MO-Schema und Molekülorbitaldiagramm erstellen
Nennen Sie ein Molekül – O₂, N₂, CO, HF – und erhalten Sie sein MO-Energieniveauschema: Atomorbitale links und rechts, σ- und π-Molekülorbitale in genau der Reihenfolge, die dieses Molekül hat, Elektronen nach Aufbauprinzip und Hundscher Regel verteilt, die Bindungsordnung gleich dazu. Oder sehen Sie sich unten das beschriftete und das leere O₂-Schema kostenlos an.
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Beschriftetes MO-Schema von O₂ (Lösung)
Die 2s- und 2p-Orbitale beider Sauerstoffatome, alle σ- und π-Molekülorbitale in ihrer Reihenfolge, sämtliche 12 Valenzelektronen, Bindungsordnung 2 und die zwei ungepaarten π*-Elektronen, die O₂ paramagnetisch machen. Als Lösungsblatt drucken oder als Lernzettel austeilen.
Leeres MO-Schema zum Beschriften
Dieselbe O₂-Zeichnung, die Elektronenpfeile bleiben stehen, jede Beschriftung ist eine leere Antwortlinie – die Klasse benennt die Orbitale und ermittelt Bindungsordnung und Magnetismus selbst.
Was ist ein MO-Schema?
Ein MO-Schema (Molekülorbitaldiagramm) ist das Energieniveauschema eines Moleküls: Die Atomorbitale beider Atome stehen in den äußeren Spalten, die daraus gebildeten Molekülorbitale in der Mitte – bindende (σ, π) tiefer, antibindende (σ*, π*) höher –, und die Elektronen werden von unten nach oben eingefüllt. Aus ihrer Verteilung folgt die Bindungsordnung, (bindend − antibindend) / 2, und ungepaarte Elektronen zeigen, dass das Molekül paramagnetisch ist.
Auf einen Blick
- Zwischen N₂ und O₂ kehrt sich die Reihenfolge von σ2p und π2p um. Von Li₂ bis N₂ schiebt die s-p-Mischung σ2p über die beiden π2p-Orbitale; bei O₂ und F₂ liegen 2s und 2p dafür zu weit auseinander, σ2p bleibt unter π2p. Ein O₂-Schema in der N₂-Reihenfolge ist der häufigste Fehler.
- Bindungsordnung = (bindende Elektronen − antibindende Elektronen) / 2. N₂ hat 8 bindende und 2 antibindende Valenzelektronen, also Bindungsordnung 3; O₂ hat 8 und 4, also 2; He₂ käme auf 2 und 2, also 0 – und existiert deshalb nicht.
- Die MO-Theorie erklärt, warum O₂ magnetisch ist. Seine letzten beiden Elektronen besetzen nach der Hundschen Regel je eines der zwei energiegleichen π*2p-Orbitale und bleiben ungepaart – messbar mit einer Magnetwaage, in der Lewis-Formel aber nicht zu sehen.
- Aus n Atomorbitalen werden n Molekülorbitale. Zwei 1s-Orbitale ergeben σ1s und σ*1s; zweimal drei 2p-Orbitale ergeben σ2p, zwei π2p, zwei π*2p und σ*2p – sechs hinein, sechs heraus.
- Bei heteronuklearen Molekülen sind die Spalten ungleich hoch. Bei CO, NO oder HF liegen die Orbitale des elektronegativeren Atoms tiefer, und die bindenden Orbitale liegen energetisch näher bei ihm; NO mit 11 Valenzelektronen hat die Bindungsordnung (8 − 3) / 2 = 2,5.
Wie funktioniert der Generator für MO-Schemata?
Molekül nennen
Sagen Sie, welches Molekül oder Ion und wie ausführlich: ein vollständiges O₂-Schema mit allen Elektronen, ein einfaches für H₂, N₂ neben O₂. Ein Satz genügt.
