Hybridtypen und Mehrfachbindungen PDF

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ein Teil davon...

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Hybridtypen und Mehrfachbindungen Wir haben bereits gesehen, wie sp-Hybridisierung in Kohlenstoff dazu führt, dass die Viererpotenz im Methanmolekül kombiniert wird. Zwei solcher tetraedrisch koordinierter Kohlenstoffe können sich zu dem Molekül Ethan C2H6 verbinden. In diesem Molekül ist jeder Kohlenstoff auf die gleiche Weise wie der andere gebunden; jede ist mit vier anderen Atomen, drei Wasserstoffatomen und einem Kohlenstoffatom verbunden. Die Fähigkeit von Kohlenstoff-KohlenstoffBindungen, sich unbegrenzt und über alle Koordinationspositionen zu erstrecken, erklärt die Millionen bekannter organischer Moleküle.

Trigonale Hybridisierung in Kohlenstoff: die Doppelbindung Kohlenstoff und Wasserstoff können auch eine Verbindung Ethylen (Ethen) bilden, in der jedes Kohlenstoffatom nur mit drei anderen Atomen verbunden ist. Hier können wir Kohlenstoff als dreiwertig betrachten. Wir können diese Trivalenz erklären, indem wir annehmen, dass die Orbitalhybridisierung in Kohlenstoff in diesem Fall nicht sp3, sondern stattdessen sp2 ist; mit anderen Worten, nur zwei der drei Porbitale von Kohlenstoff vermischen sich mit dem 2sOrbital, um Hybride zu bilden; das verbleibende p-Orbital, das wir das i-Orbital nennen werden, bleibt unhybridisiert. Jeder Kohlenstoff ist an drei andere Atome in der gleichen Art von planarer trigonaler Konfiguration gebunden, die wir im Fall von Bortrifluorid gesehen haben, wo die gleiche Art von Hybridisierung auftritt. Beachten Sie, dass die Bindungswinkel um jedes Kohlenstoffatom alle 120 ° betragen.

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Dieses alternative Hybridisierungsschema erklärt, wie sich Kohlenstoff mit vier Atomen in einigen seiner Verbindungen und mit drei anderen Atomen in anderen Verbindungen kombinieren lässt. Sie kennen vielleicht die konventionelle Art, Kohlenstoff in allen seinen Verbindungen als vierwertig darzustellen; Es wird oft gesagt, dass Kohlenstoff immer vier Bindungen bildet, aber manchmal, wie im Fall von Ethylen, kann eine von diesen eine Doppelbindung sein. Dieses Konzept der Mehrfachbindung bewahrt die Idee des vierwertigen Kohlenstoffs, während es die Existenz von Molekülen zulässt, in denen Kohlenstoff eindeutig mit weniger als vier anderen Atomen kombiniert ist.

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Mehr über Sigma- und Pi-Anleihen

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Die σ (Sigma) -Bindung hat ihre maximale Elektronendichte entlang der Linie der Zentren, die die beiden Atome verbindet (unten links). Endlich gesehen ist die σBindung zylindrisch symmetrisch um die Mittellinie. Es ist eher diese Symmetrie als ihre Elternschaft, die die σ-Bindung definiert, die aus der Überlappung von zwei s-Orbitalen, von zwei p-Orbitalen, die Ende-zu-Ende angeordnet sind, oder aus einem s- und einem p-Orbitalen gebildet werden kann. Orbital. Sie können sich auch bilden, wenn sp-Hybridorbitale auf zwei Atomen Ende-zu-Ende überlappen.

Pi-Orbitale hingegen erfordern das Vorhandensein von zwei atomaren pOrbitalen an benachbarten Atomen. Am wichtigsten ist, dass die Ladungsdichte im π-Orbital oberhalb und unterhalb der molekularen Ebene konzentriert ist; es ist fast Null entlang der Linie der Zentren zwischen den zwei Atomen. Es ist diese senkrechte Orientierung in Bezug auf die molekulare Ebene (und die daraus resultierende fehlende zylindrische Symmetrie), die das π-Orbital definiert. Die Kombination einer σ-Bindung und einer π-Bindung, die sich zwischen dem gleichen Atompaar erstreckt, bildet die Doppelbindung in Molekülen wie Ethylen.

