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4 Dinge, die ihr über die chemische Bindung wissen solltet – Teil 2

geschrieben von Ole

Endlich, hier ist er der zweite Teil der Serie 4 Dinge, die ihr über die chemische Bindung wissen solltet. In diesem Beitrag erkläre ich euch eigentlich nur warum der Blog so heißt, wie er nunmal heißt. Vielleicht ist das auch etwas zu flapsig formuliert. Also es geht um die Bananenbindungen (engl. Banana-Bond) und um die zu verstehen solltet ihr jetzt eine neue leere Schublade öffnen, die ihr mit einer neuen Modellvorstellung von Atomen bzw. Elektronen füllen könnt.

Dass ein Elektron sowohl Teilchen, als auch Welle sein kann haben sicherlich schon einige gehört. Dieser Welle-Teilchen Dualismus ist faszinierend, aber leider auch alles andere als trivial. Aus diesem Dualismus folgt nämlich das große Gebiet der Quantenmechanik. Aber keine Sorge, einen Crashkurs Quantenmechanik werde ich hier nicht präsentieren.
Denn zum einen, ist die theoretische Chemie nicht ganz mein Fachgebiet. Zum anderen reichen für das Verständnis der Chemie oftmals sehr einfache und anschauliche Modelle aus.

Zur Erklärung der Bananenbindung werden wir das Orbitalmodell verwenden, welches eine exakte Beschreibung der kovalenten chemischen Bindung liefert.

Das Orbitalmodell

In dem letzten Beitrag haben wir schon über Elektronen und Elektronenpaare gesprochen ohne uns groß darüber Gedanken zu machen. Sicherlich alle kennen das bohrsche Atommodell, bei dem der Atomkern in der Mitte sitzt und die Elektronen auf Bahnen bzw. in Schalen um den Kern angeordnet sind.

Dieses Modell ist äußerst primitiv, aber dennoch ist das ein guter Startpunkt um euch von hier aus zum theoretisch vollständig beschriebenen Orbitalmodell zu führen. Zunächst lösen wir uns von der Vorstellung, dass die Elektronen irgendwelchen imaginären Bahnen folgen. Des Weiteren verabschieden wir uns von der Vorstellung, dass sich die Elektronen in unterschiedlichen Abstand zum Kern befinden. Wir stellen uns lieber vor, dass das Elektron in irgendeiner Weise um den Atomkern herumflitzt. Elektronen haben nun die Eigenschaft, dass sie sehr schnell (also wirklich sehr schnell) flitzen.

Für die weitere Erklärung spezifizieren wir die Annahmen ein wenig: Das Modellsystem sei ein Wasserstoffatom, dieses besteht aus einem Proton (dem Atomkern) und genau einem Elektron, welches wir jetzt näher mit einem Gedankenexperiment betrachten.
Unser Elektron flitzt also in wahnsinniger Geschwindigkeit um den Atomkern, wenn wir probieren würden ein Foto von dem Elektron zu machen, würden wir eine unscharfes Bild bekommen. Stellt euch das genau so vor, als würdet ihr ein Foto mit der Handykamera machen, bei dem sich aber das Objekt zu schnell bewegt.

Wenn wir bei unserem Beispiel mit dem Wasserstoffatom bleiben, seht ihr auf dem Foto einen Kreis um den Atomkern. Bringen wir nun das 2D Foto in unserem Kopf in eine 3D Vorstellung, würden wir eine Sphäre um den Atomkern erkennen können (wie in der nächsten Abbildung gezeigt). Da wir außerdem wissen, dass wir ein Elektron “fotografiert” haben können wir daraus schließen, dass sich das Elektron irgendwo in dieser Sphäre um den Atomkern aufhalten muss.

Und tada, das ist das Orbitalmodell eines so genannten s-Orbitals. Wir betrachten nun keine Elektronen als Teilchen, sondern sprechen von Bereichen in denen es sich mit einer definierten Wahrscheinlichkeit (diese können Theoretiker berechnen) aufhält. Diese Betrachtung folgt im übrigen aus der Welleneigenschaft des Elektrons.

