Das Element Kohlenstoff

Kohlenstoff ist ein Element der 2. Periode und 14. Gruppe, besitzt also 4 Valenzelektronen. Die maximale Oxidationszahl von C beträgt daher +IV, die minimalste -IV. Da hier die Oktettregel streng gilt ist Kohlenstoff vierbindig. Bei Bindung mit anderen Atomen, z. B. Wasserstoff oder ein weiteres C-Atom, bildet sich der energetisch günstigste Tetraederwinkel von 109 ° aus, bei dem die gebundenen Atome den größtmöglichsten Abstand voneinander einnehmen (vgl. Methan):

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Sind mit einem C-Atom wie im obigen Fall 4 Atome verbunden (hier 4 H-Atome), so können sich die 2s-Orbitale mit den 2p-Orbitalen des Kohlenstoffs zu einem sog. Hybridorbital verbinden. Die Elektronenkonfiguration des Kohlenstoffs (1s² 2s² 2p²) ist im Folgenden dargestellt:

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Manchmal, wenn weniger Elemente als 4 Bindungspartner des C vorhanden sind, entstehen Mehrfachbindungen. Vom obigen Grundzustand der Elektronenkonfiguration des Kohlenstoffs aus lassen sich die Entstehung von Einfach- und Mehrfachbindungen erklären.

Da der Energieniveauunterschied (<tex>\Delta E</tex>) des Grundzustands zwischen 2s- und 2p-Orbitalen relativ gering ist, kann durch Einfluß eines Bindungspartners ein e^- vom 2s- auf das 2p-Nivaeu übergehen (angeregter Zustand):

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Nun kann es zur sog. sp³-Hybridisierung kommen. Hierbei gruppieren sich 4 einfach besetzte Atomorbitale (2s¹ und 2p³) zu 4 gleichwertigen sp³-Hybridorbitalen um, deren Energiegehalt zwischen den der ehemaligen 2p²- und 2s²-Orbitale liegen:

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Die sp³-Hybridisierung ist typisch für Einfachbindungen zwischen zwei C-Atomen und somit auch für die Klasse der Alkane. Es bildet sich ein Bindungswinkel von 109 ° aus, z. B. Methan:

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Bei der sog. sp²-Hybridisierung sind Grundzustand und Übergangszustand dieselben wie bei der sp³-Hybridisierung. Vom Übergangszustand aus bilden nun jedoch 3 Elektronen ein sp²-Hybridorbital, welches ein mittleres Energieniveau zwischen 2s- und 2p-Orbital annimmt. Lediglich das 2p_z-Orbital bleibt bei gleicher Energie einfach besetzt:

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Im Folgenden sollen am Beispiel des Ethenmoleküls die Bindungsverhältnisse bei sp²-Hybridisierung dargelegt werden. Im Ethen überlappen je ein sp²-Hybridorbital zwischen den C-Atomen der Doppelbindung (<tex>\sigma</tex>-Bindung, Sigma-Bindung) und je 2 sp²-Hybridorbitale mit dem s-Orbital der H-Atome (ebenfalls <tex>\sigma</tex>-Bindung). Diese Bindungen finden in der Ebene statt. Unverändert gebliebene p_z-Orbitale überlappen ober- und unterhalb der Bindungsebene (<tex>\pi</tex>-Bindungen, Pi-Bindungen):

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Der Bindungswinkel zwischen den Bindungen um das zentrale C-Atom beträgt stets 120 ° bei Vorhandensein einer Doppelbindung

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und

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Die Doppelbindung selbst setzt sich aus <tex>\sigma</tex>- und <tex>\pi</tex>-Bindung zusammen. sp²-Hybridorbitale treten bei Doppelbindungen zwischen zwei C-Atomen auf und sind daher charakteristisch für die Stoffgruppe der Alkene.

Auch für die sp-Hybridisierung sind der Grund- und Übergangszustand gleich dem von Alkanen bzw. Alkenen. Dann bleiben jedoch das 2p_y- und 2p_z-Orbital bei gleicher Energie einfach besetzt. Es gruppieren sich also je 1e^- vom s- und vom p-Niveau zu sp-Hybridorbitalen:

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Es entstehen bei sp-hybridisierten C-Atomen in einem Molekül aufgrund der Dreifachbindung Bindungswinkel von 180 °:

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Die sp-Hybridorbitale bilden dabei eine <tex>\sigma</tex>-Bindung zwischen C-C und C-H aus. Weiterhin sind noch p_z-Orbitale (ober- und unterhalb der Bindungsebene) und p_y-Orbitale (vor bzw. hinter der Bindungsebene) vorhanden, deren Überlappung zur Bildung von 2 <tex>\pi</tex>-Bindungen führt. sp-Hybridorbitale sind für Aline und somit für Dreifachbindungen zwischen C-Atomen verantwortlich.

Allgemein werden aus p-Orbitalen <tex>\pi</tex>-Bindungen und sp-Orbitale zu <tex>\sigma</tex>-Bindungen (<tex>\sigma</tex>-Elektronen).

Durch die Kombination der Elektronenaufenthaltswahrscheinlichkeiten der sp³-hybridorbitalbildenden Atome verändert sich auch die Form der Orbitale. Die Formen und Eigenschaften der Hybridorbitale können mit Hilfe der LCAO-Methode (LCAO = engl. "linear combination of atomic orbitals", syn. Molekülorbital-Modell, MO-Modell) beschrieben werden. Bei dieser von Pauling entwickelten Methode werden je zwei (oder bei komplexeren Systemen mehrere) durch Wellenfunktionen beschriebene Atomorbitale additiv, d. h. durch Addition der Terme der beteiligten Bindungspartner, zu einem quantenmechanisch beschriebenen Molekülorbital kombiniert.