Chemische Bindung in ... - emas.uni- .unterschiedlichen Material (ein 2s-Orbital und drei p-Orbitale)

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  • Methan

    H

    C H

    H

    H

    Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen / Orbitalhybridisierung

    Der einfachste Kohlenwasserstoff, das Methan, gehört zu den gasförmigen Ausscheidungsprodukten von Wiederkäuern.

    Das Methanmolekül weist die Struktur eines idealen Tetraeders auf.

    (Alle vier H-Atome bilden die Ecken dieses Tetraeders, in dessen Zentrum sich das C-Atom befindet).

    Quelle: www.fotocommunity.de

  • Methan

    H

    C H

    H

    H

    Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen / Orbitalhybridisierung

    Rein theoretisch könnten wir Methan aus seinen Elementen herstellen.

    Frage: Wie schafft es das Kohlenstoff-Atom, seine Reaktionspartner, die vier H-Atome, in die Ecken eines Tetraeders zu plazieren?

  • Kern eines C-Atoms (Isotop 12C)

    Elektronen (stark vergrößerte Wiedergabe)

    Betrachten wir zur Klärung dieser Frage zunächst, wie die insgesamt sechs Elektronen des C-Atoms um dessen Kern herum angeordnet sind.

  • Quelle: arr-witten.de

    Die Anordnung der Elektronen um einen Atomkern unterliegt den Gesetzen der Quantenmechanik.

    Die Elektronen bewegen sich keineswegs so um den Kern wie z.B. die Planeten um die Sonne, …

  • … auch wenn das von Niels Bohr entworfene Schalenmodell einen solchen Vergleich nahelegt.

  • Die Abbildung zeigt die Schalenmodelle von Kohlenstoff (links) und dem Edelgas Neon (rechts).

    In beiden Atomen ist die erste Schale mit zwei Elektronen voll besetzt.

    Im Atom des Neons ist auch die zweite Schale voll besetzt, in diesem Fall mit acht Elektronen.

  • Quelle: wikipedia

    Innerhalb dieser Schalen haben die Elektronen bevorzugte Aufenthaltsbereiche.

    Wenn wir das Kohlenstoffatom nach dem Baukastenprinzip konstruieren könnten, würden wir im ersten Schritt ein Elektron in die leere Hülle um den Atomkern einbauen.

  • Quelle: wikipedia

    Wir gehen von dem Fall aus, daß wir dieses Elektron fotographieren und das Bild auf eine Klarsichtfolie projizieren könnten.

    Mehrere Hundert dieser Klarsichtfolien übereinandergelegt würden den mit dem Pfeil markierten kugelförmigen Haufen in der Abbildung links oben ergeben.

  • Quelle: wikipedia

    Wenn man auf diesen übereinandergelegten Klarsichtfolien die 10% „Ausreißer“ ganz außen in der Peripherie wegrechnet und sich auf die 90% der Aufnahmen beschränkt, die das Elektron in Kernnähe zeigen, dann erhält man die Form einer Kugel (siehe Pfeil).

    Das gleiche Ergebnis würde man erhalten, wenn man die (Wellen-) Eigenschaften des Elektrons in Form einer mathematischen Gleichung ausdrückt und einen mit entsprechender Software ausgestatteten Rechner anweist, das Ergebnis der Lösung dieser Gleichung in dreidimensionaler Form wiederzugeben.

  • Quelle: wikipedia

    Solche bevorzugten Aufenthaltsbereiche, die als dreidimensionale geometrische Figuren wiedergegeben werden können, nennt man Orbitale (abgeleitet vom englischen Ausdruck „orbit“).

    Die Orbitale mit einer Kugelform, so wie das hier mit einem Pfeil markierte Orbital für das allererste Elektron, bezeichnen wir als s-Orbitale.

  • Quelle: wikipedia

    Für die exakte Bezeichnung eines Orbitals wird die Ziffer der entsprechenden Schale (hier: die „1“) dem Buchstaben (hier: „s“) vorangestellt.

    Das Orbital, in dem das erste (und, wie wir auf einer der nächsten Folien sehen werden, auch das zweite) Elektron untergebracht werden, trägt demnach den vollständigen Namen „1s-Orbital“.

  • Der untere Teil der Abbildung zeigt uns die fünf Orbitale, auf die es beim Kohlenstoffatom ankommt.

    Wie wir anhand der vorangestellten Ziffer „1“ beim 1s-Orbital unschwer erkennen, ist dieses Orbital das einzige in der ersten Schale.

    Quelle: wikipedia

  • In der zweiten Schale sind insgesamt vier Orbitale untergebracht (das entsprechende s-Orbital, hier also als 2s- Orbital bezeichnet, sowie drei sogenannte p-Orbitale.

    s-Orbitale haben gemäß den Gesetzen der Quantenmechanik (auf die wir hier nicht näher eingehen) eine kugelsymmetrische Form, p-Orbitale (von denen es drei gibt, jeweils im 90°-Winkel zueinander) hingegen die Form einer Hantel.

    Quelle: wikipedia

  • Die Kästchen hier rechts geben die ungefähren Energieunterschiede zwischen den Orbitalen wieder.

