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Alt 10.07.2008, 15:50   #1   Druckbare Version zeigen
tizian  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 3
Molekülorbitale im H2O

Hallo,

Ich versuche gerade, die Molekülorbitaldarstellung des H2O (Wasser)-Moleküls hinzubekommen. Klappt leider nicht so recht :-/

Was ich weiss: H2O hat 8 Valenzelektronen. Die beiden H-Atome haben je 1 Orbital, der Sauerstoff hat 4 Orbitale. Im Molekül H2O müssen also 6 Orbitale vorhanden sein.

Im HoWi ist eine Skizze auf Seite 354(101. Aufl.), aber ich kann das nicht nachvollziehen.

Woher weiss ich, das das Molekül 4 Sigma-Orbitale hat (sigma_s und sigma_sp, jeweils bindend und antibindend) und zwei pi- Orbitale pi_x und pi_y?

Warum nicht z.B. noch ein pi_z-Orbital? Warum keine antibindenden pi-Orbitale?

Und das wichtigste: Welche Orbitale sind jetzt wie besetzt, und warum?

Wenn ich die Orbitale von unten nach oben auffülle, dann ist ja kein einziges antibindendes Orbital besetzt, und das H2O müsste superstabil sein...

Danke im Vorraus
Tizian
tizian ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 10.07.2008, 20:32   #2   Druckbare Version zeigen
Paleiko Männlich
Mitglied
Beiträge: 2.210
AW: Molekülorbitale im H2O

Im Grunde muss man es berechnen, "wissen" kann man sowas mMn nur sehr eingeschränkt an Hand von bekannten grundlegenden Beispielstrukturen.

Prinzipiell hilft es vielleicht, sich die Strukturen der Fragmente vor Augen zu halten. O hat ein s und seine 3 p-Orbitale. Um 2 sigma-Bindungen zu den H-Atomen ausbilden zu können, wirst du 2 Orbitale vom O benötigen, also jeweils einmal s und einmal p.

Die beiden (mehr oder weniger) ungenutzten (-> "nichtbindenden") p-Orbitale bezeichnet man im MO-Schema dann aus Symmetriegründen als pi-Orbitale.

Edit: Aus einem MO-Schema die Stabilität eines Moleküls abzuleiten ist ne Sache, die man mit Bedacht tun sollte. Erstens ist Stabilität immer relativ zu setzen und zweitens sind die pi-Orbitale nichtbindend, und nicht bindend. Dementsprechend werden diese auch bei nucleophilen Angriffen durch H2O verwendet.
Paleiko ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 14.07.2008, 11:00   #3   Druckbare Version zeigen
Spektro Männlich
Mitglied
Beiträge: 952
AW: Molekülorbitale im H2O

Diese Betrachtung mit S- und p- Orbitalen ist ein bisschen schwierig.... dann müsste die SigmaH-SigmaO Bindung ja auch stabiler sein als die SigmaH-Piz Bindung, also ein H-Atom stärker gebunden sein als das andere. Das ist aber nicht nachweisbar. Auch der Bindungwinkel von Wasser kann so nicht vernünftig erklärt werden.

Deshalb wurde das Konzept der Hybridisierung entwickelt. Der Sauerstoff ist im Wasser sp3 Hybridisiert (tetraedrisch).

http://de.wikipedia.org/wiki/Hybridorbital

Man sollte sich aber immer im Hinterkopf behalten, daß die zur Hybridisierung angewandte Technik reine Mathematik ist, ihre physikalische Aussagekraft dadurch begrenzt ist. Aber ist halt so schön anschaulich...
Bei der Linearkombination nimmt man nur die drei p- und das eine s-Orbital vom Sauerstoff, und mischt die so zusammen, daß vier gleiche Orbitale rauskommen, die insgesamt dieselbe Energie haben wie die Ausgangsorbitale, und die Elektronendichte ist weiterhin gleichmäßig über das ganze Atom verteilt.
Spektro ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 14.07.2008, 19:40   #4   Druckbare Version zeigen
Paleiko Männlich
Mitglied
Beiträge: 2.210
AW: Molekülorbitale im H2O

Na ja, an sich ist die Hybridisierung überflüssig, weil man letztendlich für die MO-Bestimmung ja AOs verwenden würde. Der Bindungswinkel ist da kein Problem. Aber Chemiker brauchen ja immer schöne Bildchen, aus denen sich dann auch direkt der Bindungswinkel ergibt

Das mit den Bindungen ist falsch. Es gibt zwei energetisch verschiedene, bindende Orbitale. Da beide aufgrund der Molekülsymmetrie zu beiden O-H Bindungen beitragen, können sie auch verschieden sein, ohne verschieden starke Bindungen zur Folge zu haben.
Paleiko ist offline   Mit Zitat antworten
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