Methan Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen / Orbitalhybridisierung Ein klassisches Tetraeder finden wir auch in der Struktur des einfachsten Kohlenwasserstoffs,

Methan

H

C

HH

H

Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung

Ein klassisches Tetraeder finden wir auch in der Struktur des einfachsten Kohlenwasserstoffs, dem Methan.

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

C C

H

H

H

H

Ethen

Quelle: home.fotocommunity.deQuelle: wikipedia


Ethen (C2H4) ist der (ungesättigte) Kohlenwasserstoff, der die Reifung der Tomate verursacht.

C C

H

H

H

H


Im Ethen liegen sämtliche Atome (= zwei C-Atome sowie vier H-Atome) in der gleichen Ebene.

Die Abbildungen links und in der Mitte zeigen diese Ebene als hellblaue Fläche.

C C

H

H

H

H

- Bindungs


- Bindungs

Zwischen zwei Atomen innerhalb eines Moleküls, egal, ob dies Methan, Ethan, Ethen oder ein anorganisches Molekül wie der Sauerstoff ist, muß es immer genau ein Elektronenpaar geben, welches die alleinige Aufgabe hat, die beiden Atomkerne miteinander zu verknüpfen.

Damit diese beiden Elektronen ihre Aufgabe optimal erfüllen können, müssen sie sich bevorzugt irgendwo zwischen den beiden Atomkernen aufhalten (bei gleichen Atomkernen, wie hier den beiden C-Atomen des Ethens, möglichst in der Mitte).

C C

H

H

H

H

- Bindungs


- Bindungs

Diese beiden Elektronen, die sich bevorzugt in der Zone zwischen den Atomkernen aufhalten, bilden eine sogenannte σ- Bindung zwischen den beiden Kernen aus.

[C-C] [C-C]

C C

H

H

H

H

- Bindungs


- Bindungs

- Bindung- Bindungs s

Auch die Atomkerne der insgesamt vier C-H-Bindungen im Ethen müssen durch solche Elektronenpaare zusammengehalten werden.

D.h., auch hier liegen σ- Bindungen vor.

Wir halten fest: das Ethen-Molekül verfügt über insgesamt fünf σ- Bindungen ̶ eine zwischen den beiden C-Atomen und vier zwischen jeweils einem C- und einem H-Atom.

[C-C] [C-C]

[C-H] [C-H]

C C

H

H

H

H

- Bindungp- Bindungp


- Bindungs

Die hier rot eingezeichneten Aufenthaltsbereiche („Orbitale“) liegen ganz offensichtlich außerhalb der Kernverbindungsachse. Wir bezeichnen sie als p-Orbitale.

Liegen zwei p-Orbitale, wie hier im Ethen, parallel zueinander an benachbarten Atomen (Abbildung links), so können sie überlappen (Abbildung Mitte) und oberhalb sowie unterhalb der hellblau eingezeichneten Ebene eine sogenannte π–Bindung ausbilden.

- Bindungs

p-Orbital am C-1

p-Orbital am C-2

C C

H

H

H

H

Bindungslänge der C=C-Doppelbindung

134 pm


- Bindungs

- Bindungp

Der Abstand der Kerne der beiden C-Atome beträgt in einer C=C-Doppelbindung 1,34 x 10 -10 m (= 134 pm).

C C

H

H

H

H

H H_

C C HH

Ethen

Ethan

Ethin

Mit Hilfe geeigneter Katalysatoren (wie z.B. feinverteiltem Platinmetall) können wir elementaren Wasserstoff an eine C=C-Doppelbindung addieren (= Hydrierung; siehe Abbildung oben), was uns zu den Alkanen mit einer entsprechenden C-C-Einfachbindung bringt (in diesem Fall ist das Hydrierungsprodukt der gesättigte Kohlenwasserstoff Ethan).

Hydrierung

Dehydrierung

H H+

C C

H

H H

H

H

H

C C

H

H

H

H

H H_

C C HH

Ethen

Ethan

Ethin

Hydrierung

Dehydrierung

Wir können aber mit den gleichen Katalysatoren in Abwesenheit von Wasserstoff auch ein H2-Molekül aus dem Ethen entfernen.

Dieser Vorgang wird als Dehydrierung bezeichnet (siehe Abbildung unten).

Er führt uns zur C≡C-Dreifachbindung und zur Verbindungsklasse der Alkine (hier: Ethin C2H2).

H H+

C C

H

H H

H

H

H

C C

H

H

H

H

H H_

C C HH

Ethen

Ethan

Ethin

Bindungswinkel ca. 109,5°

Bindungswinkel 180°

Die Bindungswinkel im Ethan kennen wir bereits. Sie liegen mit ca. 109,5° in der Größenordnung des idealen Tetraederwinkels, den wir vom Methan kennen.

Im Ethin liegen sämtliche Atome (zwei C-Atome und zwei H-Atome) auf einer Linie.

Der Bindungswinkel im Ethin ergibt sich somit aus den Gesetzen der Geometrie zu exakt 180°.

