Wie entstehen Doppelbindungen bei CO2?
Hallo,
nach dem Orbitalmodell hat Kohlenstoff nur 2 ungepaarte Außenelektronen. Sauerstoff hat auch nur 2 ungepaarte Außenelektronen.
Wie kann das Kohlenstoff im CO2 dann plötzlich 4 Bindungsstellen haben um die 2 Doppelbindungen (insgesamt 4 Bindungen) zu bilden?
Ich hoffe das Bild macht deutlich, was ich meine und hoffe dass mir das jemand von euch erklären kann.
Das Orbitalmodell ist nämlich neu für mich. Beim Bohrschen Atommodell hat die Reaktion noch Sinn gemacht, da sofort alle 4 Außenelektronen (ohne Unterscheidung zwischen ungepaart und gepaart) vom Kohlenstoff genutzt werden konnten.
2 Antworten
C hat nicht nur 2 ungepaarte Elektronen in p-Orbitalen, sondern auch ein leeres p-Orbital. Ein Nichtmetall geht Bindungen ein, um eine volle Schale zu erhalten, was einem besonders stabilen Zustand entspricht.
Deine Darstellung entspricht dem sog. Grundzustand von C. Wird aus dem 2s-Orbital ein Elektron in das leere p-Orbital "verschoben", dann sind 4 ungepaarte Elektronen vorhanden.
Leider sind sie energetisch nicht gleich. Das erreicht man, indem das halb volle s-Orbital etwas angehoben wird und die 3 p-Orbitale energetisch abgesenkt werden, so dass 4 gleichwertige halb volle Orbitale entstehen (Hybridisierung). Damit kann C sich mit 2 O-Atomen verbinden, wobei jeweils Doppelbindungen vorliegen.
Du musst dazu die einzelnen Orbitale betrachten, bei einer Doppelbindung ist immer eine Bindung eine pi-Bindung und eine eine δ-Bindung;
es muss erstmal ein Elektron aus dem s-Orbital angeregt werden, sodass es in das leere p-Orbital geht;
dann hat mein die drei p-Orbitale und das s-Orbital, die Bindungen eingehen können;
die drei p-Orbitale sind alle senkrecht zueinander;
das px-Orbital( wenn man die Verbindung auf der x-Achse sieht), ist dann die δ-Bindung von einem C-Atomen zu einem O-Atom und das pz oder py die pi-Bindung zum gleichen O-Atom; zum anderen O-Atom wäre dann wiederum das pz oder py die pi-Bindung und das s-Orbital die δ-Bindung;
bei CO2 benötigt es glaube ich noch keine Hybridisierung, also es reicht normalerweise , wenn man es so zeigt;
da das s-Orbital aber keine bestimmte Richtung hat( das Orbital ist ja eine Kugel um das Atom) kann man auch hier hybridisieren, da das CO2 ja linear ist;
ich weiß nicht ob hier hybridisieren schon gemacht habt, dass ist auch ein Modell um Bindungen zu erklären;
hier müsste dann eine sp-Hybridisierung vorliegen, dabei wird das eine s-Orbital mit einem p-Orbital zu zwei sp-Orbitalen; diese sind dann linear am Atom angeordnet, d.h. in Bezug auf die x-Achse, zeigen diese nach links und rechts;
so stellt dann jeweils ein sp-Orbital die δ-Bindung zu den O-Atomen dar und die verbliebenen py- und pz-Orbitale bilden jeweils die eine pi-Bindung zu den O-Atomen;
schau dir einfach immer die Richtung von den Orbitalen an und durch die Kenntnis der Geometrie( Teraeder, linear...) von den Atomen weißt du wie man vorgehen muss...