MO-Diagramme zeichnen: 5 Schritte

Warum MO-Diagramme mit System gelingen, nicht mit Talent

Ein MO-Diagramm sieht einschüchternd aus — griechische Buchstaben, Energleitern, Pfeile überall — aber jedes entsteht nach denselben fünf Schritten. Die Klausur bewertet binär: Die Elektronen sitzen auf den richtigen Niveaus oder nicht. Das System einmal gelernt, zeichnen sich H2, O2 und alle zweiatomigen Moleküle dazwischen von selbst.

Diese Anleitung geht die fünf Schritte komplett durch und wendet sie auf die zwei klassischen Beispiele an.

Was Sie vorher brauchen

• Die Zahl der Valenzelektronen (H steuert 1 bei, C 4, N 5, O 6)
• Die Bindungsordnung-Formel: (bindende − antibindende Elektronen) / 2
• Einen Bleistift — Elektronen wandern zwischen den Schritten, also Niveaus zuerst leicht zeichnen

Schritt 1: Die Valenzelektronen zählen

Addieren Sie die Valenzelektronen beider Atome. H2 hat 2; N2 hat 10; O2 hat 12; F2 hat 14; He2 hat 4. Schreiben Sie die Summe oben hin — jeder später gezeichnete Pfeil muss exakt auf diese Zahl kommen.

Schritt 2: Die Atomorbital-Leitern zeichnen

Zeichnen Sie die Valenzorbitale jedes Atoms als kurze waagerechte Striche links und rechts — bei zweiatomigen Molekülen der zweiten Periode pro Seite ein 2s-Strich und ein 2p-Satz (drei Striche, meist als ein Niveau gezeichnet). Beide Seiten sind identisch und auf gleicher Höhe.

Schritt 3: Die Molekülorbitale in die Mitte schreiben

Zeichnen Sie zwischen den beiden Leitern für jedes Paar Atomorbitale ein bindendes und ein antibindendes Niveau, mit Stern (*) für die antibindenden. Die Reihenfolge zählt: Bei O2 und F2 liegt σ2p unter dem π2p-Paar; bei B2 bis N2 kehrt sich die Ordnung um und π2p liegt unter σ2p. Dieser Wechsel ist das am häufigsten geprüfte Detail von MO-Diagrammen.

Schritt 4: Die Niveaus von unten füllen

Ergänzen Sie Elektronen als kleine Pfeile, niedrigstes Niveau zuerst (Aufbauprinzip). In entarteten Paaren zuerst je ein Elektron verteilen, bevor gepaart wird (Hund), und Paare als ein Auf- und ein Abwärtspfeil zeichnen (Pauli). In O2 enden die beiden π*2p-Niveaus mit je einem einzelnen Aufwärtspfeil — diese zwei ungepaarten Elektronen sind die Antwort auf „warum ist Sauerstoff paramagnetisch".

Die beiden fertigen Diagramme zum Abgleich:

Schritt 5: Bindungsordnung berechnen und Magnetismus vorhersagen

Zählen Sie die bindenden Elektronen, die antibindenden, und wenden Sie die Formel an. H2: (2−0)/2 = 1. O2: (8−4)/2 = 2. Eine Bindungsordnung von null — He2 mit (2−2)/2 = 0 — heißt, das Molekül existiert nicht. Jedes ungepaarte Elektron macht paramagnetisch; keines bedeutet diamagnetisch.

Häufige Fehler

1. Falsche Niveaufolge bei N2 — bei B2, C2 und N2 liegt π2p UNTER σ2p; ab O2 kehrt sich das zurück.
2. Elektronenzahl driftet — vor dem Abschluss die Pfeile gegen die Summe aus Schritt 1 nachzählen.
3. Zu frühes Paaren in entarteten Niveaus — zuerst Singles auf beide π-Niveaus verteilen.
4. Antibindende Elektronen in der Formel vergessen — die Bindungsordnung braucht beide Zahlen.
5. σ und σ verwechseln* — der Stern ist das antibindende Niveau; es liegt höher und wird abgezogen.
6. Beim Bild aufhören — die Frage will meist Bindungsordnung oder Magnetismus, nicht nur das Diagramm.

Die Spickzettel-Tabelle

Druckbare Checkliste

Gehen Sie die Liste durch, bevor Sie abgeben:

• Valenzelektronen insgesamt gezählt und oben notiert
• Atomorbital-Leitern auf beiden Seiten identisch
• Für jedes Atomorbitalpaar ein bindendes UND ein antibindendes Niveau
• Niveaufolge zum Molekül passend (π2p/σ2p-Wechsel vor O2)
• Elektronen niedrigstes zuerst, Singles verteilt vor Paaren, Paare mit Gegenspin
• Pfeilzahl stimmt mit der Summe aus Schritt 1 überein
• Bindungsordnung mit der Formel berechnet und angegeben
• Magnetismus aus den ungepaarten Elektronen vorhergesagt

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Quellen

• OpenStax Chemistry 2e, 8.4 Molecular Orbital Theory
• LibreTexts Chemistry