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Textversion des Videos

Transkript Hybridisierung am Beispiel von Methan

Guten Tag und herzlich willkommen! In diesem Film geht es um Methan: Molekül und Hybridisierung. An Vorkenntnissen solltet ihr Folgendes mitbringen. Ihr wisst, was Atome und Moleküle sind. Ihr kennt euch aus mit Atomorbitalen und Molekülorbitalen. Der Begriff der Elektronenkonfiguration ist euch bekannt. Ihr wisst, was Valenzelektronen sind. Ihr kennt das Wesen der kovalenten Bindung. Die Begriffe MO-Theorie und VB-Theorie sagen euch etwas. Ihr wisst, dass die Überlappung von Atomorbitalen zu Molekülorbitalen führt. Das Ziel des Videos besteht darin, euch eine eingängige Erklärung für die Tetraederstruktur des Methanmoleküls zu liefern. Der Film ist in 6 Abschnitte unterteilt. 1. Struktur 2. Die Elektronenkonfigurationen 3. Die Valenzelektronen 4. Hybridisierung 5. Endlich ein Tetraeder 6. Zusammenfassung 1. Die Struktur Methan hat die Summenformel CH4. Das Molekül besteht aus 1 Kohlenstoffatom und 4 Wasserstoffatomen. Es ist schon seit langem wissenschaftlich gesichert, dass das Methanmolekül eine Tetraederstruktur besitzt. Im Zentrum des Tetraedermoleküls sitzt ein Kohlenstoffatom. In den Ecken befinden sich die Wasserstoffatome. Alle Wasserstoffatome im Methanmolekül sind gleichberechtigt. Klassisch konnte man das durch die Synthese zeigen. Würde das Methanmolekül nämlich ein Quadrat ausbilden, so müsste man zwei Isomere synthetisieren können. In Wirklichkeit sind aber die sogenannten Isomere gleich. Das aber bedeutet, es kann keine planare Struktur vorliegen, es muss sich um ein Tetraeder handeln. Außerdem gibt es für die Tetraederstruktur des Methans experimentelle Strukturnachweise. Ferner leistete die Schrödinger-Gleichung und ihre Anwendung, die Quantenchemie, hervorragende Dienste für die Strukturaufklärung des Methans. 2. Die Elektronenkonfigurationen 1 Methanmolekül besteht aus 1 Kohlenstoffatom und 4 Wasserstoffatomen. 1 Kohlenstoffatom hat folgende Elektronenkonfiguration. Das 1s-Orbital ist mit 2 Elektronen besetzt - 1s2. Das 2s-Orbital ist ebenfalls mit 2 Elektronen besetzt - 2s2. 2 der 3 2p-Orbitale sind jeweils mit 1 Elektron besetzt - 2p2. Ich möchte anmerken, dass die Energie von oben nach unten steigt. Die Elektronenbelegung erfolgte nach dem Aufbauprinzip der Hundschen-Regel und dem Pauli-Prinzip. Die 2p-Orbitale liegen energetisch noch über den 2s-Orbitalen. Das sieht dann in der Darstellung so aus. Jedes der Wasserstoffatome besitzt 1s-Orbital, das mit jeweils 1 Elektron besetzt ist. Somit haben wir eine vollständige Darstellung aller Atomorbitale, die am Aufbau des Methanmoleküls beteiligt sind. 3. Valenzelektronen Die Valenzelektronen bezeichnet man auch als Außenelektronen. Es sind jene Elektronen, die die chemischen Bindungen eingehen. Im Fall des Kohlenstoffatoms entfernen wir das 1s2-Orbital. Die restlichen Orbitale stellen dann die Valenzelektronen des Kohlenstoffatoms dar. Die Wasserstoffatome sind klein. Alle ihre Elektronen sind Valenzelektronen. Somit haben wir alle Valenzelektronen dargestellt, die für kovalente Bindungen zuständig sind. 4. Hybridisierung Wir wissen bereits aus den vorigen Videos, dass die kovalente Bindung durch Überlappung von Atomorbitalen zustande kommt. Die Atomorbitale der Wasserstoffatome müssen sich somit, um ein Methanmolekül ausbilden zu können, mit den entsprechenden Atomorbitalen des Kohlenstoffatoms überlappen. Hier treffen wir nun auf