    Quelle: wikipedia

  • Das erste von insgesamt sechs Elektronen des C-Atoms wird in das energieärmste Orbital, das 1s-Orbital, eingebaut.

    Quelle: wikipedia

  • In diesem Orbital ist auch noch Platz für das zweite Elektron.

    Damit ist das Maximum aber bereits erreicht.

    Jedes Orbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen.

    Quelle: wikipedia

  • Quelle: edtech2.boisestate.edu

    Genauso wie zwei Schuhe „antiparallel“ besser in einen Schuhkarton passen, sind auch die beiden Elektronen in einem Orbital mit entgegengesetztem quantenmechanischem Drehimpuls untergebracht.

    Dies wird durch die Pfeile in entgegengesetzter Richtung symbolisiert.

    Quelle: wikipedia

  • Die erste Schale ist also bereits voll.

    Elektron Nr. 3 wird nun in das energieärmste Orbital der zweiten Schale eingebaut, also in deren 2s-Orbital (ebenfalls kugelförmig, nur größer)

    Quelle: wikipedia

  • Dieses Orbital kann auch noch Elektron Nr. 4 aufnehmen (ebenfalls mit antiparallelem Kerndrehimpuls).

    Quelle: wikipedia

  • Elektron Nr. 5 wird im ersten der drei energiegleichen 2p-Orbitale untergebracht …

    Quelle: wikipedia

  • Quelle: wikipedia

    … und Elektron Nr. 6 im zweiten dieser drei energiegleichen 2p-Orbitale.

    Man beachte: sind mehrere Orbitale in einem Atom energiegleich, so werden sie zunächst einfach mit Elektronen besetzt. („Hundsche Regel“).

    Friedrich Hund (1896 – 1997)

    Quelle: wikipedia

  • Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen / Orbitalhybridisierung

    Die unten stehende Abbildung gibt den Basissatz der insgesamt fünf Orbitale in der ersten und der zweiten Schale des C-Atoms inklusive der untergebrachten sechs Elektronen (durch Pfeile symbolisiert) wieder.

    1s-Orbital

    2s-Orbital

    2px-, 2py und 2pz-Orbitale

  • Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen / Orbitalhybridisierung

    Tritt ein potentieller Reaktionspartner wie z.B. gasförmiger Wasserstoff auf den Plan, dann hat das C-Atom für den Fall, daß der Wasserstoff in ausreichender Menge zur Verfügung steht, aus rein energetischen Gründen ein großes Interesse: mit seinen Elektronen der äußeren Schale möglichst viele Bindungen zu möglichst vielen Wasserstoffatomen auszubilden.

  • Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen / Orbitalhybridisierung

    Wir müssen dabei immer berücksichtigen, daß das C-Atom Bindungen zu anderen Atomen ausschließlich über seine Valenzelektronen tätigen kann, also über die vier Elektronen in der äußeren (im Fall des C-Atoms der zweiten) Schale.

    Die beiden Elektronen im 1s-Orbital spielen für Bindungen keine Rolle! Sie dienen lediglich zum Ladungsausgleich der positiv geladenen Protonen im Atomkern.

  • Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen / Orbitalhybridisierung

    Wir halten fest:

    Da sich in der äußeren Schale des Kohlenstoffatoms vier Elektronen befinden (die sogenannten Valenzelektronen), können vom C-Atom aus maximal vier Bindungen zu H-Atomen ausgebildet werden.

    Das Ergebnis wäre in diesem Fall der einfachste Kohlenwasserstoff mit der Formel CH4, das Methan.

  • Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen / Orbitalhybridisierung

    Damit tatsächlich vier H-Atome gebunden werden können und nicht nur zwei, müssen die beiden Elektronen im 2s-Orbital ihr Dasein im „Doppelbett“ des 2s-Orbitals beenden.

    Eines dieser beiden Elektronen muß in das bislang leere dritte p-Orbital umziehen.

    Dies erfordert zwar Energie, aber ohne eine solche Investition kann es nicht zur Ausbildung der gewünschten vier Bindungen kommen.

    Wir dürfen nicht vergessen: mit der Ausbildung jeder neuen Bindung geht ein beträchtlicher Energiegewinn für das gebildete Molekül einher.

    Ohne die vorherige Investition eines kleineren Energiebetrags zum Hochhieven eines Elektrons auf ein höheres Energieniveau (vom Niveau des 2s- auf das Niveau eines p-Orbitals) kann der Maximalgewinn an Energie durch Ausbildung von vier C-H-Bindungen nicht realisiert werden.

  • Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen / Orbitalhybridisierung

    H H H – H

    An dieser Stelle wollen wir einen ganz kurzen Exkurs zur Natur der Bindung zwischen zwei Atomen einschieben:

    Damit eine solche Atombindung zustande kommt, müssen entsprechende Orbitale der beiden Reaktionspartner miteinander überlappen.

    Einfachstes Beispiel: die Überlappung zweier 1s-Orbitale von Wasserstoffatomen unter Ausbildung der Atombindung in einem Wasserstoffmolekül:

  • Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen / Orbitalhybridisierung

    H H H – H

    ..

    Die Abbildung rechts unten soll die Überlappung der beiden 1s-Orbitale etwas vergrößert veranschaulichen.

    In dieser Überlappungszone halten sich die Bindungselektronen auf.