Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen / Orbitalhybridisierung

1. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Quelle: fondscheck.de Was ist besonders auffällig an dieser Getränkeverpackung aus den 70er Jahren?

2. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Quelle: fondscheck.de Richtig – die Verpackung bildet ein Tetraeder.

3. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Methan 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.

4. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Quelle: www.fotocommunity.de Methan gehört zu den gasförmigen Ausscheidungen von Wiederkäuern.

5. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Quelle: wikipedia.org Der Winkel zwischen den einzelnen Atombindungen hat den Wert des perfekten Tetraeders, nämlich 109,5°.

6. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Wasser Methan Quelle: commons.wikimedia.org Quelle: wikipedia.org Auch das Wassermolekül bildet genaugenommen ein Tetraeder aus (wenn auch kein so perfektes wie das Methan), wenn man die beiden sog. freien Elektronenpaare mit hinzurechnet (siehe Pfeile, rechts oben).

7. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Wasser Methan Quelle: commons.wikimedia.org Quelle: wikipedia.org Üblicherweise gibt man die freien Elektronenpaare (wenn man sie überhaupt in die Struktur eines Moleküls mit einzeichnen möchte) genau wie die Bindungs-Elektronenpaare als Striche wieder.

8. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Die Blüte welcher agrarwissenschaftlich relevanter Pflanze ist das? Quelle: home.fotocommunity.de

9. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Quelle: home.fotocommunity.de Quelle: wikipedia Richtig – die Blüte von Solanum lycopersicum

10. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Ethen Quelle: home.fotocommunity.de Quelle: wikipedia Ethen (C2H4) ist der (ungesättigte) Kohlenwasserstoff, der die Reifung der Tomate verursacht.

11. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung 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.

12. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung s s - Bindung - Bindung 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).

13. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung s s - Bindung - Bindung [C-C] [C-C] Diese beiden Elektronen, die sich bevorzugt in der Zone zwischen den Atomkernen aufhalten, bilden eine sogenannte σ- Bindung zwischen den beiden Kernen aus.

14. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung - Bindung s s - Bindung [C-H] [C-H] s s - Bindung - Bindung [C-C] [C-C] 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 fünfσ- Bindungen ̶ eine zwischen den beiden C-Atomen und vier zwischen jeweils einem C- und einem H-Atom.

15. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Methan Zwischenfrage: über wievieleσ- Bindungen verfügt das Methan?

16. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Methan Richtig: über vier. Jede der C-H-Bindungen ist eine σ- Bindung.

17. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung ? ? s - Bindung Was für eine Art von Bindung bildet dann aber das Elektronenpaar aus, das wir im Ethen in der Abbildung rechts parallel zum Elektronenpaar der σ- Bindung als weiteres Elektronenpaar zwischen die beiden C-Atome eingezeichnet haben? Bei genauerer Betrachtung der Folie ahnen wir vielleicht schon, daß die Lösung dieser Frage etwas mit den rot eingezeichneten „Zonen“ in der Abbildung links und in der Mitte zu tun hat. Und wir erkennen unschwer, daß die beiden roten „Zonen“ oberhalb und unterhalb der hellblauen Ebene in der mittleren Abbildung das Ergebnis der räumlichen Überlappung der vier kleineren roten „Zonen“ in der linken Abbildung darstellen.

18. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung ? ? s - Bindung Diese in roter Farbe hervorgehobenen „Zonen“ geben die Aufenthaltsbereiche für jene beiden Elektronen wieder, für die ganz offensichtlich kein Platz mehr im Bereich der Kernverbindungsachse ist, sondern die ihre bevorzugten Aufenthaltsbereiche außerhalb jener Kernverbindungsachse wählen müssen. Streng genommen haben die Elektronen aber nur eine sehr eingeschränkte Wahl, wo sie sich am liebsten aufhalten möchten.

19. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung ? ? s - Bindung Der Aufenthaltsort unterliegt nämlich den Gesetzen der Quantenmechanik. Anders ausgedrückt: das, was in der linken Abbildung im rechteckigen Kästchen abgebildet ist, stellt die Antwort auf eine Anfrage an den Computer dar. Diese beiden hantelförmigen Lappen sind die dreidimensionale Lösung der Aufgabe, uns den bevorzugten Aufenthaltsbereich eines der beiden Elektronen räumlich wiederzugeben, und zwar als Ergebnis einer quantenmechanischen Berechnung (also letzten Endes einer relativ komplizierten mathematischen Gleichung). „Bevorzugt“ heißt: unter Berücksichtigung des Umstands, daß Elektronen es möglichst „bequem“ haben möchten, d.h. sie streben danach, ein möglichst niedriges Energieniveau einzunehmen.

20. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung p-Orbital am C-1 p-Orbital am C-2 p - Bindung p - Bindung s s - Bindung - Bindung Man nennt solche „Zonen“ im Übrigen Orbitale. Die hier rot eingezeichneten Orbitale liegen ganz offensichtlich außerhalb der Kernverbindungsachse. Wir bezeichnen sie als p-Orbitale. Dazu aber mehr auf einer der folgenden Folien. 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.

21. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung p - Bindung p - Bindung s s - Bindung - Bindung Diese beiden Elektronen der π–Bindung tragen zwar auch einen gewissen Anteil zum Zusammenhalt der Atomkerne bei, aber eben keinen so großen wie die beiden Elektronen der σ- Bindung. Letztere haben in dieser Hinsicht eben den Vorteil, daß die Überlappungszone ihrer Orbitale (wir kommen noch darauf zu sprechen) optimal auf der Achse zwischen den Kernen liegt. Die beiden Elektronen der π–Bindung haben aber einen anderen, chemisch gesehen großen Vorteil: Sie können sich von der Aufgabe, mit für den Zusammenhalt der Atomkerne zu sorgen, jederzeit verabschieden, ohne daß deswegen das Molekül auseinanderbrechen würde.

22. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung p - Bindung p - Bindung s s - Bindung - Bindung Sie haben dadurch die unschätzbare Freiheit, mit geeigneten Reaktionspartnern in eine Wechselwirkung zu treten und sich dorthin zu bewegen, wo negative Ladungsdichte in Form von Elektronen benötigt wird. Dieses Grundprinzip „An welcher Stelle hat mein Reaktionspartner einen Mangel an Ladungsdichte?“ und „Kann ich meine beweglichen π–Elektronen problemlos an diese Stelle verschieben und dem Reaktionspartner damit aus dem elektronischen Dilemma helfen?“ taucht in einer Vielzahl von chemischen Reaktionen auf, die wir noch kennenlernen werden.

23. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung p - Bindung Bindungswinkel s - Bindung ca. 120° In einem Molekül mit einer C=C-Doppelbindung wie dem Ethen würde der ideale Bindungswinkel bei gleicher Größe der Atome exakt 120° betragen. Da im Ethen die H-Atome etwas weniger Platz im Raum einnehmen als ein C-Atom, weichen die Werte für die Bindungswinkel geringfügig von diesem Idealwert ab. Sie liegen aber dennoch nach wie vor in der Größenordnung von 120°.

24. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung p - Bindung Bindungslänge der C=C-Doppelbindung s - Bindung 134 pm Der Abstand der Kerne der beiden C-Atome beträgt in einer C=C-Doppelbindung 1,34 x 10-10 m (= 134 pm).

25. Hydrierung Ethan Ethen Ethin Dehydrierung 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).

26. Hydrierung Ethan Ethen Ethin 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).

27. Bindungswinkel ca. 109,5° Ethan Bindungswinkel 180° Ethen Ethin 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°.

