare + einsame Elektronenpaare = Elektronenoktett

bei starker Deformation der Elektronenwolke des Anions durch die Ladung des Kations -->Mittelding zw. Kovalenter und ionischer Bindung

Polarisierung: sind die EN-Werte der Atome sehr verschieden kommt es zu einer Ionenbindungen

• Wechselwirkungen der Elektronen von Nichtmetallatomen• --> weil alle Atome Elektronen aufnehmen wollen

• Es gilt auch bei kovalenten Bindungen das Pauliprinzip• Schreibweise: H-H oder H:H

Alle Valenzelektronen gehören zum Molekül, jedoch ist jedes Wasserstoffatom an2 Elektronen beteiligt (Edelgaskonfiguration 1s1 --> 1s²)

• also für H: Zwei-Elektronenkonfiguration für alle anderen: Oktett (Acht-Elektronenkonfiguration)Bsp.: Halogenatome

F + F ---> F- F

jedes Fluoratom ist an 8 Elektronen beteiligt!dh. 6 nichtbindende Elektronen plus Valenzelektronenpaar

• Zahl der kovalenten Bindungen ergibt sich aus der Zahl der Elektronen, die noch fehlen umEdelgaskonfiguration zu erreichen.

--> bis zum Erreichen des Elektronenoktetts werden 8-N Elektronen benötigtdh. 8-N kovalente Bindungen (N: Hauptgruppennummer)

• MehrfachbindungenBsp.: Stickstoffmolekül N2

5. Hauptgruppe (N=5) ==> 8-5 = 3 kovalente Bindungendas macht also

N [Dreifachbindung] N

Formel: Anzahl Bindungselektronen = 2* (Anzahl H-Atome) + 8*( Anzahl and. Atome) - (Gesamtzahl der Valenzelektronen)

Übergänge zwischen Ionenbindung und kovalenter Bindungen

• reine IonenbindungMetall mit niedriger Ioniesierungsenergie + Nichtmetall mit hoher Elektronenaffinität

• reine kovalente Bindungnur zwischen zwei gleichen Atomen

Bsp.: C-C (unpolar)

Lewistheorie betont das Erreichen derEdelgaskonfiguration als Ziel jedes Atoms

Ionenbindung verzerrte Ionen

polare kovalente Bindung reine kovalente Bindung

Verzerrung

Anionen: großes Anion --> leicht deformierbar aufgrund Elektronenentfernung zum Kern große Ladung --> leicht deformierbar, da größerer Überschuss der Elektronen auf

Protonen, Kation hats leichter, das Elektron ranzuziehen

Kationen: je kleiner das Ion und je höher die Ladung, umso leichter polarisierbar ist ein Anion

Polarisierung bei kovalenten Bindungen:

--> Ladung nicht symmetrisch zwischen Atomkernen verteilt

= polare kovalente Bindung

Bsp.: Br Cl δ+ δ- ---> Elektronenwolke in Umgebung des Cl-Atoms dichter

Ein Objekt, auf dem sich zwei entgegengesetzte Ladungen des gleichen Betrags Q in einem Abstandl befinden, nennt man Dipol:

Dipolmoment

Moleküle, die wie BrCl ein Dipolmoment besitzen, nennt man polare Moleküle

Elektronegativität

= Maß für ein Atom, die Elektronen in einem Molekül an sich zu ziehen.Bsp. : H-ClChlor ist elektronegativer (partiell negativ)

EN nach 4,0 skaliert (Fluor ist elektronegativstes Atom)

EN nimmt von rechts nach links und von oben nach unten zu

Metallatome: kleine Elektronegativitäten, je geringer ihre EN, umso reaktionsfreudiger sind sie mitNichtmetallatomen

Je größer die Differenz der EN in einem Molekül, umso polarer ist die Bindung

Bindungen unter Nichtmetallen überwiegend kovalent, da EN-Differenz sehr gering.

