Wieso sind die freien Elektronen am Sauerstoff das HOMO in einer Carbonylgruppe?
Mir ist klar, wie Hybridisierung und die MO-Theorie funktionieren.
Energieweise gesehen sind die drei sp2-Orbitale zwischen Pi-Bindung und Sigma-Bindung.
Dann verstehe ich nicht wieso die sp2 Orbitale als "höchstbesetzte Molekülorbital" angesehen werden. Mmn. liegt ja das aus den p-Orbitalen geschlossene pi-MO energetisch darüber.
Gerne korrigieren wenn ich Quatsch erzählt habe ;)
1 Antwort
Wenn Du H₂O mit Hybridorbitalen beschreiben willst, dann gehst Du qualitativ so vor:
Zuerst machst Du die sp³-Hybridorbitale am O. Die sehen alle vier gleich aus und zeigen zu den Eckpunkten eines Tetraeders. Dann kommen zwei H dazu. Die zwei sp³-Lappen, die zu den Hs zeigen, bilden zusammen mit deren 1s ein bindendes Orbital (und ein antibindendes, das ist aber leer und interessiert uns nicht), und diese bindenden Orbitale liegen natürlich energetisch niedriger als die ursprünglichen sp³-Hybride. Die verbleibenden beiden Lappen haben keine Partner und bleiben das, was sie immer schon waren, nämlich nichtbindend.
Es gibt dann also 2 σ-Bindungen (zwischen sp³ am O und 1s am H) und zwei nichtbindende sp³-Hybride am O.
In einer MO-Beschreibung ist das leicht anders (und besser). Da bekommst Du eine Mischung des Typs 2s+2pz+1s₁+1s₂ als tiefstes Orbital und 2px+1s₁−1s₂ als zweittiefstes; beide sind bindend. Die nichtbindenden haben dann die Form 2s−2pz (mit kleinen 1s-Beiträgen) und 2py. Dabei habe ich angenommen, daß das O im Koordinatenursprung liegt und die beiden H-Atome in der xz-Ebene, H₁ bei positivem x und z, das H₂ bei negativem x und positivem z. Das 2pz zeit natürlich mit dem positive Lappen in die z⁺-Richtung.
Die MO-Beschreibung hat also symmetrieadaptierte Orbitale, und das ist ein Vorteil, wenn man z.B. Spektroskopie betreiben will. Man kann z.B. mit UV-Strahlen aus jedem dieser Orbitale ein Elektron herausschlagen, und dabei beachtet man, daß es vier Ionisationslinien gibt, also vier verschiedene Energien für die Valenzorbitale.