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Bindungsverhältnisse des Methans

Für die Bildung eines Molekülorbitals zwischen zwei Atomen werden je Atom ein ungepaartes Elektron benötigt.
Problem:
Im Grundzustand des Kohlenstoffatoms gibt es nur zwei ungepaarte Elektronen, d.h es dürfte eigentlich nur zwei Bindungen geben. Es gibt in Methan aber vier Bindungen.
Lösung:
Ein 2s-Elektron wird durch energetische Anregung in das 2pz-Orbital angehoben. Dadurch sinken die halbbesetzten 2p-Orbitale ab und vermischen (hybridisieren) sich mit dem 2s-Orbital zu vier sp3-Hybridorbitalen. Diese sind einfach besetzt und energetisch identisch.


Energiediagramme von Kohlenstoff im Grund- und im angeregten Zustand, Skizze von A.N.


Die Form der sp3-Hybridorbitale ist folgender Skizze zu entnehmen:


Entstehung eines sp3-Hybridorbitals, Skizze von A.N.


Diese vier sp3-Hybridorbitale ordnen sich aufgrund von gegenseitiger Abstoßung zu einem regelmäßigen Tetraeder an. Der Winkel zwischen den Orbitalen beträgt 109,5°. Er wird Tetraederwinkel genannt.


Tetraeder des Methanmoleküls, Skizze von A.N.


Die Wasserstoffatome mit ihren 1s-Atomorbitalen bilden durch Überlagerung mit den einfach besetzten sp3-Hybridorbitalen vier identische Molekülorbitale, deren Bindungwinkel 109,5° beträgt.
Da die Bindung rotationssymmetrisch bezüglich der Kern-Kern-Verbindungsachse ist, handelt es sich um vier π-Bindungen.

Zeichnungen von A.N., Text von Y.A. und Herrn Ecker 5.4.2014



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