Deformierbarkeit = Polarisierbarkeit

Partiell positiv partiell negativ

δ+ δ-

Formalladungen

• bei bestimmten kovalenten Bindungen werden beide Elektronen von einem Atom zurVerfügung gestellt

---> Oktettregel greift nicht mehrBsp.: NH4

+ erwartet 8-5 = 3 kovalente Bindungen, trifft aber nicht zu.

---> N-Atom muss eine Formalladung von 1+ bekommen

Berechnung

damit ist N positiv und damit ist das Gesamtmolekül positiv, also ein Kation.

+/- im Kreis --> gilt für einzelne Atome im Molekülbindung+/- hinter einer eckigen Klammer --> gilt für das Gesamtmolekül

Mesomerie (Resonanz)

--> mesomere Grenzformel

Bsp.:

Beide Bindungen sind nach der Formel verschieden (Einfach- und Doppelbindung), aber ltexperimentellen Befunden sind beide gleich lang (eigtl Doppelbindung kürzer als Einfachbindung)

• Ein Atom das die Lewisformel erfüllt hat keine Formalladungen• gibt es mehr Bindungsstriche als die Oktettregel besagt, so ist die Formalladung positiv• gibt es weniger Bindungsstriche als die Oktettregel besagt --> negativ

Lösung:

mesomere Grenzformeln• die tatsächliche Struktur ist ein Zwischending, also weder Einfach noch Doppelbindung, sondern

das Molekül hat einen mittleren Bindungsgrad• jedes der endständigen Atome hat eine Formalladung von ½+

--> Folgt aus mangelhafter Darstellung der Lewisformel

Im Ozon, Salpetersäure und Carbonat-Ion tragen alle Grenzformeln gleichermaßen zum gemitteltenBild bei. Jedoch: Manche Grenzformeln können energetisch günstiger sein, sodass die Grenzformeln nichtgleichermaßen zum gemittelten Bild beitragen.Manche Grenzformeln können energetisch ungünstig sein, deswegen

---> Bewertung und Feststellung, welche von Bedeutung sind:

Nomenklatur von binären Molekülverbindungen

= 2-atomige Verbindungen

Zuerst deutscher Name des weniger elektronegativen Atoms, dannfolgt der lateinische Name des elektronegativeren mit der Endung-id.Anzahl der Atome jeder Art wird durch griech. Präfixe angegebenBsp: N2O Distickstoffoxid

Teilweise gibt es auch Trivialnamen wie Wasser etc.

Mesomerie bedeutet, dass die Ladung nicht genau lokalisiert werden kann, dieLadung also delokalisiert ist.

1. räumliche Anordnung der Atomkerne muss für alle Grenzformeln die Gleiche sein.Grenzformeln unterscheiden sich nur in der Verteilung der Elektronen

2. zwei aneinander gebundene Atome sollen keine Formalladungen mit gleichVorzeichen haben. Solche Grenzformeln sind nicht zu berücksichtigen.

3. Wichtigste Grenzformeln:• kleinsten Anzahl von Formalladungen und kleinste Beträge der

Ladungen. Am günstigsten sind Grenzformeln ohne Formalladungen4. Bei wichtigeren Grenzformeln entspricht die Verteilung von pos. und neg.

Formalladungen den Elektronegativitäten der Atome. Das elektronegativste Atomsollte keine Formalladung haben

Mono 1

di 2

tri 3tetra 4

pentra 5

hexa 6

hepta 7

octa 8

nona 9

deca 10

VSEPR

--> beschreibt geometrische Anordnung in einem Molekülbindung• Konsequenz der gegenseitigen Abstoßung der Elektronenpaare• alle Valenzelektronenpaare werden berücksichtigt, sowohl bindende als auch

nichtbindende• nichtbindende Elektronenpaare tragen zur Molekülgestalt bei, die Molekülgestalt

selbst wird aber nur durch die Position der Kerne beschrieben• bei nichtbindenden Elektronenpaaren ist der Ladungsschwerpunkt näher am Atom als

bei bindenden, deswegen stoßen nichtbindende bindende Elektronenpaare stärker abals zum Beispiel bindende bindenden.

