VO Organische Chemie in der molekularen Biologie I

VO Organische Chemie I 3. Chemische Bindung
1. entweder aus der Überlappung zweier einfach besetzter AO (1 + 1 = 2)
z.B. H + Cl => HCl, oder
2. durch Überlappung eines doppelt besetzten AO und eines leeren (0 + 2 = 2)
z.B. H + + NH3 => NH4 + (Ammoniak in Wasser)
3.4 Einteilung der Molekülorbitale
1. Einteilung nach Energiegehalt
E
a) Bindende Orbitale:
vermitteln chemische Bindung d.h. E ist niedriger als E der Ausgangsorbitale
b) Nichtbindende Orbitale:
besitzen die gleiche Energie wie die Ausgangsorbitale und tragen daher zur
chemischen Bindung nichts bei
c) Antibindende Orbitale:
E ist höher als E der Ausgangsorbitale d.h. sie wirken einer Bindung entgegen
z.B. O2: Die Elektronen, die zum Paramagnetismus beitragen, sind in
antibindenden MO.
In einem stabilen Molekül muss es stets mehr bindende als antibindende
A B
AB
Molekülorbitale geben.
In der nebenstehenden Abbildung besitzt jedes der
Atome A und B 4 Orbitale. Da die Anzahl der
Molekülorbitale immer der Summe der
Ausgangsorbitale entsprechen muss, hat das aus
einer chemischen Reaktion resultierende Molekül
AB insgesamt 8 Molekülorbitale.
Legende:
• z. B. besitzt H2O 2 bindende und 2 nichtbindende MO; die räumliche Gestalt des
Wassermoleküls entsteht aus Abstoßungseffekten zwischen bindenden und
nichtbindenden Orbitalen, daher ist H2O ein gewinkeltes Molekül.
• Ammoniak besitzt 3 doppelt besetze bindende MO und ein doppelt besetztes
nichtbindendes MO und hat wegen der Abstoßungseffekte eine Tetraeder-Form.
- 8 -
bindende MO
nichtbindende MO
antibindende MO (nicht immer besetzt)