einige Ungereimtheiten. Schauen wir uns die beiden ersten Elektronenpaare an, so stellen wir fest, dass wir 1 Elektron zu viel haben, denn jedes Orbital kann nur 2 Elektronen aufnehmen. Während man dieses Problem noch durch Verschiebung eines Elektrons, in Anführungsstrichen, das heißt durch Anregung bewältigen kann, so ist das 2. Problem schon bedeutend dramatischer. Das 2s-Orbital und die 2p-Orbitale unterscheiden sich. Das heißt, man erhält unterschiedliche kovalente Bindungen. Aus diesem Dilemma hilft das Konzept der Hybridisierung, das heißt der Gleichmachung von Orbitalen. Zunächst wird 1 der beiden 2s-Elektronen promotiert, das heißt es wird angeregt, auf ein 2p-Niveau gebracht. Im Ergebnis erhält man eine Elektronenkonfiguration von 2s1 2p3. Genau an dieser Stelle setzt die Hybridisierung ein. Es handelt sich um die Vermischung von 1 s-Orbital mit 3 p-Orbitalen. Im Ergebnis entstehen vier völlig gleichwertige Orbitale, 4 Hybridorbitale, 4 sp3-Orbitale. Schematisch kann man die Hybridisierung so darstellen. 1 s-Orbital vereinigt sich mit 3 p-Orbitalen. Und im Ergebnis bilden sich 4 sp3-Hybridorbitale. Die Hybridisierung führt dazu, dass nun eine Überlappung der Atomorbitale möglich ist. Im Ergebnis der Überlappung der Atomorbitale erhalten wir die entsprechenden kovalenten Bindungen. 5. Endlich ein Tetraeder Aus den 4 s-Orbitalen der 4 Wasserstoffatome und den 4 sp3-Hybridorbitalen des Kohlenstoffatoms bilden sich 4 völlig gleiche Bindungen. Grafisch sieht das so aus: Es kommt zu einer Überlappung der entsprechenden Orbitale. Überlappung, wir erinnern uns, hat immer Eigenschaften der VB-Theorie. Es kommt zur Ausbildung von sogenannten s-sp3-Sigma-Bindungen. Die entsprechenden Überlappungen, die die Bindungen zustande kommen lassen, werden rot markiert. Da alle Bindungen hinsichtlich ihrer Nachbarn und auch sonst völlig identisch sind, kann es sich nur um eine Tetraederstruktur handeln. Somit ist es mit einem relativ einfachen Modell gelungen, die Tetraederstruktur des Methanmoleküls zu erklären. Ich verweise auf bereits zugängliche Videos zum Methanmolekül und dessen Struktur. 6. Zusammenfassung Ziel des Videos ist es, die Struktur des Methanmoleküls mithilfe eines einfachen Konzeptes zu erklären. Ein Methanmolekül hat Tetraederstruktur. Wie lässt sich diese Struktur mithilfe der Elektronenkonfiguration der beteiligten Atome erklären? Ein Kohlenstoffatom besitzt unterschiedliche Valenzorbitale. Die Angleichung beider Orbitale geschieht in 2 Schritten. Im 1. Schritt wird eines der beiden 2s-Elektronen auf das 2p-Niveau gebracht, das heißt es wird promotiert. Der 2. Schritt ist die Hybridisierung. Dabei werden das 1 s-Orbital und die 3 p-Orbitale miteinander vermischt. Es entstehen 4 völlig gleichwertige sp3-Hybridorbitale. Diese können mit den 4 s-Orbitalen der 4 Wasserstoffatome überlappen. In jedem einzelnen Fall überlappt ein sp3-Hybridorbital mit einem s-Orbital eines Wasserstoffatoms. Es kommt zu 4 s-sp3-Sigma-Bindungen. Somit haben wir verstanden, dass die Hybridisierung die Voraussetzung für die Überlappung der Atomorbitale ist. Diese wiederum führt zur kovalenten Bindung. Da alle 4 kovalenten Bindungen selbst gleich sind und bezüglich ihrer Nachbarn völlig identisch sind, erhalten wir die Struktur eines Tetraeders. Ich danke für die Aufmerksamkeit. Alles Gute - auf Wiedersehen!

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1 Kommentar
  1. Default

    Perfekt erklärt!

    Von Jan Ba, vor mehr als 2 Jahren