a.) Zwei Elektronenpaare

lineare AnordnungCl-Hg-Cl

b.) Drei Elektronenpaare

trigonal-planare Anordnung α= 120°

α= 95°

• Ladungsschwerpunkt näher am Atom, bindende Elektronenpaare rücken näher zusammen

c.) Vier Elektronenpaare

tetraedrischetrigonal-pyramidale Anordnung

α= 109,47°α1= 107,3°

d.)Fünf Elektronenpaare

trigonale Bipyramide einsame Elektronenpaare nehmen äquatoriale Position ein

e.) Sechs Elektronenpaare

Oktaederalle Positionen sind äquivalent

α= 90°

1 einsames Elektronenpaar --> quadratisch pyramidal2 einsame Elektronenpaar --> quadratisch planar

Hybridorbitale

Entstehung einer kovalenten Bindung• zwei Atome rücken aufeinander zu• ein Valenzorbital überlagert sich zunehmend mit dem des anderen Atoms• beide Atomorbitale verschmelzen zu einem gemeinsamen Orbital beider

Atome, das von den eingebrachten Elektronen mit antiparallelem Spin besetztwird

Vorstellung einer tetraedrischen Struktur eines CH4-Moleküls

--> C (1s²2s²2p12p1) --> 2 kovalente Bindungen

durch Anregung erhält man aber

--> C* (1s²2s²2p12p12p1) --> vier kovalente Bindungen• durch Überlappung der Orbitale mit 4 H-Atomorbitalen wird Energie freie

• frei gewordene Energie größer als zur Anregung des Atoms erforderlich• --> damit energetisch günstig

• vier Atomorbitale an den Ecken eines Tetraeders• 2s-Orbitalist jedoch anders als die übrigen 2p Orbitale

--> 2p Orbitale bilden Winkel von 90°, nicht 109°• Lösung: mathematisch mit der Schrödinger-Gleichung

• eine s und drei p-Wellenfunktionen werden mathematisch zusammengefasst• durch Umformung erhält man 4 weitere, untereinander gleichartige

Wellenfunktionen--> genannt sp³-Hybridorbitale (Hochzahl bezeichnet nicht die Anzahl der Elektronen, sonderndie Anzahl der Orbitale)

Bindungen in CH4-Molekülen

Überlappung von vier 1s-Orbitalen der H-Atome mit 4 sp³-Hybridorbitalen des C-Atoms

Hybridisierung bezeichnet mathematische Umrechnung der Atomorbitale in Hybridorbitale

Nicht jedes Atomorbital muss mit einbezogen werden!

Bsp: sp²-Hybridisierung (pz bleibt frei)Hybridorbitale liegen 120° zueinander

Hybridisierung ist nur dann in Betracht zu ziehen, wenn die Energien der Orbitale ähnlich großsind!

2s2p --> gute Vermischung5s5p --> schlechte Vermischung (unwahrscheinlich)

Molekülorbitale

• Es gelten die gleichen Gesetzmäßigkeiten wie für Atomorbitale (Pauliprinzip etc.)

Bindendes Sigmaorbital σ --> Addition zweier WellenorbitaleAntibindendes Sigmaorbital σ* --> subtraktive Überlagerung(Bindungslockerndes Orbital)

Energieniveaudiagramm

s --> σp --> πd --> δ

Bindungsordnung = ½ [(Zahl der bindenden Elektronen) – Zahl der antibindenden)]

Bindungsordnung H2 = ½ (2-0) = 1 Bindung He2 = ½ (2-2) = 0 Bindungen

bindungslockernde Wirkung hebt bindungsstärkende Wirkung auf.

