3D Viewer: Elektronendichteänderung – Bindungsbildung sichtbar gemacht
Visualisierung der Elektronendichteänderung bei der Bildung von Molekülen
Wo nimmt die Elektronendichte bei der Bindungsbildung zu – und wo nimmt sie ab?
Zunahme der Elektronendichte Abnahme der Elektronendichte
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Ansicht
Darstellung
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Elektronendichte-Differenz Δρ
Was zeigt dieser Viewer?
Die Elektronendichte-Differenz Δρ vergleicht das fertige Molekül mit seinen getrennten Atomen: Δρ = Dichte des Moleküls − Summe der Dichten der isolierten Atome an denselben Positionen. Blau zeigt, wo bei der Bindungsbildung Elektronendichte hinzukommt, Orange, wo sie abgezogen wird. Die blauen Zonen zwischen den Atomkernen sind die Elektronenpaarbindungen – sichtbar gemacht, ohne dass man dafür Orbitale voraussetzen muss.
Echte Rechnung statt Modellbild
Anders als die idealisierten Orbitalformen im Orbitale-Viewer stammen diese Flächen aus einer quantenchemischen Rechnung (Dichtefunktionaltheorie) für jedes einzelne Molekül. Als Vergleich dient das sogenannte Promolekül: die überlagerten, noch unveränderten Elektronenhüllen der freien Atome. Δρ zeigt also genau die Umverteilung, die die chemische Bindung ausmacht. Über den Schalter „isolierte Atome" kannst du diesen Ausgangszustand daneben einblenden: die noch kugelsymmetrischen, ungestörten Elektronenhüllen der freien Atome (grau). Damit die Hüllen einzeln erkennbar bleiben, sind die Atome in dieser Ansicht auseinandergerückt.
Die Empfindlichkeits-Stufen
Eine Isofläche verbindet alle Punkte mit demselben Betrag von Δρ. „Fein" zeigt schon kleine Umverteilungen (große Flächen), „standard" konzentriert sich auf die stärkeren Änderungen nahe der Bindung (kleinere Flächen). Dass sich das Bild mit der Stufe ändert, ist kein Fehler, sondern liegt in der Natur der Darstellung. Bei H2 ist die Abnahme so flach über die Außenbereiche verteilt, dass sie nur auf der Stufe „fein" eine Fläche ergibt.
Was man an den Beispielen sieht
Beim H2-Molekül wandert Dichte aus den Außenbereichen in die Mitte zwischen die Kerne – das klassische bindende Elektronenpaar. Beim F2-Molekül ist die Zunahme zwischen den Kernen auffallend klein: Die F–F-Bindung ist schwach, und die freien Elektronenpaare ordnen sich stark um. Bei HF und beim H2O-Molekül ist die Zunahme sichtbar zum F- bzw. O-Atom hin verschoben – die Bindung ist polar (vgl. Elektronegativität). Beim Ethen-Molekül liegt zusätzliche Dichte ober- und unterhalb der Molekülebene: die π-Bindung. Beim Benzol-Molekül umschließt diese π-Dichte den ganzen Ring.
Verbindung zu den Orbital-Viewern
Der Orbitale-Viewer zeigt das Valence-Bond-Modell: überlappende Atom- und Hybridorbitale. Dieser Viewer zeigt die berechnete Folge davon – die Dichtezunahme sitzt genau dort, wo das Modell die Überlappung zeichnet. Der MO-Viewer erweitert das Bild schließlich zu Molekülorbitalen. Modell und Rechnung erzählen dieselbe Geschichte aus zwei Richtungen.
Berechnung: Dichtefunktionaltheorie (B3LYP/def2-SVP) mit PySCF; Δρ gegen das Promolekül aus sphärisch gemittelten Atomdichten; Isoflächen bei 0,004 (fein) bzw. 0,009 (standard) e/a₀³. Geometrien: Standard-Bindungslängen und -winkel. Die grauen Atomhüllen zeigen die Fläche gleicher Dichte der freien Atome beim jeweils gewählten Isowert.