Nun kommen ein paar Fakten, die ihr mir glauben müsst. Neben dem kugelförmigen s-Orbital, gibt es noch hantelförmige p-Orbitale, sowie d- und f-Orbitale. Wichtig für das spätere Verständnis: liegen p-Orbitale vor, sind es immer genau 3 p-Orbitale. Je ein p-Orbital pro Raumrichtung (x,y,z), wie in der Abbildung dargestellt. Innerhalb einer Periode ist die Energie der Orbitale nach obiger Reihenfolge steigend. Die Elektronen füllen die Orbitale nacheinander beginnend von der niedrigsten Energie (=s-Orbital) auf.

s- und p-Orbitale grafisch dargestellt. Bei Wikipedia findet ihr noch weitere Darstellungen.

s- und p-Orbitale grafisch dargestellt. Bei Wikipedia findet ihr noch weitere Darstellungen. (c) Gemeinfrei

Was hat das nun alles mit einer Bananenbindung zu tun?

Gute Frage. Zunächst erinnern wir uns nochmal an die letzte Woche in der wir die Einfachbindung im H2 Molekül besprochen haben. Wir wissen jetzt, dass ein Wasserstoffatom aus einem Atomkern und einem s-Orbital besteht. Eine Bindung zwischen zwei Wasserstoffatomen besteht immer dann, wenn die jeweiligen s-Orbitale miteinander überlappen. Je größer diese Überlappung ist, desto stärker ist auch die Bindung. Beim Wasserstoffmolekül überlappen die beiden s-Orbitale entlang der Bindungsachse, da so die größte Überlappung erreicht wird.

Wir schauen uns jetzt einmal das Cyclopropan an. dieses besteht aus Kohlenstoff und Wasserstoffatomen. Die Kohlenstoffatome besitzen neben dem Atomkern ein sogenanntes sp3-Orbital. Ein sp3-Orbital ist die Folge der Hybridisierung, d.h. einer Angleichung der Energien des s- und der p-Orbitale. Die hochgestellte 3 gibt an, dass alle drei p-Orbitale von der Hybridisierung betroffen sind.

Die Geometrie eines sp3-Orbitales könnt ihr in der Abbildung sehen. Dort seht ihr auch noch mal die Struktur des Cyclopropans. Dem findigen Leser wird beim anschauen der Abbildung auffallen, dass durch Betrachtung der Geometrie, das Cyclopropan gar nicht exisitieren könnte.

Ein sp3 Orbital. (c) By This file was made by User:Sven CC-BY-SA-3.0 via Wikimedia Commons

Ein sp3 Orbital. (c) By This file was made by User:Sven CC-BY-SA-3.0 via Wikimedia Commons

Struktur des Cyclopropans. An jeder Ecke befindet sich ein C-Atom.

Struktur des Cyclopropans. An jeder Ecke befindet sich ein C-Atom.

 

 

 

 

 

 

 

Im Cyclopropan liegen 60° Winkel vor, die sp3 -Orbitale stehen aber in einem Winkel von 109° zueinander. Nun ist es so, dass die Orbitale sich etwas deformieren können. Dadurch kommt es nun zu einer teilweisen Überlappung der Orbitale. Diese Überlappung findet jedoch nicht mehr auf der Bindungsachse, sonder über der Bindungsachse statt. Visualisiert sieht diese Bindung dann wie eine Banane aus, was für die Namensgebung dieser speziellen Bindung verantwortlich war.

Die Bananenbindung im Cyclopropan. (c) Gemeinfrei

Die Bananenbindung im Cyclopropan. (c) von Antimoni CC BY-SA 3.0, via Wikimedia Commons

Ich hoffe, ich habe euch hier nicht allzu sehr abgehängt. In der nächsten Woche wird es wieder etwas einfacher, versprochen!

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Ole

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