• Überlagerung von 2s-Orbitalen wie 1s• Überlagerung von p-Orbitalen

2px, 2py, 2pz – Achsen

• Zwei Atome treffen auf x-Achse aufeinander und ergeben ein bindendes σ2p- und einantibindendes σ*2p-Orbital

• Die pz-Orbitale beider Atome kommen parallel ausgerichtet aufeinander zu und ergebenein bindendes π und ein antibindendes π*

• Die py-Orbitale ergeben ein weiteres bindendes π und ein antibindendes π*Die Knotenebene steht senkrecht zu der von pz ==> Beide π 2p-Orbitale (y,z) sind entartet (energiegleich)

genauso auch beide π*2p-Orbitale==> macht insgesamt 6 2p-Orbitale zusammen mit den beiden 2s-Orbitalen ergibt das 8

Molekülorbitale aus den Atomorbitalen der Hauptquantenzahl 2.

Energieniveau für zweiatomige Moleküle

Es werden immer zuerst die energieärmsten Orbitale besetzt! Es herrscht das Pauliprinzip!

Beispiel O2 --> O: 6 Valenzelektronen; O2: 12 Valenzelektronen

Beispiel für Ionen

Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen

Zahl der MO = Zahl der AO der beteiligten Atome. Molekülorbitale umfassen das Gesamtmolekül

--> oft ist es jedoch erlaubt und sogar sinnvoll, Molekülorbitale so zu behandeln, als seien siezwischen zwei Atomen lokalisiert:

Ethan: sp³-hybridisiert (sigame-Bindungen, Tetraederwinkel 109,47°)Sigmabindung ist rotationssymmetrisch, dh. Beide CH3 Gruppen können gegenseitig verdreht werden

Ethen: planar, 120° --> sp²-hybridisiertdas nicht verwendete p-Orbital steht senkrecht zur Molekülebene, die beiden anderen p-Orbitale überlappen und bilden ein π OrbitalLadungsdichte des π Orbitals oberhalb und unterhalb der Molekülebene

--> gegenseitige Verdrehung nicht möglich, da sonst das π Orbital aufbrechen würdeEthin: linear sp-hybridisiert, die beiden an der Bindung nicht beteiligten p-Orbitale überlappen unter

Bildung von zwei π Bindungen

Delokalisierte Bindungen

Ethan, Ethen, Ethin --> lokalisierte Mehrfachbindungen

Gegenteil möglich: Mehrzentrenbindung, oder auch delokalisierte Bindung genannt

---> Auftreten bei mesomeren Grenzformeln

Beispiel Nitrit-Ion (NO2-)

• Natrium: sp²-Hybridorbitale ---> zwei Sigmabindungen drittes sp²-Orbital mit einsamem Elektronenpaar besetzt

• das nicht an der Hybridisierung beteiligte dritte p-Orbital ist senkrecht zurMolekülebene ausgerichtet und überlappt mit parallel dazu ausgerichteten p-Orbitalen der O-Atome

• das p-Orbital des N-Atoms überlappt mit den p-Orbitalen beider O-Atome• π Bindungssystem über alle drei in einer Reihe angeordneten Atome• Verhalten der Molekülorbitale ähnlich wie stehende Wellen auf einer Saite• aus drei Atomorbitalen ergeben sich drei Molekülorbitale

1. Überlagerung in Phase --> bindende Wechselwirkung π1

2. Knotenfläche senkrecht zur Molekülebene --> nicht bindend π2

3. in Gegenphase schwingend --> Orbital ist antibindend

Überlappung von Atomorbitalen mit gleichem Vorzeichen der Wellenfunktion --> bindendÜberlappung von Atomorbitalen mit entgegengesetztem VZ der Wellenfkt. --> antibindend

Wechselwirkung in einer Reihe von 4 Atomen

• vier π MO• Bsp.: Butadien C ist sp²-hybridisiert, alle Atome liegen in einer Ebene

• π1 ist über alle Atome bindende• π2 ist bindend zwischen Atom 1 und 2 und zwischen Atom 3 und 4• nur π1 und π2 werden besetzt, sodass sich zwischen den Atomen 2 und 3 bindende und

antibindende Wirkung gegenseitig aufheben.• Zwischen Atompaaren 1,2 und 3,4 ergeben sich bindende Wechselwirkungen• π*3 und π*4 sind antibindend, aber unbesetzt

Zusammen werden sie als Grenzorbitale bezeichnet, die bei chemischen Reaktionen von besondererBedeutung sind und die für die Farbe der Verbindung von Bedeutung sind.