Stil wählen
Standard ist eine klare, flache Lehrbuch-Tafel – weißer Hintergrund, Orbitalstriche, gestrichelte Korrelationslinien und Elektronen als Halbpfeile. Oder wählen Sie Tuschelinie, 3D und andere Stile.
Verfeinern und exportieren
Das Ergebnis öffnet sich in Ihrem Workspace: Bereiche neu zeichnen, Beschriftungen direkt auf der Leinwand bearbeiten, hochskalieren und in hoher Auflösung exportieren.
MO-Schemata der zweiatomigen Moleküle der 2. Periode
Valenzelektronen, Orbitalreihenfolge, Bindungsordnung und Magnetismus aller homonuklearen zweiatomigen Moleküle von Li₂ bis Ne₂, wie OpenStax Chemistry 2e sie angibt. Die Spalte zur Reihenfolge ist die, die man an jedem Schema zuerst prüft.
| Molekül | Valenzelektronen | Reihenfolge der 2p-Orbitale | Bindungsordnung | Magnetismus |
|---|---|---|---|---|
| Li₂ | 2 | π2p unter σ2p (s-p-Mischung) | 1 | diamagnetisch |
| Be₂ | 4 | π2p unter σ2p (s-p-Mischung) | 0 – nicht stabil | – |
| B₂ | 6 | π2p unter σ2p (s-p-Mischung) | 1 | paramagnetisch, 2 ungepaarte π-Elektronen |
| C₂ | 8 | π2p unter σ2p (s-p-Mischung) | 2 | diamagnetisch |
| N₂ | 10 | π2p unter σ2p (s-p-Mischung) | 3 | diamagnetisch |
| O₂ | 12 | σ2p unter π2p | 2 | paramagnetisch, 2 ungepaarte π*-Elektronen |
| F₂ | 14 | σ2p unter π2p | 1 | diamagnetisch |
| Ne₂ | 16 | σ2p unter π2p | 0 – nicht stabil | – |
Nur die 2p-Reihenfolge verschiebt sich. σ2s und σ*2s liegen bei allen ganz unten, σ*2p ganz oben; entscheidend ist, ob σ2p über den beiden π2p-Orbitalen liegt (Li₂ bis N₂) oder darunter (O₂ bis Ne₂). Nennen Sie das Molekül, und das Schema wird in seiner Reihenfolge gezeichnet.
Bindende und antibindende Molekülorbitale: Was ist der Unterschied?
Ein bindendes Orbital (σ, π) erhöht die Elektronendichte zwischen den beiden Kernen und liegt energetisch unter den Atomorbitalen, aus denen es entsteht; ein antibindendes Orbital (σ*, π*) hat zwischen den Kernen eine Knotenebene und liegt darüber. Elektronen in bindenden Orbitalen halten die Atome zusammen, Elektronen in antibindenden heben einen Teil davon wieder auf.
| Bindendes Orbital | Antibindendes Orbital | |
|---|---|---|
| Symbol | σ, π | σ*, π* – der Stern kennzeichnet antibindend |
| Energie | Tiefer als die beteiligten Atomorbitale | Höher als die beteiligten Atomorbitale |
| Elektronendichte zwischen den Kernen | Erhöht – die Wellen verstärken sich | Null in einer Knotenebene – die Wellen löschen sich aus |
| Wirkung auf die Bindung | Jedes Elektron erhöht die Bindungsordnung um ½ | Jedes Elektron senkt die Bindungsordnung um ½ |
| Lage im Schema | Unterhalb der Atomorbital-Striche | Oberhalb der Atomorbital-Striche |
| Bei O₂ | σ2s, σ2p, zwei π2p – 8 Elektronen | σ*2s, zwei π*2p – 4 Elektronen; σ*2p leer |
Zuerst die Halbpfeile prüfen: Gepaarte Pfeile zeigen in entgegengesetzte Richtungen, energiegleiche Orbitale werden erst einfach besetzt (Hundsche Regel), und kein Strich trägt mehr als zwei Elektronen. Die beiden π*-Elektronen von O₂ als Paar gezeichnet – das ist der Fehler, nach dem man zuerst sucht.
