Als Grenzorbitale werden im Rahmen der Molekülorbitaltheorie das höchste besetzte und das niedrigste unbesetzte Molekülorbital zusammen bezeichnet.[1] Mittels der Grenzorbitaltheorie lassen sich verschiedene Konzepte der Chemie, z. B. die Reaktivität von Molekülen, qualitativ verstehen.[2] Als Begründer der Grenzorbitaltheorie gilt der Chemienobelpreisträger Kenichi Fukui.

In diesem Energieniveauschema stellt jeder Kreis ein Elektron dar, welches ein Orbital besetzt. Wenn Licht mit einer passenden Wellenlänge auf das Molekül trifft, wird es absorbiert und ein Elektron unter Spininversion vom HOMO ins LUMO übertragen.
3D-Modell des höchsten besetzten Molekülorbitals von CO2
3D-Modell des niedrigsten unbesetzten Molekülorbitals von CO2

HOMOBearbeiten

Highest Occupied Molecular Orbital (HOMO, engl.) bezeichnet das höchste besetzte Orbital eines Moleküls.

In einem Molekül stehen verschiedene Molekülorbitale zur Verfügung, die von den vorhandenen Elektronen besetzt werden. Diese Orbitale weisen verschiedene Orbitalenergien auf. Sie werden nach zunehmendem Energieniveau besetzt. Das HOMO ist das energiereichste besetzte Orbital.

Von Bedeutung ist der Energieunterschied zwischen dem HOMO und dem LUMO (Lowest Unoccupied Molecular Orbital). Vom Betrag dieses Energieunterschiedes hängt es nämlich näherungsweise ab, wie leicht die Elektronen den angeregten Zustand erreichen.[3][4]

In organischen Solarzellen erreicht man durch die Kombination verschiedener Materialien[5] mit unterschiedlichen Energiedifferenzen zwischen HOMO und LUMO (Heteroübergang), dass die durch das eingestrahlte Licht angeregten Zustände (Exzitonen) besser aufgespalten werden können. Eine solche Aufspaltung ist nötig, um freie Ladungsträger und somit Strom aus den Solarzellen gewinnen zu können.

LUMOBearbeiten

Lowest Unoccupied Molecular Orbital (LUMO) bezeichnet auf Englisch das niedrigste unbesetzte Orbital eines Moleküls.

Die energetische Höhe des LUMOs wird auch als Maß für die Elektrophilie verwendet.

Siehe auchBearbeiten

EinzelnachweiseBearbeiten

  1. Ian Fleming: Molecular Orbitals and Organic Chemical Reactions. John Wiley & Sons, 24. August 2011, S. 215 ff.
  2. Frank Jensen: Introduction to Computational Chemistry. Wiley, 2007, ISBN 978-0-470-05804-6, S. 487 ff.
  3. TU Kaiserslautern. Website der TU Kaiserslautern. Abgerufen am 10. Juni 2014.
  4. Die Differenz der Grenzorbitalenergien stellt eine grobe Näherung für die Anregungsenergie dar. Zieht man z. B. die Anregungsenergie im Formalismus der Configuration Interaction heran (z. B. CIS), so sieht man, dass die Orbitalenergiedifferenzen eine wichtige Rolle spielen. Allerdings vernachlässigt diese Näherung die (durch die Anregung) veränderten Elektron-Elektron-Wechselwirkungen:  
  5. von D. Dick, TU Kaiserslautern (Memento des Originals vom 14. Juli 2014 im Internet Archive)  Info: Der Archivlink wurde automatisch eingesetzt und noch nicht geprüft. Bitte prüfe Original- und Archivlink gemäß Anleitung und entferne dann diesen Hinweis.@1@2Vorlage:Webachiv/IABot/www.physik.uni-kl.de