28. Bindungswinkel ca. 109,5° Bindungswinkel ca. 120° Ethan Bindungswinkel 180° Ethen Ethin Zur Wiederholung des bereits Gelernten: Die Bindungswinkel im Ethen liegen in der Größenordnung von 120°.

29. C–C-Einfachbindung: 154 pm C=C-Doppelbindung: 134 pm Ethan C≡C-Dreifachbindung: 120 pm Ethen Ethin 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.

30. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Warum haben wir im Methan bzw. Ethan Tetraederwinkel von 109,5° zwischen den Bindungen vorliegen? Und warum im Ethen 120°-Winkel? Und im Ethin 180°-Winkel? ? ? ?

31. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Eine anschauliche Antwort auf diese Fragen wäre: Weil die Bindungspartner zu dem entsprechenden C-Atom, von dem die jeweiligen Bindungen ausgehen, es möglichst „bequem“ haben und einen maximalen Abstand zueinander einnehmen möchten. Eine kurze Überprüfung geometrischer Gesetzmäßigkeiten bestätigt uns, daß im Fall von vier Bindungspartnern für den Kohlenstoff (Methan; Ethan) das Tetraeder mit Winkeln von 109,5° den maximalen Abstand dieser Bindungspartner garantiert, im Fall von drei Bindungspartnern (Ethen) ist dies die planare Anordnung mit 120°-Winkeln und im Fall von lediglich zwei Bindungspartnern (Ethin) die lineare Anordnung mit 180°-Winkeln. Es bleibt aber nach wie vor die Frage bestehen: Wie schafft es der Kohlenstoff, diese optimalen Bindungswinkel hinzubekommen???

32. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Um diese Frage zu beantworten, greifen wir zu einem anschaulichen Vergleich aus dem Alltagsleben. Stellen wir uns vor, wir hätten in unserer Hausbar eine Flasche Rum. Und in unserem Kühlschrank drei Dosen Cola.

33. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Und ganz unten, im Keller, lagern als Souvenirs aus einem Urlaub in Griechenland noch zwei Amphoren mit geharztem Rotwein.

34. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Wohlgemerkt – die Amphoren dümpeln ganz unten im Keller vor sich hin. Für einen spontanen Umtrunk im Freundeskreis wollen wir sie nicht berücksichtigen.

35. Nun stellen wir uns folgende Situation vor: Für einen spontanen Besuch von drei Freunden möchten wir die Getränke anbieten, die wir oben in der Wohnung zur Verfügung haben. Inklusive Gastgeber sind wir also zu viert. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung

36. Es wäre sicher nicht angebracht, einem von uns vieren die Flasche mit dem Rum hinzustellen und den anderen dreien die Cola-Dosen vorzusetzen. Sinnvoller wäre es eher, aus den Getränkevorräten in der Wohnung vier Gläser „Cuba libre“ zu mixen (siehe Abbildung rechts). Die beiden Amphoren lassen wir nach wie vor dort, wo sie sind, nämlich im Keller. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung

37. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Nun sollte so langsam geklärt werden, was unser spontaner Konsum von Longdrinks mit der Orbitalhybridisierung eines Kohlenstoffatoms zu tun hat. Zählen wir einmal die gesamten Getränkebehältnisse durch, die wir in Wohnung plus Keller zur Verfügung haben: 1 Flasche Rum + 3 Dosen Cola + 2 Amphoren Rotwein = 6 Getränkebehältnisse.

38. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Die Zahl 6 entspricht auch der Zahl der Elektronen in einem einzelnen Kohlenstoffatom 

39. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Der Keller, in welchem sich die beiden Amphoren befinden, entspricht dem energetisch niedrigsten Aufenthaltsbereich (= Orbital) für Elektronen in einem Atom, dem sogenannten 1s-Orbital. Die Kugelform eines s-Orbitals (siehe unten links) ist ebenso wie die Form der p-Orbitale (siehe Folie Nr. 19) das dreidimensionale Ergebnis einer quantenmechanischen Berechnung.

