Chemie, Doppelbindung des Sauerstoffmoleküls + bindende und antibindende Molekülorbitale

5 Antworten

Ich verstehe nicht ganz Wieso Sauerstoff eine Doppelbindung ausbildet wenn man betrachtet, dass sich in den Molekülorbitalen 2e- in einer bindenden sigma-bindung aufhaltzen, 4e- in einer bindenden pi-bindung und nochmal 4e- in der antibindenden-pi-bindung? <

Das Sauerstoffmolekül O_2 hat 12 Elektronen, die in die resultierenden Molekülorbitale verteilt werden müssen. 4 Elektronen landen in den MOs der ersten Schale (also 1s und 1s*) und heben sich quasi gegeneinander auf. Es bleiben also noch 8 Elektronen die in 3 bindenden und 3 antibindende Orbitale gemäß Hund'scher Regel und Pauliprinzip verteilt werden müssen. Da bleiben also im Endeffekt 2 elektronen über und somit eine Bindungsordnung von 2.

Was ist überhaupt der Untrerschied zwischen bindend und antibindend? <

Diese beruhen auf der quantenmechanischen Betrachtung der Elektronen. Elektronen werden dort als Welle betrachtet und diese hat eben keinen festen Aufenthaltsort sondern einen Aufenthaltswahrscheinlichkeit die durch eine Amplitude dargestellt wird (im 3 dimensionalen sind es eben die bekannten Orbitale). Will man nun zwei Elektronen zusammen bringen, muss man ihre Aufenthaltswahrscheinlichkeit addieren. Dabei gibt es zwei Möglichkeiten: die symmetrische und die unsymmetrische Kombination. Die unsymmetrische Kombination führt zu einem Knoten zwischen den Kernen, das heißt, dass es zwischen den Kernen einen Bereich gibt, wo die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen null ist und somit das MO antibindend ist (Elektronen die dort landen destabilisieren die Bindung). Die symmetrische Kombination führt zu einer Erhöhung der Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen zwischen den Kernen und somit ist das MO bindend und stabilisierend (kann man sich ganz einfach vor Augen führen: Die Elektronen schirmen die Kerne gegeneinander ab und somit wird die potentielle Energie gesenkt und Energieminima sind Synonym zu Stabilität zu sehen). Es gibt übrigens auch sogenannte nicht-bindende Orbitale. Kommen vor allem in Metallkomplexen vor und resultieren daraus, dass das Orbital eines Atoms energetisch ziemlich allein ist oder einfach keinen Partnerorbital findet mit dem es kombinieren kann. Das Orbital behält dann auch seine Gestalt und hat keine stabilisierende oder destabilisierende Wirkung.

Man darf hier nie vergessen, dass das alles theoretische Modelle sind und nichts mit der Wirklichkeit zu tun hat.

Tja, dumm gelaufen, hab wohl den falschen Knopf gedrückt. Meine Antwort war eigentlich als Kommentar zu deiner Antwort gedacht.

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Erst mal schönen Dank, dass du mir die weitergehenden Erläuterungen erspart hast.

Daher will ich nur eine Sachen präzisieren:

Nicht der Wert der Wellenfunktion gibt die Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons an, sondern dessen Quadrat. Das ist schon für Atomorbitale wichtig, sofern sie Knotenflächen haben. Denn an denen wechselt das Vorzeichen der Wellenfunktion. Das Quadrat ist aber immer positiv (oder null).

Und bei der Überlagerung wird zuerst die Summe oder Differenz der Wellenfunktionen gebildet, und dann quadriert. Bei antibindenden Molekülorbitalen subtrahiert, sodass zwischen den Atomen der absolute Wert recht gering ist, und das Quadrat natürlich auch. Die Maxima der Aufenthaltswahrscheinlichkeit liegen als links vom linken und rechts vom rechten Kern. Daher zeiehen sie die Kerne auseinander.

Stimm, das Quadrat war es. Danke.

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Jaja bindend und antibindend und nichtbindend und am Ende ganz unverbindlich!

Bindende Orbitale sind energetisch günstige Aufenthaltsorte zwischen den Atomen, antibindende wiederum sind energetisch ungünstige. Nicht-bindende haben keinen Einfluss auf die Bindung.

Es kommt immer darauf an, welche Vorzeichen der Atomorbitale aufeinander treffen. Die Vorzeichen kommen aus der physikalischen Chemie, besser gesagt dem LCAO-Ansatz (linear combination of atom orbitals). Gleiche Vorzeichen führen zu einer energetischen Absenkung, da die Orbitale überlappen können, ungleiche Vorzeichen hingegen zu einer weiteren Knotenebene und damit einem energetischen Anstieg. Das stellt man sich am besten mal geometrisch vor. Wichtig zum Überlappen ist aber auch eine geeignete Symmetrie der Orbitale. Das würde an dieser Stelle aber zu weit führen, wenn es dich interessiert, schau mal nach der Gruppentheorie.

Nun zum Sauerstoff:

Berechne doch mal die Bindungsordnung!

(bindende Valenz-Elektronen - antibindende Valenz-Elektronen) / 2

Da kommt ganz klar 2 raus, trotz der diamagnetischen Eigenschaften (ungepaarte Elektronen).

[Wie bereits gesagt: Es halten sich nur 2e- im antibindenden Orbital, siehe hier: http://de.wikipedia.org/wiki/Bindungsordnung]

dass sich in den Molekülorbitalen 2e- in einer bindenden sigma-bindung aufhaltzen, 4e- in einer bindenden pi-bindung und nochmal 4e- in der antibindenden-pi-bindung?

Da ist ein Fehler drin. Du hast 2 σ-Elektronen, 4 π-Elektronen, aber im antibindenden π* sind nur zwei Elektronen (das sind jetzt nur die MOs, die aus den 2p-AOs der Sauerstoffe gebaut sind). Ein Sauerstoffatom hat ja nur vier p-Elektronen, also hast Du insgesamt nur acht Elektronen zum Verteilen. Was Du gebaut hast, ist ein Peroxid-Anion, und das hat trara nur eine Sigma-Bindung, weil sich die beiden πs gegenseitig auffressen. ;-)

Nebenbei gesagt ist diese Analyse keineswegs erschöpfend. Wenn man es sich genauer ansieht, dann merkt man, daß man aus einer π²-Besetzung wie in diesem Beispiel drei verschiedene Zustände basteln kann. Das ist der Triplett-Grundzustand (mit ungepaarten Elektronen, technisch Triplett-Sigma-g-minus) und zwei Zustände mit gepaarten Elektronen, nämlich der Singulett-Delta (der heißt oft nur „Singulett-Sauerstoff“ und spielt eine große Rolle in der Oxidation organischer Verbindungen) und ein ziemlich instabiler Singulet-Sigma-g-plus.

Woher ich das weiß:Studium / Ausbildung – Chemiestudium mit Diss über Quanten­chemie und Thermodynamik

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