Doppelbindung – Enzyklopädie

Chemische Bindung mit vier Bindungselektronen; hat ein Sigma plus eine Pi-Bindung

Eine Doppelbindung in der Chemie ist eine chemische Bindung zwischen zwei chemischen Elementen, an der vier statt der üblichen zwei Bindungselektronen beteiligt sind. Die häufigste Doppelbindung tritt zwischen zwei Kohlenstoffatomen auf und ist in Alkenen zu finden. Es gibt viele Arten von Doppelbindungen zwischen zwei verschiedenen Elementen. Zum Beispiel in einer Carbonylgruppe mit einem Kohlenstoffatom und einem Sauerstoffatom. Andere übliche Doppelbindungen finden sich in Azoverbindungen (N = N), Iminen (C = N) und Sulfoxiden (S = O). In der Gerüstformel wird die Doppelbindung als zwei parallele Linien (=) zwischen den zwei verbundenen Atomen gezeichnet; typografisch wird hierfür das Gleichheitszeichen verwendet. [1][2] Doppelbindungen wurden erstmals vom russischen Chemiker Alexander Butlerov in chemischer Schreibweise eingeführt. Zitat erforderlich

Doppelbindungen mit Kohlenstoff sind stärker als Einfachbindungen und sind auch kürzer. Die Anleiheordnung ist zwei. Doppelbindungen sind auch elektronenreich, wodurch sie in Gegenwart eines starken Elektronenakzeptors möglicherweise reaktiver sind (wie bei Additionsreaktionen der Halogene).

Doppelbindungen in Alkenen [

Die Art der Bindung lässt sich anhand der Orbitalhybridisierung erklären. In Ethylen hat jedes Kohlenstoffatom drei sp2-Orbitale und ein p-Orbital. Die drei sp 2 -Orbitale liegen in einer Ebene mit ~ 120 ° -Winkeln. Das p-Orbital ist senkrecht zu dieser Ebene. Wenn sich die Kohlenstoffatome nähern, überlappen sich zwei der sp 2 -Orbitale und bilden eine Sigma-Bindung. Gleichzeitig nähern sich die beiden p-Orbitale (wieder in derselben Ebene) und bilden zusammen eine pi-Bindung. Für eine maximale Überlappung müssen die p-Orbitale parallel bleiben, daher ist eine Drehung um die zentrale Bindung nicht möglich. Diese Eigenschaft führt zu einer cis-trans-Isomerie. Doppelbindungen sind kürzer als Einfachbindungen, da die Überlappung der p-Bahnen maximiert ist.

 Doppelbindungsdarstellung  Doppelbindungsdarstellung  Pi-Bindung
2 sp 2 Orbitale (insgesamt 3 solcher Orbitale) Ansatz zur Bildung eines sp 2 – sp 2 Sigma-Bindung Zwei p-Orbitale überlappen sich und bilden eine pi-Bindung in einer Ebene parallel zur Sigma-Ebene pi-Bindung (grün) in Ethylen

Mit 133 pm ist die Ethylen-C = C-Bindungslänge kürzer als die CC-Länge in Ethan mit 154 pm. Die Doppelbindung ist auch stärker, 636 kJ mol -1 gegenüber 368 kJ mol -1 aber nicht doppelt so stark wie die pi-Bindung, da sie weniger wirksam ist Pi-Überlappung.

In einer alternativen Darstellung ergibt sich die Doppelbindung aus zwei überlappenden sp 3 -Orbitalen wie bei einer gebogenen Bindung. [3]

Arten von Doppelbindungen zwischen Atomen ]

Variationen

In Molekülen kann es bei alternierenden Doppelbindungen und Einfachbindungen zu einer Überlappung von p-Orbitalen über mehrere Atome in einer Kette kommen, wodurch ein konjugiertes System entsteht . Konjugation kann in Systemen wie Dienen und Enonen gefunden werden. In cyclischen Molekülen kann Konjugation zu Aromatizität führen. In Cumulenen sind zwei Doppelbindungen benachbart.

Doppelbindungen sind bei Elementen der Periode 2, Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff, und bei Elementen höherer Perioden seltener. Auch Metalle können eine Mehrfachbindung in einer Metallliganden-Mehrfachbindung eingehen.

Gruppe 14-Alkenhomologe

Doppelbindungsverbindungen, Alkenhomologe, R 2 E = ER 2 sind nun bekannt für alle schwereren Gruppe 14 Elemente. Im Gegensatz zu den Alkenen sind diese Verbindungen nicht planar, sondern nehmen verdrillte und / oder durchgebogene Strukturen an. Diese Effekte verstärken sich bei den schwereren Elementen. Das Distannen (Me 3 Si) 2 CHSn = SnCH (SiMe 3 ) 2 hat nur eine geringe Zinn-Zinn-Bindungslänge kürzer als eine Einfachbindung, eine trans-gebogene Struktur mit pyramidenförmiger Koordination an jedem Zinnatom und leicht löslich dissoziierend zu (Me 3 Si) 2 CHSn: (Stannandiyl, ein Carben analog). Die Bindung besteht aus zwei schwachen Donorakzeptorbindungen, wobei sich das einzige Paar an jedem Zinnatom mit dem leeren p-Orbital überlappt. [4][5] Im Gegensatz dazu ist bei Disilen jedes Siliciumatom planar koordiniert, die Substituenten sind jedoch so verdreht, dass das Molekül as ist ein ganzes ist nicht eben. In Diplumbenen kann die Pb = Pb-Bindungslänge länger sein als die vieler entsprechender Einfachbindungen. [5] Plumbene und Stannene dissoziieren in der Regel in Lösung in Monomere mit Bindungsenthalpien, die nur einen Bruchteil der entsprechenden Einfachbindungen ausmachen. Einige Doppelbindungen von Plumbenen und Stannenen ähneln in ihrer Stärke Wasserstoffbrückenbindungen. [4] Das Carter-Goddard-Malrieu-Trinquier-Modell kann verwendet werden, um die Art der Bindung vorherzusagen. [4]

Referenzen Bearbeiten ]

  1. ^ March, Jerry (1985), Fortgeschrittene organische Chemie: Reaktionen, Mechanismen und Struktur (3. Aufl.), New York: Wiley, ISBN 0- 471-85472-7 .
  2. ^ Organic Chemistry 2nd Ed. John McMurry.
  3. ^ Advanced Organic Chemistry Carey, Francis A., Sundberg, Richard J., 5. Aufl. 2007.
  4. ^ a b c Power, Philip P. (1999). "π-Bindung und der Lone-Pair-Effekt in Mehrfachbindungen zwischen schwereren Hauptgruppenelementen". Chemical Reviews . 99 (12): 3463–3504. doi: 10.1021 / cr9408989. PMID 11849028.
  5. ^ a b Wang, Yuzhong; Robinson, Gregory H. (2009). "Einzigartige homonukleare Mehrfachbindung in Verbindungen der Hauptgruppe". Chemical Communications . Royal Society of Chemistry (35): 5201–5213. doi: 10.1039 / B908048A.
  • Pyykkö, Pekka; Riedel, Sebastian; Patzschke, Michael (2005). "Dreifachbindungskovalente Radien". Chemie: Eine europäische Zeitschrift . 11 (12): 3511–20. doi: 10.1002 / chem.200401299. PMID 15832398.


Leave a Reply

Your email address will not be published. Required fields are marked *