Dioxygenyl, O2+ Bindung?
O2+ hat eine Bindungsordnung von 2,5. Im triplet Sauerstoff O2 gibt es eine Sigma Bindung und 2 x ½ Pi Bindungen. Doch wie ist es mit dem O2+? Das Bild ist von dem Wikipediaartikel, doch kann ich nicht ausmachen ob es sich hier um eine Sigma und eine vollständige pi Bindung handelt (also gepaart) + 1x ½ π oder um 1xSigma und 3x ½ Pi Bindung, wobei 2 ½ Pi Bindungen wie bei O2 mit einem durchgehenden Lewis strich zusammengefasst. Ist meine Darstellung der oberen äquivalent wenn ich Pauling's repräsentation von "3 Elektronen Bindung" nehme?
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2 Antworten
Würde jetzt spontan behaupten, dass du bei einem O2+ einfach eines der ungepaarten Elektronen im π* raus haust. Dann hättest du ein "Monoradikal" statt ein Diradikal, aber an den anderen Bindungen dürfte sich da nichts ändern.
Puh, das ist ne gute Frage, VB ist ja jetzt nicht die gängigste Theorie für sowas. Die Schwierigkeit ist ja immer sowohl den Radikalcharakter, als auch die Doppelbindung darzustellen. Dafür gibts ja die Option mit den zwei Punkten O÷O, davon kannst ja einfach einen weglassen.
Deine Version bzw die Pauling Version mit den drei Punkten find ich insofern nicht gut, als dass du ja dann die zwei freien Elektronenpaare pro O ignorierst bzw nicht darstellst.
Hmm, ja die Darstellung O÷O habe ich auch zuerst kennengelernt, danach dann erst die Alternative "O÷÷÷O". Wenn ich bei O÷O einen Punkt weglasse, dann würde ich die Bindungsordnung ja um 0,5 verringern statt erhöhen für O2+, also meinst du "O-•O"? Das scheint mir eher O2- zu sein.
Ja irgendwie musst du ja einen Kompromiss finden. Es fallen ja schon mal 8 Elektronen weg durch die freien Elektronenpaare. Sprich, du hast nur 4 bzw 3 beim O2+ um eine Bindung darzustellen. Wird also schwierig.
Ja stimmt, letztendlich habe ich 3 zur Verfügung, da Frage ich mich wie es zu dem Bild auf dem Wikipedia Artikel kommt? https://en.wikipedia.org/wiki/Dioxygenyl?wprov=sfla1
Selber Grund wir beim Stickstoffmonoxid vermutlich, lässt sich einfach beschissen zeichnen :D
Mir fällt aber gerade auf das es gar nicht 3 sind. Im O2+ haben wir einmal
O: 2s²2px²2py¹2pz¹
O+: 2s²2px¹2py¹2pz¹
Wir haben also 6 Elektronen weg und somit 5 statt 3 Elektronen um die Bindung darzustellen.
Dann müsstest du eins bei den Elektronenpaaren weglassen.
Außerdem sind das ja die Orbitale von einem O Atom, aber nicht vom Molekül.
Also müsste es beim Kopf an Kopf überlappen der pz Orbitale erstmal eine Sigma Bindung entstehen "O-O", durch py dann eine Pi Bindung "O=O" wobei wir durch den magnetischen Charakter wissen das es ungepaart bleibt, wir also irgendwie 2x½ Pi Bindungen haben "O÷O" oder "O÷÷÷O" und weil wir jetzt noch ein freies Elektron haben, gibt es noch eine ½ Pi Bindung zwischen einem gepaarten p orbital und einen einsamen p orbital, also das was Pauling mit "3 Elektronen" Bindung bezeichnet: A• B| <-> A| B•. (Mittlerweile nennt man diese Bindung ja auch Charge Shift Bindung weil man herausgefunden hat das die Pauli repulsion bei Paulina Idee zu groß ist um zur Bindung zu führen, eher ist die Resonanz der Ladung von Bedeutung)
VB Theorie hat ja keine molekülorbitale, es wird ja nur lokalisiert beschrieben, wobei ich da auch schon durcheinander komme weil oft dann von "Sigma Bindung, π Bindung" innerhalb der VB Theorie geredet wird.
Ja eben, du kannst es zwar vernünftig beschreiben sowohl mit VB als auch MO Theorie, aber zeichnen geht irgendwie nicht so richtig xD denke da kommt der Lewis Formalismus einfach an seine Grenzen
Ich glaube man verwechselt das dann oft mit den MO's die genau so heißen, doch wird innerhalb der VB Theorie glaube damit eher die überlappung der AO's charakterisiert, ob senkrecht überlappend (π) oder linear überlappend (sigma).
Joa, dass stimmt aber irgendwie muss ich es trotzdem schaffen xD ich Versuche es jetzt wahrscheinlich tatsächlich erstmal mit "O÷÷÷•••O". Ist für eine Posterpräsentation und nimmt deutlich weniger Platz weg, nur will ich keinen absoluten Unsinn hinschreiben eher ein Prof. mich darauf anspricht und ich es nicht rationalisieren kann.
Wird schon, kannst ja eine Notiz dazu machen, dass das noch debattiert wird :D
Hoffentlich, danke! :P bin was sowas angeht immer aufgeregt, habe noch 9 Tage Zeit und das wird dann auch im Uni Foyer aufgegangen (A2 Format) und dann gibt es eine "Poster Session", mein Thema ist "Die Bindung in O2+, O2, O2-, O2--". Bin jetzt noch am Sammeln und wollte das dann halt aus der VB Theorie beleuchten, dann MO Theorie, eventuell kurz über "Charge shift" schreiben, was noch sehr neu ist und joa mehr fällt man dann auch nicht mehr ein 0wO
Denk das reicht auch für ein Poster, soll ja übersichtlich bleiben :D
Das Sauerstoff-Dikation O₂⁺ hat eine Bindungsordnung von 2½. Deshalb ist die Bindung im O₂⁺ kürzer als im O₂.
Wenn Du Dich fragst, warum weniger Elektronen mehr Bindung machen: Das oberste Elektron eines O₂ steckt in einem antibindenden Orbital, deshalb wird die Bindung stärker, sobald man es entfernt.
Und was willst Du dann wissen? Das MO-Diagramm kennst Du doch, oder?
Es geht mir um die Darstellung mittels VB Theorie und Interpretation von Pauling. Ich muss die begrenzte Darstellungskraft der Lewis Zeichnung irgendwie rationalisieren.
Oder kurz: Trifft meine Zeichnung zu, wenn "• • •" eine "3 Elektronen"/ "2c-3e"/ "½π" Bindung repräsentiert?
Außerdem liegt mein Fokus gerade auf der VB Linse statt MO Theorie.
Joa hätte ich auch gesagt, muss es nur irgendwie visualisieren aus der Sicht der VB Theorie, da sollte meine Zeichnung doch eigentlich zustreffen wenn "• • •" eine "3 Elektronen"/ "2c-3e"/ "½π" Bindung repräsentiert oder?