A4.3 Dobbelt- og tripelbindinger
En dobbeltbinding tegnes som to ens streger. Men de to bindinger er ikke ens. Den ene er stærk og holder molekylet sammen. Den anden er svagere, ligger uden på molekylet og er den, der reagerer, når et alken affarver dibromvand. Forskellen kan kun forklares med orbitaler.
To slags overlap
Orbitaler kan overlappe på to måder.
- I en σ-binding peger de to orbitaler mod hinanden. Overlappet ligger på linjen mellem de to atomkerner. Alle enkeltbindinger er σ-bindinger.
- I en π-binding ligger to p-orbitaler side om side. De overlapper to steder: over og under linjen mellem kernerne. Bogstavet π er det græske pi.
Selv om en π-binding har to overlap, er den kun én binding med ét elektronpar.
Ethen: en σ-binding og en π-binding
I ethen, CH2=CH2, har hvert carbonatom tre naboer. Begge carbonatomer er derfor sp2-hybridiserede, som du så i afsnit A4.2.
De tre sp2-orbitaler på hvert carbonatom danner σ-bindinger: én til det andet carbonatom og to til hydrogenatomer. Fordi sp2-orbitalerne ligger i en plan med 120° imellem, ligger alle seks atomer i ethen i samme plan.
Hvert carbonatom har desuden én p-orbital med én elektron. De to p-orbitaler står vinkelret på planen, side om side, og overlapper til en π-binding.
En dobbeltbinding består altså af én σ-binding og én π-binding.
Ethyn: en σ-binding og to π-bindinger
I ethyn, HC≡CH, har hvert carbonatom to naboer og er sp-hybridiseret.
De to sp-orbitaler på hvert carbonatom danner σ-bindinger til det andet carbonatom og til et hydrogenatom. De peger hver sin vej, så de fire atomer ligger på en ret linje.
Hvert carbonatom har to p-orbitaler tilbage. De danner to π-bindinger, som står vinkelret på hinanden.
| Binding | Består af | Carbonatomernes hybridisering |
|---|---|---|
| enkeltbinding, C−C | én σ-binding | sp3 |
| dobbeltbinding, C=C | én σ-binding og én π-binding | sp2 |
| tripelbinding, C≡C | én σ-binding og to π-bindinger | sp |
Kortere og stærkere
Jo flere elektronpar to carbonatomer deles om, jo tættere trækkes de sammen.
Bindingens energi er den energi, der skal til for at bryde 1 mol af bindingen. En dobbeltbinding er stærkere end en enkeltbinding, men ikke dobbelt så stærk. π-bindingen bidrager med omkring 266 kJ/mol, forskellen mellem dobbeltbindingens 614 kJ/mol og enkeltbindingens 348 kJ/mol. Det er mindre end σ-bindingens 348 kJ/mol. Overlappet side om side er ikke så godt som overlappet, hvor orbitalerne peger mod hinanden.
Tallene er gennemsnit for mange stoffer.
Hvorfor en dobbeltbinding ikke kan drejes
En σ-binding er rund omkring linjen mellem kernerne. Den ser ens ud, uanset hvordan den ene ende af molekylet drejes. Derfor kan molekyler dreje frit om enkeltbindinger.
En π-binding kræver, at de to p-orbitaler står parallelt. Drejes den ene ende, overlapper de ikke længere, og π-bindingen brydes. Det koster omkring 266 kJ/mol, og så meget energi er der ikke til rådighed ved stuetemperatur.
Det er forklaringen på cis-trans-isomeri fra afsnit B3.4. Cis-but-2-en kan ikke blive til trans-but-2-en ved at dreje, så de to er forskellige stoffer.
Hvorfor alkener adderer
π-bindingen er den svageste af de to bindinger i en dobbeltbinding, og dens elektroner ligger frit tilgængelige over og under molekylets plan. Derfor er det π-bindingen, der reagerer.
Ved en addition, som du så i afsnit A3.3, brydes π-bindingen, mens σ-bindingen bliver:
CH2=CH2 + Br2 → CH2Br−CH2Br
De to carbonatomer får hver en ny σ-binding til et bromatom. Før reaktionen havde hvert carbonatom tre naboer og var sp2-hybridiseret. Efter reaktionen har det fire naboer og er sp3-hybridiseret. Vinklerne ændres fra 120° til 109,5°.
Benzen: elektroner, der deles af hele ringen
I benzen, C6H6, har hvert carbonatom tre naboer og er sp2-hybridiseret. Hvert carbonatom har derfor én p-orbital med én elektron, vinkelret på ringen.
Hver p-orbital overlapper lige godt med naboen på begge sider. De seks elektroner danner derfor ikke tre adskilte π-bindinger. De deles af alle seks carbonatomer i én sammenhængende elektronsky over og under ringen. Sådanne elektroner kaldes delokaliserede.
Det forklarer to ting:
- Alle seks bindinger i ringen er lige lange, 139 pm. Det er mellem en enkeltbinding på 154 pm og en dobbeltbinding på 134 pm.
- Benzenringen er meget stabil. Den adderer ikke dibrom, sådan som et alken gør. Det brugte du i afsnit A3.4.
Elektroner kan også være delokaliserede i en kæde, hvor dobbeltbindinger og enkeltbindinger skifter. Det er de konjugerede dobbeltbindinger, som giver farvestoffer deres farve i afsnit B5.2.
- En dobbeltbinding er én σ-binding og én π-binding. En tripelbinding er én σ-binding og to π-bindinger.
- Skal du begrunde cis-trans-isomeri, kan du skrive, at π-bindingen forhindrer, at molekylet drejer om dobbeltbindingen.
- Skal du forklare, at benzenringen ikke reagerer som et alken, så brug ordet delokaliserede elektroner.