H H+

C C

H

H H

H

H

H

C C

H

H

H

H

H H_

C C HH

Ethen

Ethan

Ethin

Bindungswinkel ca. 109,5°

Bindungswinkel 180°

Bindungswinkel ca. 120°

Zur Wiederholung des bereits Gelernten:

Die Bindungswinkel im Ethen liegen in der Größenordnung von 120°.

H H+

C C

H

H H

H

H

H

C C

H

H

H

H

H H_

C C HH

Ethen

Ethan

Ethin

C–C-Einfachbindung: 154 pm

C≡C-Dreifachbindung: 120 pm

C=C-Doppelbindung: 134 pm

Daß die Länge der C=C-Doppelbindung im Ethen 134 pm beträgt, wissen wir bereits.

Die C-C-Einfachbindung ist mit 154 pm länger als die Doppelbindung, die C≡C-Dreifachbindung ist mit 120 pm kürzer.

H H+

C C

H

H H

H

H

H


Diese Abbildung zeigt die Energieniveaus der Orbitale im Grundzustand des C-Atoms (ganz unten: das 1s-Orbital).

Auf einem etwas höheren Energieniveau als das 2s-Orbital sind die drei weiteren Orbitale der 2. Schale.

Auch hier läßt sich der bevorzugte Aufenthaltsraum für Elektronen mit Hilfe einer mathematischen Gleichung auf dem Papier bzw. im Dreidimensionalen wiedergeben.

Das Ergebnis dieser quantenmechanischen Berechnung, nämlich eine Hantelform, sollte uns bekannt vorkommen: Wir erkennen am Vergleich mit Folie Nr. 19, daß es sich um drei p-Orbitale handelt.

Auch wenn diese drei p-Orbitale in drei unterschiedliche Richtungen des dreidimensionalen Raums zeigen (wir bezeichnen sie je nach räumlicher Ausrichtung als px-, py- und pz-Orbital*), so sind sie doch immerhin energiegleich.

1 s

2 s

2 px 2 py 2 pz

*) Die Ziffer „2“ vor 2 px, 2 py und 2 pz kann bei unseren Erläuterungen weggelassen werden, da wir die p-Orbitale höherer Schalen (wie z.B. beim Phosphor in der 3. Periode) nicht in Betracht ziehen.


Die Elektronen Nr. 3 und 4 des Kohlenstoffatoms belegen den energieärmsten Aufenthaltsbereich in der zweiten Schale, nämlich das 2s-Orbital.

Die Pfeile, die die beiden Elektronen symbolisieren, werden in entgegengesetzter Richtung gezeichnet.


Die letzten beiden Elektronen Nr. 5 und 6 belegen zwei energiegleiche Orbitale, die zunächst einzeln besetzt werden.

Die beiden Pfeile, die jene einzelnen Elektronen symbolisieren, werden, wie die Abbildung links zeigt, in paralleler Ausrichtung gezeichnet.


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, ein großes Interesse: mit seinen Elektronen der äußeren Schale möglichst viele Bindungen zu möglichst vielen Wasserstoffatomen auszubilden.


Da sich in der äußeren Schale des Kohlenstoffatoms vier Elektronen aufhalten (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.


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 der 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.


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:


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.


Für das C-Atom und sein Angebot an vier H-Atome als potentielle Bindungspartner bedeutet dies:

Die Bereitschaft des C-Atoms, vier einzelne Außenelektronen zur Verfügung zu stellen, reicht alleine nicht aus.

Damit würde das C-Atom zwar alle vier H-Atome mit jeweils einer Bindung „versorgen“, aber die Gäste des C-Atoms, eben diese vier H-Atome, sind nur dann zufrieden, wenn das Orbital des C-Atoms, mit denen ihr einzig vorhandenes Orbital (ein 1s-Orbital) überlappen soll, den anderen drei vom C-Atom zur Verfügung gestellten Orbitalen in jeder Hinsicht gleichwertig ist.

vier energetisch und räumlich gleichwertige Orbitale !


Für die Lösung dieses Problems müssen wir wieder die Mathematik und den Computer bemühen.

Wir geben als die zu lösende Aufgabe vor, aus dem bisher vorhandenen energetisch und von der Form her unterschiedlichen Material (ein 2s-Orbital und 3 p-Orbitale) durch einen kompletten Umbau vier absolut gleichwertige Ergebnisse zu konstruieren.

vier energetisch und räumlich gleichwertige Orbitale !


Die Abbildung rechts zeigt das Ergebnis, nämlich vier absolut gleichwertige sp3-Hybridorbitale.


Jetzt muß nur noch die räumliche Ausrichtung jener sp3-Hybridorbitale berücksichtigt werden.

Die H-Atome wünschen den maximalen Abstand zueinander, damit das CH4 maximale Stabilität hat.

Die sp3-Hybridorbitale müssen sich also in Richtung der vier Ecken eines Tetraeders erstrecken.