Delokalisierte π Bindungen in einem planaren Ring

• stehende Wellen müssen in sich geschlossen sein!• Besonderheit: entartete Molekülorbitale

• Bsp: Benzol: C6H6

• Ringgerüst an Sigmabindungen mit sp²-Hybridorbitalen; aus sechs senkrecht ausgerichteten p-Orbitalen der C-Atome ergeben sich sechs π -Molekülorbitale.

• π1 hat keine Knotenfläche, alle sechs p-Orbitale überlappen sich mit gleichem Vorzeichenihrer Wellenfunktionen. Das Molekülorbital ist bindend über alle Atome (gesamter Ring)

• π2 und π3 : je eine Knotenfläche senkrecht zur Molekülebene. Vorzeichen sind auf beidenSeiten einer Knotenfläche entgegengesetzt --> ergibt bindende als auch antibindendeWechselwirkungen, wobei bindende überwiegen.π2 und π3 sind entartet

• Zusammengenommen wirken π und π gleichmäßig bindend über den ganzen Ring. Alle C-C-Bindungen sind exakt gleich lang.

• Wellenfunktionen von π*4 und π*5 sind ebenfalls entartet---> je zwei Knotenflächen senkrecht zur Molekülebene.

Es überwiegen antibindende Wechselwirkungen• π*6 stark antibindende• π*4 π*5 π*6 sind unbesetzt

Frost-Diagramm!!!!

Das energetisch am höchsten besetzte Molekülorbital wird als HOMO bezeichnet(= highest occupied molecular orbital)

Das energetisch am tiefsten liegende unbesetzte Molekülorbital wird als LUMO bezeichnet(=lowest unoccupied m.o.)

Moleküle sind immer besonders stabil, wenn die Zahl der Elektronen 4n+2 ist(Hückelregel)

--> solche stabilen Bindungsverhältnisse werden aromatisch genannt.

Wenn in einer langen Kette die p-Orbitale aus einer großen Anzahl N von Atomen inWechselwirkung treten, gibt es N Wellenfunktionen, deren Energie mit der Zahl der Knotenzunimmt. Die N-Energieniveuas liegen eng beieinander und der von ihnen eingeschlossene Bereichheißt (Energie-)Band.

Starkpolare kovalente Bindungen

nach der Oktettregel ohne Formalladungen

Hypervalente Atomen

= Oktettaufweitung

Bsp.: XeF2 --> 10 Valenzelektronen für Xe

Xe ist hier hypervalent

---> elektronenreiche Mehrzentrenbindund• Jedes der drei Atome trägt mit einem p-Orbital zu der Bindung bei, es entstehen 3

Molekülorbitale, ein bindendes, ein nichtbindendes, ein antibindendes• vier Elektronen sind unterzubringen, 2 im bindenden und 2 im nichtbindenden MO• das nichtbindende Elektronenpaar trägt nicht zur Bindung bei, also

• Bindungsordnung= ½ pro Xe-F-Gruppe• Wellenfunktion des nichtbindenden Orbitals --> Knotenfläche durch Xe-Atom, dadurch

konzentriert sich Aufenthaltswahrscheinlichkeit auf F-Atom, damit ist F negativ geladen und Xepositiv geladen--> Xe übt zusätzliche Anziehung auf die Elektronen aus.

Formulierung von mesomeren Grenzformeln muss ergänzt werden:Regel 3: die Oktettregel hat Vorrang vor der Regel der möglichst kleinen Zahl

von Formalladungen