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      1 (a) Die vier mit dem markierten Kohlenstoffatom verknüpften Atome sind über vier Einfachbindungen gebunden und haben annähernd tetraedrische Geometrie, was durch die sp3-Hybridisierung erklärt wird. Die Anordnung ist nicht exakt tetraedrisch, weil die vier Atome nicht gleich sind (zwei Wasserstoffatome, ein Kohlenstoff- und ein Br-Atom).

      2 (b) Machen Sie sich keine Gedanken über Mehrfachbindungen! Das betreffende Kohlenstoffatom ist mit drei anderen Atomen verknüpft und daher annähernd trigonal-planar mit sp2-Hybridisierung.

      3 (c) Dieses Kohlenstoffatom ist mit drei anderen Atomen verknüpft. Also wie in (b): trigonal-planar, sp2-Hybridisierung.

      4 (d) Das Stickstoffatom ist mit drei anderen Atomen verknüpft und hat ein freies Elektronenpaar, demnach ist es sp3-hybridisiert. Wir bezeichnen es aber nicht als tetraedrisch. Wenn wir für die geometrische Anordnung um ein Atom einen Ausdruck wählen, betrachten wir im Allgemeinen nur die Atome, an die es gebunden ist, und nicht die freien Elektronenpaare. Damit lässt sich das Stickstoffatom in CH3NH2 am besten als pyramidal beschreiben – so wie das Stickstoffatom in Ammoniak, NH3.

      5 (e) Das Kohlenstoffatom befindet sich zwischen zwei anderen Atomen. Auch hier lässt das VSEPR-Modell Mehrfachbindungen außer Acht. Die geometrische Anordnung ist linear, das Kohlenstoffatom sp-hybridisiert.

      6 (f) Das Stickstoffatom ist an drei andere Atome gebunden, daher trigonal-planar und sp2-hybridisiert.

      1 (a) Das Kohlenstoffatom nutzt sp3-Hybridorbitale für seine vier σ-Bindungen. Das gilt auch für das andere Kohlenstoffatom im Molekül, daher erfolgt die Bindungsbildung zwischen den beiden C-Atomen durch Überlappung der beiden sp3-Hybridorbitale. Die C–H-Bindungen entstehen durch Überlappung zwischen dem sp3-Hybridorbital am Kohlenstoffatom und einem s-Atomorbital des Wasserstoffatoms. Die C–Br-Bindung resultiert aus der Überlappung des sp3-Hybridorbitals am Kohlenstoffatom mit einem p-Atomorbital des Bromatoms.

      2 (b) Zwei der drei sp2-Orbitale am markierten Kohlenstoffatom führen zu normalen tetraedrischen Kohlenstoffatomen. Diese σ-Bindungen beinhalten demnach eine sp2–sp3-Überlappung. Das Sauerstoffatom ist an ein anderes Atom gebunden (das markierte Kohlenstoffatom) und hat zwei freie Elektronenpaare. 1+2 = 3. Es könnte als sp2-hybridisiert betrachtet werden, sodass die C–O-σ-Bindung eine sp2–sp2-Überlappung wäre. Wie in Übung 1.17 besprochen wurde, erfolgt die Orbitalhybridisierung am Sauerstoffatom aus energetischen Gründen aber nur zögernd, daher ist es genauer, für diese C–O-σ-Bindung eine C(sp2)–O(p)- Überlappung anzunehmen. Eins der übrigen p-Orbitale am Sauerstoffatom und das p-Orbital am Kohlenstoffatom sind seitlich parallel ausgerichtet und ergeben so die zweite (π-)Bindung zwischen den beiden Atomen.

