Orbitaal- en hybridisatietheorie bij de koolwaterstoffen

Koolstof speelt de hoofdrol in de organische scheikunde. Om de ruimtelijke structuur van koolwaterstoffen te verklaren is enerzijds de orbitaal- en anderzijds de hybridisatietheorie nodig. Met de kennis van beide theorieën kunnen de ruimtelijke structuren van alkanen, alkenen en alkynen eenvoudig worden verklaard.

• De elektronenconfiguratie van een atoom in een notendop
• De elektronenconfiguratie van koolstof
• Grondtoestand en aangeslagen toestand
• Gelijkheid van bindingen
• Hybridisatietheorie en ruimtelijke structuur
• Koolstofverbindingen met enkelvoudige bindingen
• Koolstofverbindingen met een dubbele binding
• Koolstofverbindingen met een drievoudige binding

De elektronenconfiguratie van een atoom in een notendop

In een atoom bewegen de elektronen op bepaalde afstanden van de atoomkern. Deze denkbeeldige banen worden ook de hoofdschillen genoemd. Een atoom kan tot zeven hoofdschillen bezitten. Deze hoofdschillen zijn verder opgesplitst in maximaal 4 subschillen: de s-, p-, d- en f-schillen. Wanneer een magnetisch veld wordt aangelegd, zullen deze subniveaus zich nog verder opsplitsen in magnetische subniveaus. De elektronen die zich op de buitenste hoofdschil bevinden, worden de valentie-elektronen genoemd. Deze elektronen zijn verantwoordelijk voor het chemisch gedrag van een atoom. Het atoomnummer van een atoom komt overeen met het aantal elektronen dat het atoom bevat. Met het schema in Figuur 1 kan de elektronenconfiguratie van een atoom worden opgesteld.

De elektronenconfiguratie van koolstof

Koolstofatomen hebben zes elektronen. Figuur 2 geeft een voorstelling van de elektronenconfiguratie van koolstof. Bovenaan de afbeelding zie je de notatie in symbolen. De voorgetallen geven aan op welke hoofdschil een elektron zit. De op het voorgetal volgende letter geeft aan op welke subschil het elektron zich bevindt. Het cijfer dat als superscript in de notatie staat, geeft aan hoeveel elektronen er op dat bepaalde niveau zitten. Voor koolstof zitten dus twee elektronen op subschil s van de eerste hoofdschil, twee elektronen op s-subschil van de tweede hoofdschil en op diezelfde hoofdschil bevinden er zich ook twee elektronen op de p-subschil. De bloknotatie geeft de magnetische niveaus weer. De pijltjes in de blokjes stellen de elektronen voor. Volgens de orbitaaltheorie bewegen de elektronen zich per magnetisch niveau in een denkbeeldig volume. Voor de s-subschillen zijn deze orbitalen bolvormig en voor de p-subschillen zijn deze haltervormig.

Grondtoestand en aangeslagen toestand

De elektronenconfiguratie zoals weergegeven in Figuur 2, stelt de grondtoestand van het koolstofatoom voor. In de grondtoestand zijn er slechts twee ongepaarde valentie-elektronen. Op basis van deze elektronenconfiguratie zou koolstof tweewaardig zijn, het zou bindingen willen aangaan met twee andere atomen. Dit klopt niet met de realiteit daar koolstof in een binding steeds vierwaardig is. De vierwaardigheid van koolstof kan verklaard worden met de aangeslagen toestand, voorgesteld in Figuur 3. Hierbij wordt een elektron dat zich in de grondtoestand in het subniveau 2s bevindt, gepromoveerd naar het hogere subniveau 2p. Zodoende beschikt koolstof over 4 ongepaarde elektronen, namelijk één 2s elektron en drie 2p elektronen.