Ein C-Atom verbindet sich mit vier H-Atomen (siehe rechts oben).


Die vier Elektronenpaare der σ–Bindungen zwischen C und den H‘s halten sich in den entsprechenden Überlappungszonen auf.


Die vier Elektronenpaare der σ–Bindungen zwischen C und den H‘s halten sich in den entsprechenden Überlappungszonen auf.

Wir merken uns: Hat ein C-Atom wie im Methan vier Bindungspartner, so ist es sp3-hybridisiert.[1 x s + 3 x p 4 x sp3]


Bildet das Kohlenstoffatom nicht mit vier Bindungspartnern Atombindungen aus, sondern lediglich mit dreien, so ist das Ergebnis dieser Mischung drei völlig gleichwertige sp2-Hybridorbitale.

sp2-HO

sp2-HO

sp2-HO

px-Orbital (nicht hybridisiert)


Auch in diesem Fall sind die potentiellen Bindungspartner anspruchsvoll: man will nicht nur energetisch und von der äußeren Form her gleichbehandelt werden, sondern auch maximalen Abstand voneinander pflegen.

Dies läßt sich nur in einer planaren Anordnung der drei sp2-Hybridorbitale mit Winkeln zueinander in der Größenordnung von 120° umsetzen (oder exakt 120°, wenn alle drei Bindungspartner gleich sind, z.B. drei weitere Kohlenstoffatome).


Wir konstruieren aus dem uns zur Verfügung stehenden Orbitalsatz zweier C-Atome zunächst die Überlappungszone für die σ–Bindung zwischen den beiden C-Atomen:

2 x


Das Ergebnis sieht wie folgt aus (siehe Abbildung rechts).

2 x


Zusätzlich zur Überlappungszone der σ–Bindung können wir den Überlappungsbereich der π–Bindung wiedergeben.

Ganz rechts wird er oberhalb und unterhalb der Ebene als Verschmelzung der beiden Hantelhälften in rot dargestellt, in der Abbildung darunter durch jeweils einen schwarzen Balken.

2 x


Im Ethen kommen nun vier H-Atome als Bindungspartner hinzu (mit jeweils einem 1s-Orbital).

2 x


2 x

Als Ergebnis liegen im fertigen Ethen insgesamt fünf σ–Bindungen vor und eine π–Bindung.

σ-Bindung C-H

σ-Bindung C-H

σ-Bindung C-C

π-Bindung C-C


2 x

Als Ergebnis liegen im fertigen Ethen insgesamt fünf σ–Bindungen vor und eine π–Bindung.

σ-Bindung C-H

σ-Bindung C-H

σ-Bindung C-C

π-Bindung C-C

Wir merken uns: Hat ein C-Atom wie im Ethen drei Bindungspartner, so ist es sp2-hybridisiert. [1 x s + 2 x p 3 x sp2]


Soll das C-Atom lediglich zwei Bindungspartner haben, so wird neben dem obligatorischen 2s-Orbital nur ein einziges der p-Orbitale in die Hybridisierung einbezogen.


Das Ergebnis dieser Mischung sind zwei energetisch und von der Form her identische sp-Hybridorbitale (beide hochgestellten Ziffern „1“ werden weggelassen, das Mischorbital wird also nicht etwa als s 1p1-Hybridorbital bezeichnet).

Auch in diesem Fall wird aber dem Anspruch beider potentieller Bindungspartner Genüge geleistet:

Der Winkel, den die beiden sp-Hybridorbitale zueinander einnehmen, ist ein gestreckter 180°-Winkel.


Wir konstruieren nunmehr die Überlappungszone für die beiden Bindungselektronen der σ–Bindung im Ethin C2H2.

2 x


Die Abbildung zeigt das Ergebnis.

2 x


Da wir im Fall der sp-Hybridisierung gleich zwei p-Orbitale eines jeden C-Atoms aus dem Mixer herausgehalten haben, stehen diese unverändert zur Verfügung und können mit den entsprechenden p-Orbitalen des benachbarten C-Atoms Überlappungsbereiche ausbilden.

2 x


Man beachte: die beiden p-Orbitale eines jeden C-Atoms stehen im 90°-Winkel zueinander (entsprechend der Orientierung der beiden Ebenen in der Abbildung rechts).

2 x


Damit wir das Ethin-Molekül vervollständigen können, müssen zwei H-Atome als Bindungspartner hinzukommen …

2 x


… und ihr 1s-Orbital mit dem sp-Hybridorbital des Bindungspartners zur Überlappung bringen.

2 x

Quelle: chemgapedia.de

Die Abbildungen hier rechts sollen die Überlappungsbereicheim Ethin etwas besser verdeutlichen …

2 x

Wir merken uns: Hat ein C-Atom wie im Ethin zwei Bindungspartner, so ist es sp-hybridisiert.[1 x s + 1 x p 2 x sp]

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Methan Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen / Orbitalhybridisierung Ein klassisches Tetraeder finden wir auch in der Struktur des einfachsten Kohlenwasserstoffs,