Die Valence-Bond-Theorie

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Valenzstrukturtheorie

(Valenz-Bindungstheorie, VB-Theorie, Valence Bond Theory)

Nach dieser Theorie stellt man sich die Atombindung zwischen Atomen durch eine Überlappung ihrer Orbitale vor. Hierdurch können die Elektronen besser mit den Atomkernen wechselwirken, es kommt zu einer Erhöhung der Ladungsdichte zwischen den beiden Atomkernen und damit zu einer Bindung. Beide Atomorbitale bilden ein Molekülorbital, in dem zwei Elektronen (mit unterschiedlichem Spin) gleichzeitig für die Bindung sorgen. In Abhängigkeit von der räumlichen Ausrichtung der Orbitale können die Überlappungen unterschiedlich (stark) sein. Bei der Überlappung wird Energie frei, die so genannte Bindungsenergie (oder auch Dissoziationsenergie).

Beispiel

1s-1s-sigma-MO

Ein s-Atomorbital bildet mit einem anderen s-Atomorbital ein s-s-Molekülorbital. Die Bindung wird s-s-σ-Bindung genannt. (Sigma = σ)

Die roten Punkte sollen die Atomkerne darstellen.

 

 

merke-kleinSigma-Bindungen (σ-Bindungen) zeichnen sich dadurch aus, dass sie rotationssymmetrisch zur Bindungsachse sind.

 

 

Es gibt auch Überlappungen, die unterhalb und oberhalb der Bindungsachse liegen und damit nicht mehr rotationssymmetrisch sind.

merke-kleinBindungen, die zur Bindungsachse nicht rotationssymmetrisch sind, nennt man Pi-Bindungen (π-Bindung).

 

Bildung-pi-Bindung-Schema-k  pi-Bindung-Symmetrie-k

π-Bindungen ergeben sich aus der Überlappung von p-Orbitalen, die senkrecht zur Bindungsachse stehen. Wir werden später beim Thema Doppelbindungen auf solche π-Bindungen zurück kommen.

 

Nicht alle Orbitalkombinationen führen zu Überlappungen, die eine Bindung ergeben. Das Ausmaß der Überlappung hängt von verschiedenen Faktoren ab.

  1. Die Energien der beiden Atomorbitale sollten nicht zu weit auseinander liegen, z.B. gehen ein 1s- und 3s-Orbitale keine Bindung ein.

  2. Beide Orbitale sollten ungefähr die gleiche Größe besitzen.

  3. Die Ausrichtung der Atomorbitale ist ebenso entscheidend.

 

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