Wo werden MO-Schemata eingesetzt?
MO-Schemata begegnen einem vor allem im Chemieunterricht der Oberstufe und in den Grundvorlesungen Allgemeine und Anorganische Chemie – in Übungsblättern, bei der Klausurvorbereitung und auf Vorlesungsfolien – sowie in Fachvorträgen zu Bindung, Spektroskopie und Materialien. Was sich ändert, ist das Molekül: H₂ und He₂ am Anfang, die zweiatomigen Moleküle der 2. Periode und CO danach, Grenzorbitale in der Organischen und der Materialchemie.
Allgemeine Chemie
Oberstufe, Leistungskurs und erstes Semester: MO-Schemata von H₂, He₂ und den zweiatomigen Molekülen der 2. Periode, Bindungsordnung und Magnetismus direkt aus dem gefüllten Schema abgelesen.
Anorganische Chemie
Heteronukleare Moleküle wie CO, NO und HF, bei denen die Orbitale des elektronegativeren Atoms tiefer liegen – die Grundlage für Metallcarbonyle und die Ligandenfeldtheorie.
Klausurvorbereitung
Einseitige Gegenüberstellungen wie N₂ neben O₂, die den Wechsel der Orbitalreihenfolge zeigen – den meistgeprüften Punkt des Themas – samt Bindungsordnung und ungepaarten Elektronen.
Forschungs- und Lehrabbildungen
Schematische HOMO-LUMO-Energiediagramme für Vorträge und Artikel in Photochemie, organischer Elektronik und Katalyse, wo der Abstand der beiden bestimmt, was ein Molekül absorbiert.
Häufige Fragen zu MO-Schemata
Was gehört in ein beschriftetes MO-Schema?
Die Atomorbitale beider Atome in den äußeren Spalten, jedes Molekülorbital in der Mitte mit seinem Namen (σ2s, σ*2s, σ2p, π2p, π*2p, σ*2p), gestrichelte Korrelationslinien dazwischen, die Elektronen als Halbpfeile und eine nach oben zeigende Energieachse. Meist gehören auch die Bindungsordnung und die Angabe paramagnetisch oder diamagnetisch dazu.
Gibt es ein leeres MO-Schema zum Ausfüllen für die Klasse?
Ja – sehen Sie sich die leere O₂-Fassung auf dieser Seite kostenlos an, oder bitten Sie um ein beliebiges Molekül mit leeren Orbitalstrichen und Antwortlinien statt Beschriftungen. Die beschriftete Fassung ist die passende Lösung, beide lassen sich als Paar drucken.
Warum ist O₂ paramagnetisch?
Weil seine letzten beiden Valenzelektronen ungepaart je eines der zwei π*2p-Orbitale besetzen. Beide Orbitale sind energiegleich, also verteilt die Hundsche Regel die Elektronen zuerst einzeln. Die Lewis-Formel paart alle Elektronen von O₂ und kann nicht erklären, warum flüssiger Sauerstoff an einem Magneten hängen bleibt – das MO-Schema schon.
Warum haben N₂ und O₂ unterschiedliche Orbitalreihenfolgen?
Wegen der s-p-Mischung. Von Li₂ bis N₂ liegen 2s und 2p energetisch nah beieinander, ihre σ-Kombinationen mischen sich, und σ2p wird über die beiden π2p-Orbitale gehoben. Bei O₂ und F₂ ist der Abstand zwischen 2s und 2p größer, die Mischung reicht nicht mehr für einen Platztausch, und σ2p bleibt unter π2p.
Wie berechnet man die Bindungsordnung aus dem MO-Schema?