      3 (c) Jedes der drei in σ-Bindungen zum markierten Kohlenstoffatom verwendeten sp2-Orbitale führt zu einem anderen Atom. Eins geht zu dem anderen, ebenfalls trigonal-planaren Kohlenstoffatom, also eine sp2–sp2-Überlappung. Beide Kohlenstoffatome haben ein p-Orbital übrig, deren seitliche Überlappung eine p–p-π-Bindung ergibt. Das Sauerstoffatom ist an zwei Atome gebunden und hat zwei freie Elektronenpaare; wir könnten es als sp3-hybridisiert betrachten. Wie wir aber gerade festgestellt haben, ist das für ein Sauerstoffatom nicht wahrscheinlich. Die C–O-σ-Bindung ist eine C(sp2)–O(p)-Bindung. Die C–H-Bindung entsteht durch C(sp2)–H(s)-Überlappung.

      4 (d) Die C–N-Bindung ist eine sp3–sp3-Überlappung, die N–H-Bindungen sind sp3–s-Überlappungen.

      5 (e) Die beiden an der Dreifachbindung beteiligten Kohlenstoffatome sind sp-hybridisiert. Demnach ist die σ-Bindung zwischen ihnen eine sp–sp-Überlappung. Es gibt zwei π-Bindungen zwischen beiden Atomen, beide entstehen durch seitliche p–p-Überlappung. Die Bindung zum anderen (tetraedrischen) Kohlenstoffatom ist eine sp–sp3-Überlappung.

      6 (f) Die C–N-σ-Bindung ist eine sp2–sp2-Überlappung, weil das Kohlenstoffatom ebenfalls trigonal-planar und sp2-hybridisiert ist. Die übrigen (p-)Orbitale am Stickstoff-und Kohlenstoffatom ergeben durch seitliche Überlappung eine p–p-π-Bindung. Die N–H-Bindungen sind sp2–s-Überlappungen.

      1 (a)

      2 (b)

      3 (c)

      4 (d)

      5 (e)

      6 (f)

      1 (a), (b) und (c) Jedes Kohlenstoffatom ist an vier weitere Atome gebunden und hat daher annähernd tetraedrische Anordnung. Jedes Kohlenstoffatom in diesen Molekülen ist sp3-hybridisiert.

      2 (d) Jedes Kohlenstoffatom ist an drei weitere Atome gebunden (zwei Wasserstoffatome und das andere Kohlenstoffatom). Die Bindungen zu den Wasserstoffatomen sind σ-Bindungen. Eine der C–C-Bindungen ist eine σ-Bindung, die andere eine π-Bindung. Demzufolge hat jedes Kohlenstoffatom annähernd trigonale Anordnung (wie das Boratomin BH3) und ist sp2-hybridisiert. Oder anders gesagt: Jedes Kohlenstoffatom nutzt sp2-Orbitale in den drei σ-Bindungen und das übrige p-Orbital in einer π-Bindung.

      3 (e) Jedes Kohlenstoffatom ist an zwei weitere Atome gebunden (ein Wasserstoff- und das andere Kohlenstoffatom). Die C–H-Bindungen sind ebenso σ-Bindungen wie eine der C–C-Bindungen. Die anderen beiden C–C-Bindungen (in der Dreifachbindung) sind π-Bindungen. Die Anordnung ist linear (wie bei Beryllium in BeH2). Jedes Kohlenstoffatom ist sp-hybridisiert und nutzt zwei sp-Orbitale für σ-Bindungen und zwei p-Orbitale für π-Bindungen.

      4 (f)

      5 (g) Die Hybridisierung muss beiden Kohlenstoffatomen die Doppelbindung ermöglichen (rechte Resonanzstruktur). Daher sind beide sp2-hybridisiert.

      1 (a)

      2 (b)

      3 (c)

      4 (d)

      5 (e)

      6 (f) Strichformeln geben in der Regel nicht die wahren Bindungswinkel wieder.

      1 (a)

      2 (b)

      3 (c)

      4 (d)

      5 (e)

      6 (f)

      1 (a) H2NCH2CH2NH2

      2 (b) CH3CH2OCH2CN

      3 (c) CHBr3

      1 (a)

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