Warum bilden zwei Kohlenstoffatome kein Molekül mit vier Bindungen?
Genauso wie viele andere Nichtmetalle könnte doch auch ein Kohlenstoffatom mit 4 Bindungen sich an ein anderes Kohenstoffatom binden. Mein Lehrer konnte mir darauf keine Antwort geben bei der er sich sicher war.
Liegt es an den Orbitalen? Ist es einfach so, dass dann kein Platz mehr für ein viertes Orbital ist?
Mein Lehrer hat gemeint, dass es daran liegen könnte, dass Kohlenstoff die vierte Bindung auf der gegenüberliegenden Seite eingehen würde, deshalb kommen die beiden Plätze wo sie die Bindung eingehen einfach nicht nah an den anderen ran, aber das kann ich auch falsch verstanden haben, er redet ja englisch, bin gerade in Irland für ein Schuljahr.
Ich muss das nicht für irgendwas bestimmtes wissen es interessiert mich einfach.
8 Antworten
Eine Antwort, die nicht zu stark ins Detail geht, dafür stark vereinfach und dadurch einleuchtet:
Elektronenorbitale stossen sich gegenseitig ab. Und wenn du vier davon hast (was meistens so ist), ist bei einer tetraedrischen Anordnung der maximal mögliche Abstand gegeben. Daher liegen die Orbitale eigentlich immer in einer tetraedrischen Anordnung um den Atomrumpf.
Wenn du jetzt ein Cl2-Molekül baust, gibt es ein Orbital, das in zwei Tetraedern vorkommen muss, die Tetraeder berühren sich also an einer Spitze. Wenn du ein O2-Molekül baust, müssen schon 2 Orbitale in beiden Tetraedern vorkommen, die beiden Tetraeder teilen sich also eine Kante. Wenn du ein N2 baust, müssen ganze 3 Orbitale geteilt werden, die Tetraeder haben also 3 Ecken und damit eine ganze Fläche gemeinsam.
Und genau jetzt kommt das Problem. Ein C2 ist einfach nicht möglich, da keine 2 Tetraeder 4 Ecken teilen können.
Hallo, es gibt auch keine Moleküle anderer vierwertiger Elemente (wie Silizium, Germanium). Die Orbitale der Hüllenelektronen zeigen tatsächlich in verschiedene Richtung und deswegen können sich auch die jeweils 4 Orbitale nicht alle gleichzeitig zu einer Bindung paaren.
Wie sollte sich deiner Meinung nach C an C binden? Meinst du so wie sich Sauerstoff zu O2 verbindet? Wobei Sauerstoff ja wegen seiner Elektronenkonfiguration nur zweibindig ist (mit zwei freien Elektronenpaaren)... da C aber vierbindig ist, wie soll es sich an ein anderes C-Atom binden, mit einer Vierfachbindung? Das geht wegen der Orbitalanordnung nicht. Einfachbindung (Sigma) =Überlappung px-px, Doppel- und Dreifachbindung = seitliche Überlappung von py-py und pz-pz. Und dann?
Es ist nicht nur die räumliche Anordnung der Orbitale, die eine Vierfachbindung unmöglich macht, sondern auch die gegenseitige Abstossung der Elektronen.
Es gibt generell kein Vierfachbindung zwischen zwei Atomen. Die Bindungsverhältnisse innerhalb von Molekülen versucht die Theoretische Chemie zu erklären. Da stammen auch die Orbitale her. Bei Interesse, kannst du da ja mal nach googeln. Aber sei gewarnt, sehr spezifisch.
Zu deiner Frage im speziellen: Erklären lässt sich das zum Beispiel mit Hybridorbitalen. http://de.wikipedia.org/wiki/Hybridorbital Um eine Bindung zu erhalten müssen deine Orbitale konstruktiv überlappen. Da nur ein sigma-Bindung möglich ist, können aus rein geometrischen Gründen nur noch zwei weitere (Pi-)Bindungen dazukommen. (Am besten mal ein paar Bilder anschauen)
Noch zu kompliziert?
Also, da muss ich als Physiker ernsthaft protestieren: Die Orbitale stammen aus der Quantenmechanik.
Du hast natürlich recht. Ich habe die TC stets als eine Überschneidungsgebiet von Chem. und Theo. Phys. betrachtet. Daher meine Zuordnung.
Wie belieben? In einem Bindungsorbital befinden sich immer zwei Elektronen, - stoßen die sich nicht ab? Oder was meinst Du?