treffpunkt-naturwissenschaft.com

Zitat von »Harve«

Überlegen Sie dabei, welchen Einfluss
der Elektronegativitätsunterschied von N und O auf die relative Lage der Atomorbitale hat.
Zeichnen Sie anschließend die Besetzung mit Elektronen korrekt ein und berechnen Sie die
Bindungsordnung, die sich aus dem MO-Schema ergibt.

http://images.google.de/imgres?imgurl=http://home.arcor.de/schubert.v/_aac/vorles/skript/kap_4/kap4_1/grafik/no.gif&imgrefurl=http://home.arcor.de/schubert.v/_aac/vorles/skript/kap_4/kap4_1/lcao_het.html&h=353&w=400&tbnid=tGXKrN21f5Pd7M:&tbnh=102&tbnw=116&docid=t3ebiwasbXlGKM&usg=__QzkCCBQAQNk142Fd1_MfezYfqdU=&sa=X&ved=0ahUKEwiYmefusMPJAhXC-w4KHbMdANIQ9QEIKTAE
Wenn der link nicht funktioniert , dann können Sie entweder den text eingeben oder nach MO - Diagramm NO googeln

Zur relativen Lage der Atomorbitale : Wegen der höheren Elektronegativität des Sauerstoffs sollten diese beim Sauerstoff niedriger liegen. Die niedrigere Ionisierungsenergie spricht jedoch dafür, dass es umgekehrt sein müsste.

Wegen der Bindungsordnung : Beim nachfolgenden Link nachzulesen
https://de.wikipedia.org/wiki/Bindungsordnung


Gruß FKS

Zitat von »Harve«

Wieso ignoriert man die 2s Elektronen des Fluoratoms bei der Betrachtung des MO Schemas.

Je mehr ich mich damit befasse, desto mehr verstärkt sich meine Überzeugung, dass es sich bei diesen MO - Schemata um das handelt, was wir als Lehrer , die übrigens ausnahmslos Chemiker und nicht etwa Absolventen eines Lehramtsstudiums waren, im Kollegenkreis als "höheren Blödsinn" bezeichnet haben, weil hier nämlich aufgeblasenes Getue als Wissenschaft verkauft wird.
Tatsache ist doch, dass es im HF nur eine Bindung gibt. An der logischer Weise von jedem Atom nur ein Elektron beteiligt ist .

Wobei für den Wasserstoff nur sein einziges im Grundzustanfd im 1s - Orbital befindliches Elektron in Frage kommt .

Beim Fluor scheiden dafür erst einmal die 1s Elektronen aus, da diese viel zu fest an den Atomkern des Fluors gebunden sind und Auch die 2s - Elektronen scheiden aus, weil sie immer noch deutlich fester an den Atomkern gebunden sind als die 2p - Elektronen.
Anders herum gesehen hätte man auch sagen können, dass nur das am schwächsten gebundene, also energiereichste Elektron bzw. das Orbital mit dem höchsten, mit einem Elektron besetzten und deshalb als "HOMO" bezeichneten Orbital an dem zu bildenden Molekülorbital beteiligt sein kann.

Welches von den 2p - Elektronen an der Bindung beteiligt wird, ist schwer zu sagen. Formal kann man sich auf den Standpunkt stellen, dass es das Elektron bzw. das Orbital ist, das mit nur einem Elektron besetzt ist. Andererseits kommt eine Bindung hur zustande, wenn das 1 s_Orbital des H - Atoms, genauer gesagt der Atomkern des H -Atoms auf der "Längsachse" des p - Orbitals des Fluors sitzt. Elektronen aus den beiden dazu senkrechten p - Orbitalen kommen nicht in Frage.

Zusammengefasst wäre es mMn sinvoll, wenn man erst einmal nur die letztlich an der Bildung des Molekülorbitals beteiligten Atomorbitale betrachten und alle anderen außen vor lassen würde. Weil nämlich diese "übrigen" Elektronen bzw. deren Orbitale an der Bildung des Molekülorbitals nicht beteiligt sind und die Energieniveaus dieser "übrigen " Atomorbitale bei der Ausbildung der Bindung so gut wie nicht verändert werden. Dass man diese als "nicht bindende Orbitale " bezeichnet, ist plausibel , denn sie haben mit der Bindung schlicht nichts zu tun. Zumindest ist dies die Konsequenz aus der Herangehensweise der so genannten theoretischen Chemie, die hier nicht weiter erörtert werden soll, um nicht ungewollt weitere Aufgeblasenheit einer im Grunde fast schon banalen Angelegenheit zu befördern.

Gruß FKS