Gelijkheid van bindingen

Met deze aangeslagen toestand kan het reële bindingsgedrag van koolstof echter nog niet volledig worden verklaard. Stel bijvoorbeeld de kleinste koolstofverbinding, methaan (CH₄). In dit molecule is het koolstofatoom gebonden aan vier waterstofatomen. Indien de elektronenconfiguratie van het koolstofatoom in deze verbinding zoals in Figuur 3 zou zijn, dan zou koolstof een binding met 1 waterstofatoom vormen via een s-obitaal en met de drie andere waterstofatomen via p-orbitalen. Methaan zou dan drie gelijke bindingen tussen koolstof en waterstof hebben en 1 binding met andere eigenschappen. In werkelijkheid zijn de vier bindingen echter identiek en kunnen de bindingen in koolwatertstoffen dus niet verklaard worden op basis van de aangeslagen toestand. Om de gelijkheid van de bindingen te verklaren hebben we de hybridisatietheorie nodig.

Hybridisatietheorie en ruimtelijke structuur

Koolstofverbindingen met enkelvoudige bindingen

In koolstofverbindingen met enkelvoudige bindingen (de alkanen, C_nH_2n+2) hebben de koolstofatomen 4 bindingspartners waarmee op een gelijke manier wordt gebonden. Hiervoor zullen de buitenste orbitalen in de grondtoestand samen 4 gelijke sp³-orbitalen vormen. In elke orbitaal bevindt zich 1 valentie-elekron. (Figuur 4)

Een sp³-gehybridiseerd koolstofatoom heeft 4 gelijke orbitalen welke in de ruimte georiënteerd zijn als een tetraëder, wat wil zeggen dat ze onderling hoeken vormen van 109°. Voor de vorming van bijvoorbeeld ethaan zullen beide koolstofatomen onderling een binding vormen door overlap met 1 van hun sp³-orbitalen. Met hun 3 andere orbitalen overlappen ze met het bolvormig s-orbitaal van een H-atoom (elektronenconfiguratie:1s¹).

Koolstofverbindingen met een dubbele binding

In koolstofverbindingen met een dubbele binding (de alkenen, C_nH_2n) hebben de koolstofatomen die een dubbele binding vormen 3 bindingspartners waaronder met 1 bindingspartner een dubbele binding. Hiervoor zullen 3 van de buitenste orbitalen in de grondtoestand samen 3 gelijke sp²-orbitalen vormen. Het overige orbitaal blijft als een p-orbitaal bestaan. In elke orbitaal bevindt zich 1 valentie-elekron. (Figuur 5)

Een sp²-gehybridiseerd koolstofatoom heeft 3 gelijke orbitalen welke in de ruimte georiënteerd zijn als een driehoek, wat wil zeggen dat ze onderling hoeken vormen van 120°. Het resterende p-orbitaal staat loodrecht op deze trigonale sp²-structuur. Voor de vorming van bijvoorbeeld etheen zullen beide koolstofatomen dus een binding vormen door een overlap met een van hun sp²-orbitalen. Bovendien zullen ze ook overlappen via hun p-orbitaal. De dubbele binding tussen beide koolstofatomen bestaat dus uit een sp²-sp²-binding (σ-binding) en uit een p-p-binding (π-binding). Met hun 2 andere orbitalen overlappen ze met het bolvormig s-orbitaal van een H-atoom.

Koolstofverbindingen met een drievoudige binding

In koolstofverbindingen met een drievoudige binding (de alkynen, C_nH_2n-2) hebben de koolstofatomen 2 bindingspartners waaronder met 1 bindingspartner een drievoudige binding. Hiervoor zullen 2 van de buitenste orbitalen in de grondtoestand samen 2 gelijke sp-orbitalen vormen. De twee overige orbitalen blijven als twee p-orbitalen bestaan. (Figuur 6)

Een sp-gehybridiseerd koolstofatoom heeft 2 gelijke orbitalen welke lineair in de ruimte georiënteerd zijn, wat wil zeggen dat ze onderling een hoek vormen van 180°. De twee p-orbitalen staan hier loodrecht op en ook loodrecht op elkaar.

Voor de vorming van ethyn zullen beide koolstofatomen dus een binding vormen door een overlap met een van hun sp-orbitalen. Bovendien zullen ze ook overlappen via hun beide p-orbitalen. De drievoudige binding tussen beide koolstofatomen bestaat dus uit een sp-sp-binding (σ-binding) en uit twee p-p-binding (π-bindingen). Met hun andere sp-orbitaal overlappen ze met het bolvormig s-orbitaal van een H-atoom.