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