40. Und ebenso wie jedes andere Orbital kann das 1s-Orbital maximal zwei Elektronen unterbringen. Ein Orbital muß natürlich nicht immer maximal gefüllt sein. Es kann auch leer sein oder nur ein Elektron „beherbergen“. Die Belegung mit Elektronen wird mit kleinen Pfeilen symbolisiert (siehe unten links). Enthält das Orbital zwei Elektronen, so werden die Spitzen der Pfeile (wie hier in der Abbildung) entgegengesetzt ausgerichtet. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung

41. Mit der Doppelbelegung des 1s-Orbitals ist die sog. erste „Schale“ des Kohlenstoffatoms bereits gefüllt. Mehr geht nicht, zumindest nicht in der ersten Schale – dies legt die Quantentheorie zwingend fest. Diese Belegung des einzigen Orbitals der 1. Schale mit zwei Elektronen (man spricht offiziell von der Elektronen-konfiguration) entspricht der des Edelgases Helium und somit einem relativ stabilen Elektronenzustand (Edelgase sind stabil; das erkennt man daran, daß sie sich als einzelne Atome selbst genügen und nur unter verschärften Bedingungen bereit sind, mit Reaktionspartnern Bindungen einzugehen). Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung

42. Die vier Elektronen, die nun nachfolgend noch einzubauen sind, haben im „ruhigen“ (= stabilen) Keller (= 1. Schale) keinen Platz mehr und müssen oben in die Wohnung (= 2. Schale) ausweichen. Auch wenn es dort etwas weniger ruhig (= weniger stabil) ist, so ist doch zumindest mehr Platz, was die Anzahl an Orbitalen betrifft. Der kleine Nachteil ist allerdings, daß die Aufenthaltsräume (= Orbitale) oben in der Wohnung (= 2. Schale) unterschiedlich bequem (= stabil) sind. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung

43. Das energieärmste und daher stabilste Orbital der 2. Schale ist wieder ein s-Orbital mit typischer Kugelform. Da es sich um ein Orbital der 2. Schale handelt, wird es als 2s-Orbital bezeichnet. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung

44. 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. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung 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. 2px 2py 2pz *) 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. 2 s 1 s

45. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Die Elektronen Nr. 3 und 4 unseres Kohlenstoffatoms suchen sich natürlich den bequemsten (= energieärmsten) Aufenthaltsbereich in der zweiten Schale aus, nämlich das 2s-Orbital. Auch hier werden die Pfeile, die die beiden Elektronen symbolisieren, in entgegengesetzte Richtung gezeichnet.

46. Vor einer etwas schwierigen Entscheidung stehen die letzten beiden Elektronen Nr. 5 und 6 – sollen sie sich ebenfalls für eine Doppelbelegung eines der p-Orbitale entscheiden, oder, nachdem die Orbitale ja ohnehin einen gleichen Komfort (= gleiches Energieniveau) aufweisen, für eine Einzelbelegung zweier p-Orbitale? Es ist auch in diesem Fall die Quantenmechanik, die ihnen die Entscheidung abnimmt: Energiegleiche Orbitale werden zunächst einzeln besetzt! Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung Die beiden Pfeile, die jene einzelnen Elektronen symbolisieren, werden, wie die Abbildung links zeigt, in paralleler Ausrichtung gezeichnet.

47. Somit wäre auf den ersten Blick für stabile Verhältnisse gesorgt. Zumindest, was das einzelne Kohlenstoffatom betrifft. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung

48. Tritt jedoch ein potentieller Reaktionspartner wie z.B. gasförmiger Wasserstoff auf den Plan, dann ist es mit den hier beschriebenen stabilen Verhältnissen vorbei. Jetzt hat das Kohlenstoffatom nämlich 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. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung

49. 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. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung

50. 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. Chemische Bindung in Kohlenwasserstoffen /Orbitalhybridisierung 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.