Elektronen in bindenden und in antibindenden Orbitalen zählen, voneinander abziehen, durch zwei teilen. Für O₂: 8 bindende (σ2s, σ2p, zwei π2p) minus 4 antibindende (σ*2s, zwei π*2p) ergibt (8 − 4) / 2 = 2 – die Doppelbindung der Lewis-Formel. Bindungsordnung 0 wie bei He₂ oder Ne₂ heißt: Das Molekül bildet sich nicht.
Wie zeichnet man das MO-Schema eines heteronuklearen Moleküls wie CO oder HF?
Die Orbitale des elektronegativeren Atoms kommen tiefer, in seine eigene Spalte. Bei CO liegen die 2s- und 2p-Orbitale des Sauerstoffs unter denen des Kohlenstoffs; seine 10 Valenzelektronen – so viele wie bei N₂ – ergeben Bindungsordnung 3. Bei HF bildet das 1s-Orbital des Wasserstoffs mit einem 2p-Orbital des Fluors ein σ- und ein σ*-Orbital, 2s und die übrigen zwei 2p-Orbitale des Fluors bleiben nichtbindend: Bindungsordnung 1.
Was unterscheidet ein MO-Schema von einer Lewis-Formel?
Die Lewis-Formel zeichnet Bindungen als gemeinsame Elektronenpaare zweier Atome; das MO-Schema verteilt die Elektronen auf Orbitale des ganzen Moleküls, nach Energie geordnet. Meist ergibt sich dieselbe Bindungsordnung, aber nur das MO-Schema zeigt ungepaarte Elektronen wie bei O₂ oder gebrochene Bindungsordnungen wie 2,5 bei NO. Die Lewis-Formel zeichnet der Lewis-Strukturen-Generator auf dieser Website.
Ist ein MO-Schema dasselbe wie ein Orbitaldiagramm (Kästchenschreibweise)?
Nein – das Orbitaldiagramm zeigt die Elektronenkonfiguration eines einzelnen Atoms, das MO-Schema, wie sich die Orbitale zweier Atome verbinden. Im Orbitaldiagramm stehen 1s, 2s, 2p usw. als Kästchen oder Striche mit bis zu zwei Pfeilen; das MO-Schema stellt zwei davon in die äußeren Spalten und die Molekülorbitale dazwischen. Beides lässt sich hier anfordern.
Geht das auch für Moleküle mit mehr als zwei Atomen?
Ja, als qualitatives Schema – das π-System von Benzol, die Orbitale von Wasser, eine HOMO-LUMO-Lücke. Die Niveaus werden in ihrer Lehrbuchreihenfolge gezeichnet, nicht bei berechneten Energien; haben Sie Werte aus einem Quantenchemie-Programm, geben Sie sie in der Anfrage an, und das Schema folgt Ihren Zahlen.
Was ist anders als bei einem allgemeinen KI-Bildgenerator?
Die fachliche Vorgabe ist eingebaut. Jedes Bild wird angewiesen, der Lehrbuchdarstellung zu folgen – Energie nach oben, σ2p unter π2p bei O₂ und F₂, aber darüber von Li₂ bis N₂, energiegleiche Orbitale erst einfach besetzt, jedes Orbital exakt als σ, σ*, π oder π* benannt. Prüfen Sie das Schema vor dem Druck an Ihrem Lehrplan; auf der Leinwand lässt sich jede Beschriftung direkt korrigieren.
Kann ich die Schemata für Schule, Lehre oder Publikationen verwenden?
Ja – was Sie erzeugen, gehört Ihnen und lässt sich in Arbeitsblättern, Präsentationen, Handouts, Abschlussarbeiten und Fachartikeln verwenden. Export als hochauflösende Rastergrafik, je nach Modell bis 4K.
Kann ich die Beschriftungen nachträglich ändern?
Ja. Das Ergebnis öffnet sich in einer Canvas-Arbeitsfläche, die die Beschriftungen erkennt – Sie können den Text ändern oder übersetzen, Linien verschieben, einen Bereich neu zeichnen oder umfärben, ohne die ganze Abbildung neu zu erzeugen.
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