Kohlenstoff-Kohlenstoff-Dreifachbindungen: sp-Hybridisierung in Acetylen Den Überblick über das Mehrfachbonden haben wir jedoch noch nicht abgeschlossen. Kohlenstoff und Wasserstoff können noch eine weitere Verbindung bilden, Acetylen (Ethin), in der jeder Kohlenstoff nur mit zwei anderen Atomen verbunden ist: einem Kohlenstoff und einem Wasserstoff. Dies kann als ein Beispiel für zweiwertigen Kohlenstoff betrachtet werden, wird jedoch gewöhnlich dadurch erklärt, dass eine Dreifachbindung zwischen den zwei Kohlenstoffatomen geschrieben wird.

Wir nehmen hier an, dass, da zwei geometrisch äquivalente Bindungen von jedem Kohlenstoff gebildet werden, dieses Atom in Acetylen sp-hybridisiert werden muss. An jedem Kohlenstoffatom bindet ein sp-Hybrid an ein Wasserstoffatom und das andere an das andere Kohlenstoffatom und bildet das 3

σ-Bindungsgerüst des Moleküls. Zusätzlich zu den sp-Hybriden hat jedes Kohlenstoffatom zwei halbbesetzte p-Orbitale, die im rechten Winkel zueinander und zur interatomaren Achse orientiert sind. Diese beiden Sätze von parallelen und benachbarten p-Orbitalen können somit in zwei Sätze von π-Orbitalen übergehen.

Mehrfachbindungen zwischen ungleichartigen Atomen Mehrfachbindungen können auch zwischen unähnlichen Atomen auftreten. Zum Beispiel hat jedes Kohlenstoffatom in Kohlendioxid zwei nicht hybridisierte atomare p-Orbitale, und jedes Sauerstoffatom hat immer noch ein p-Orbital zur Verfügung. Wenn die beiden O-Atome auf entgegengesetzten Seiten des Kohlenstoffatoms gebracht werden, bildet eines der p-Orbitale an jedem Sauerstoff eine π-Bindung mit einem der Kohlenstoff-p-Orbitale. In diesem Fall führt die sp-Hybridisierung zu zwei Doppelbindungen. Beachten Sie, dass die beiden C-O-π-Bindungen zueinander senkrecht sind.

In ähnlicher Weise nehmen wir in Cyanwasserstoff, HCN, an, dass der Kohlenstoff sp-hybridisiert ist, da er nur mit zwei anderen Atomen verbunden ist und sich daher in einem zweiwertigen Zustand befindet. Eines der sp-HybridOrbitale überlappt mit dem Wasserstoff-1s-Orbital, während das andere Endezu-Ende mit einem der drei nicht hybridisierten p-Orbitale des Stickstoffatoms überlappt. Dies lässt uns zwei Stickstoff-p-Orbitale, die zwei zueinander senkrechte π-Bindungen zu den zwei atomaren p-Orbitalen auf dem Kohlenstoff bilden. Cyanwasserstoff enthält somit eine Einfach- und eine Dreifachbindung. Letztere besteht aus einer σ-Bindung aus der Überlappung eines Kohlenstoff-spHybridorbitals mit einem Stickstoff-p-Orbital sowie zwei zueinander senkrechten π-Bindungen, die von parallelen atomaren p-Orbitalen an den Kohlenstoff- und Stickstoffatomen herrühren.

Konjugierte Doppelbindungen 4

Wir haben gesehen, dass sich das π-Bindungsorbital in Form und Symmetrie deutlich von der σ-Bindung unterscheidet. Es gibt ein weiteres wichtiges Merkmal der π-Bindung, das insbesondere in der organischen Chemie und der Koordinationschemie weitreichende Konsequenzen hat. Betrachten wir beispielsweise ein ausgedehntes Kohlenwasserstoffmolekül, in dem abwechselnde Paare von Kohlenstoffatomen durch Doppel- und Einfachbindungen verbunden sind. Jedes nicht endständige Kohlenstoffatom bildet zwei σ-Bindungen zu zwei anderen Kohlenstoffatomen und zu einem Wasserstoffatom (nicht gezeigt). Dieses Molekül kann als eine Reihe von Ethyleneinheiten betrachtet werden, die Ende-zu-Ende miteinander verbunden sind. Jeder Kohlenstoff, der sp-hybridisiert ist, hat immer noch ein halb gefülltes atomares p-Orbital. Da diese p-Orbitale an benachbarten Kohlenstoffatomen alle parallel sind, können wir erwarten, dass sie miteinander wechselwirken, um π-Bindungen zwischen alternierenden Paaren von Kohlenstoffatomen zu bilden.

