5. Die C=C-Doppelbindung

5.1 Rekapitulation Schulwissen

Experimentelle Untersuchungen der C=C-Doppelbindung haben gezeigt, dass die beiden Bindungen energetisch nicht gleichwertig sind. Die eine Bindung ist eine ganz normale kovalente Bindung, ist also recht stark, ähnlich wie eine C-C-Einfachbindung. Die andere Bindung ist aber wesentlich schwächer, die beiden Bindungselektronen sind hier deutlich schwächer gebunden. Das ist der Grund für das chemische Verhalten der C=C-Doppelbindung, die ja als "elektronenreich" gilt und von Nucleophilen "geliebt" wird.

Die starke C-C-Bindung wird als sigma-Bindung bezeichnet, die schwache C-C-Bindung als pi-Bindung. Mit dem Kugelwolkenmodell kann man das Zustandekommen dieser beiden unterschiedlichen Bindungen nur schlecht erklären.

Das Ethen-Molekül mit "Bananenbindungen"
Autor: Ulrich Helmich 2023, Lizenz: Lizenz: CC BY-NC-SA 4.0

Hier sehen wir das Ethen-Molekül mit zwei kovalenten Bindungen, die sich gegenseitig abstoßen und daher wie zwei Bananen aussehen, man spricht hier in der Tat von einer "Bananenbindung".

5.2 Studienvorbereitung

5.2.1 Die sp²-Hybridisierung

Mit dem Orbitalmodell lässt sich die C=C-Doppelbindung besser erklären. Danach sind die beiden C-Atome sp²-hybridisiert:

Die sp²-Hybridisierung im Energiediagramm
Autor: Ulrich Helmich, Lizenz: siehe Seitenende

Bei der sp²-Hybridisierung wird das 2s-Orbital das Kohlenstoff-Atoms mit nur zwei 2p-Orbitalen "vermischt", es resultieren drei energetisch gleichwertige sp²-Hybridorbitale. Übrig bleibt ein unverändertes 2p_z-Orbital.

5.2.2 Die sigma-Bindung

Die C=C-Doppelbindung: Die sigma-Bindung
Autor: Ulrich Helmich, Lizenz: siehe Seitenende

In dieser Abbildung sehen wir das Ethen-Molekül mit seinen zwei sp²-hybridisierten C-Atomen. Die sp²-Hybridorbitale überlappen mit den 1s-Orbitalen der vier H-Atome. Die sigma-Bindung - im Bild rot gezeichnet - entsteht durch Überlappung von sp²-Hybridorbitalen der benachbarten C-Atome. Die p_z-Orbitale - im Bild blau gezeichnet - stehen senkrecht aus der Ebene hervor. Jedes p_z-Orbital besteht aus zwei Orbitallappen, je einer unterhalb der Ebene und oberhalb der Ebene.

5.2.3 Die pi-Bindung

Die C=C-Doppelbindung: Die pi-Bindung
Autor: Ulrich Helmich, Lizenz: siehe Seitenende

Die pi-Bindung entsteht nun durch eine schwache Überlappung der oberen und unteren Orbitallappen der beiden p_z-Orbitale. Diese Überlappung ist recht schwach, daher ist auch die pi-Bindung sehr schwach und kann leicht gespalten werden, was das chemische Verhalten der Alkene gut erklärt.

5.2.4 Die C=C-Doppelbindung als Dipol

Die C-Atome der Doppelbindung sind sp²-hybridisiert. In den sp²-Hybridorbitalen ist der s-Charakter größer als in den "üblichen" sp³-Hybridorbitalen, daher befinden sich die Elektronen etwas näher am Atomkern und werden stärker von diesem angezogen. Solche sp²-hybridisierten C-Atome haben daher eine etwas größere Elektronegativität als sp³-hybridisierte C-Atome, sie ziehen einen Teil der Elektronendichte an, und schon haben wir eine leicht polare Bindung zwischen dem sp²- und dem sp³-hybridisierten C-Atom. Das Vorhandensein von polaren Bindungen führt aber in der Regel dazu, dass das Molekül einen mehr oder weniger starken Dipolcharakter hat. Natürlich spielt die Geometrie des Moleküls auch eine gewisse Rolle, aber das wollen wir hier einmal vernachlässigen.

cis-But-2-en als permanenter Dipol
Autor: Ulrich Helmich 02/2023, Lizenz: siehe Seitenende

Mit dem Programm Avogadro kann man nicht nur Moleküle wie But-2-en zusammenbauen, sondern man kann auch berechnen und anzeigen lassen, wie stark der Dipolcharakter eines solchen Moleküls ist. Bei der cis-Form des But-2-ens liegt tatsächlich ein leichter Dipolcharakter vor, und der rote Pfeil, den das Programm generiert hat, zeigt eindeutig in Richtung der sp²-hybridisierten C-Atome der Doppelbindung.

5.2.5 Die C=C-Doppelbindung in der MO-Theorie

Kommen wir nun zu etwas gänzlich Neuem, zur Molekülorbital-Theorie. Dieses Thema wird in der gymnasialen Oberstufe nur sehr selten thematisiert, vielleicht wenn die Grundlagen der Farbigkeit organischer Verbindungen behandelt werden (Stichwort HOMO-LUMO).

Nach der MO-Theorie (Molekülorbital-Theorie) bilden überlappende Atomorbitale bei einer kovalenten Bindung sogenannte Molekülorbitale, abgekürzt MOs. Für jedes Atomorbital entsteht nach der MO-Theorie auch ein Molekülorbital. Bei dem Ethen-Molekül überlappen bei der Bildung der pi-Bindung zwei p_z-Orbitale, also entstehen auch zwei MOs, ein bindendes und ein anti-bindendes.

5.3 Was sagt die Fachliteratur?

In den Organik-Vorlesungen und in der Hochschul-Fachliteratur wird sehr intensiv auf die Struktur der C=C-Doppelbindung eingegangen, erweiterte Kenntnisse des Orbitalmodells werden dabei vorausgesetzt, auch mit der MO-Theorie sollte man sich schon etwas auskennen.

5.4 Übungen