Bindungssituation/Elektronenverteilung in Molekülen mit Radikalcharakter (u.a. Bsp. O2)

2 Antworten

Wenn du die LCMO (Lineare Kombination von Molekülorbitalen anwendest und die möglichen Molekülorbitale der 2x6 Außenelektronen konstruierst,und dann die 12 Elektronen von unten nach oben verteilst, bekommst du drei bindende Elektronenpaare und zwei einzelne, ungepaarte Elektronen im anitbindenden Molekülorbital. Damit kann man erklären, dass Sauerstoff paramagnetisch ist, (Magnetfeldlinien - Dichte erhöht), was auf ungepaarte Elektronen hinweist. Das kann man mit der Lewis-Formel nicht zeigen. http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_4/vlu/lcao_homo.vlu/Page/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_4/kap4_3/kap43_3/kap433_13.vscml.html

Hi sophistic,

das Grundproblem liegt darin, dass die "freien" Elektronenpaare gar nicht existieren. Sie sind lediglich eine Vereinfachung bzw. Veranschaulichung. Es ist schon erstaunlich, dass sie fast überal so gut funktioniert, außer eben beim O₂.

In Wirklichkeit gibt es nur bindende und antibindende Orbitale, die durch Kombination der Orbitale der beiden Atome gebildet werden. Wenn zusammengehörende bindende und antibindende voll besetzt sind, ist die Bindung gleich null, und man tut so, als wären sie gar nicht an der Bindung beteiligt, also "frei".

Zum Sauerstoff sie dir mal unter http://de.wikipedia.org/wiki/Sauerstoff#Molek.C3.BClorbitale den Triplett-Sauerstoff an.

Die s-Elektronen gleichen sich aus, binden also nicht. Die p-Orbitale bilden eine Dreifachbinbdung, wie beim N₂ abzuglich 2 halber Antibindungen.

Sowas lässt sich nicht durch eine Valenzstrichformel darstellen Der Singulett-Sauerstoff schon als .

Sei einfach froh, dass du fast immer mit der Vereinfachung gut leben kannst. Und habe immer im Hinterkopf, dass es in Wirklichkeit anders ist.

Gruß, Zoelomat

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