Aber da jedes Kohlenstoffatom ein halb gefülltes p-Orbital besitzt, gibt es nichts Einzigartiges an der π-Bindungsanordnung; eine gleich wahrscheinliche Anordnung könnte eine sein, in der die π-Bindungsorbitale zu benachbarten Kohlenstoffpaaren verschoben sind (mittlere Abbildung oben). Sie werden sich daran erinnern, dass, wenn es zwei gleichwertige Wahlmöglichkeiten für die Anordnung von Einfach- und Doppelbindungen in einem Molekül gibt, wir im Allgemeinen die Struktur als "Arsenik-Hybrid" betrachten. In Übereinstimmung mit dieser Idee würden wir erwarten, dass die Elektronendichte in einem solchen π-System gleichmäßig entlang des gesamten molekularen Rahmens verteilt oder verteilt wird.

Hybride mit d-Orbitalen In Atomen, die unter denen in der ersten vollständigen Reihe des Periodensystems liegen, beginnt die einfache Oktettregel zu brechen. Zum Beispiel haben wir gesehen, dass PCl3 der Oktettregel entspricht, PCl5 jedoch 5

nicht. Wir können die Bindung in PCl3 genauso beschreiben wie NH3: vier sp3hybridisierte Orbitale, von denen sich drei mit Elektronen anderer Atome teilen und die vierte ein nichtbindendes Paar enthält.

Pentagonale bipyramidale Moleküle: sp3d-Hybridisierung Um die Bindung in Phosphorpentachlorid PCl5 zu verstehen, müssen wir die dOrbitale zusätzlich zu den s- und p-Typen betrachten. Wenn d-Orbitale energetisch nahe bei den äußersten s- und p-Orbitalen sind, können zusätzliche hybride Typen aufgebaut werden. Im Falle von PCl5 benötigen wir fünf Hybridorbitale, und diese können konstruiert werden, indem zwei dOrbitalfunktionen zur mathematischen Mischung von einem s- und zwei pOrbitalen addiert werden, was zu fünf sp3d-Hybridorbitalen führt, die auf die Ecken eines Trigonals gerichtet sind Bipyramid, wie es von der VSEPR-Theorie vorhergesagt wird.

Oktaedrische Koordination: sp3d2-Hybridisierung Das Molekül Schwefelhexafluorid SF6 ist beispielhaft für eine der häufigsten Arten der d-Orbitalhybridisierung. Die sechs Bindungen in diesem oktaedrisch koordinierten Molekül werden durch Mischen von sechs Atomorbitalen in eine Hybridgruppe erhalten. Der einfachste Weg zu verstehen, wie diese zustande kommen, ist die Vorstellung, dass das Molekül durch Kombination eines imaginären S6 + -Ions (das wir als S (VI) -Valenzzustand bezeichnen) mit sechs FIonen zur Bildung des neutralen Moleküls hergestellt wird. Diese nun leeren 3sund 3p-Orbitale mischen sich dann mit zwei 3d-Orbitalen zu den sp3d2Hybriden.

Einige der wichtigsten und am häufigsten vorkommenden Verbindungen, die die Bindung von Dorbitalen beinhalten, sind die Übergangsmetallkomplexe. Der Begriff "Komplex" bedeutet in diesem Zusammenhang, dass das Molekül aus 6

zwei oder mehr Arten von Spezies besteht, von denen jede eine unabhängige Existenz haben kann.

Quadrat-planare Moleküle: dsp2-Hybridisierung Zum Beispiel können die Ionen Pt2 + und Cl- das Ion [PtCl4] 2- bilden. Um das Hybridisierungsschema zu verstehen, hilft es, mit dem neutralen Pt-Atom zu beginnen und dann zwei Elektronen zu einem Ion zu verlieren, gefolgt von der Gruppierung der zwei ungepaarten 5d-Elektronen in ein einzelnes d-Orbital, wobei ein freies Orbital übrig bleibt. zusammen mit den 6s und zwei der 6pOrbitale kann dann ein Elektronenpaar von vier Chloratomen annehmen.

Alle vier koordinierten Moleküle, die wir bisher diskutiert haben, haben eine tetraedrische Geometrie um das Zentralatom herum. Methan, CH4, ist das bekannteste Beispiel. Es mag überraschen, dass das Tetrachlorplatin (II) -Ion [PtCl4] 2- eine im Wesentlichen zweidimensionale quadratisch-planare Konfiguration aufweist. Diese Art von Bindungsmustern kommt häufig vor, wenn das zentrale Ion (Pt2 + in diesem Fall) nur acht Elektronen in seiner äußersten dUnterschale enthält.

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