Chemie für Laien

Hybridorbitale – sp3

Das von der Valenzbindungstheorie beschriebene Bindungsschema muss die von der VSEPR-Theorie vorhergesagten Molekülgeometrien berücksichtigen. Dazu müssen wir ein Konzept einführen, das als Hybridorbitale bezeichnet wird.

sp 3 Hybridisierung

Leider reicht die Überlappung bestehender Atomorbitale (s, p usw.) nicht aus, um einige der beobachteten Bindungen und Molekülgeometrien zu erklären. Nehmen wir das Element Kohlenstoff und das Methanmolekül (CH 4 ). Ein Kohlenstoffatom hat die Elektronenkonfiguration 1s 2 2s 2 2p 2 , was bedeutet, dass es zwei ungepaarte Elektronen in seinen 2p-Orbitalen hat, wie in der folgenden Abbildung dargestellt.

Abbildung 1. Orbitalkonfiguration des Kohlenstoffatoms.

Nach der bisherigen Beschreibung der Theorie der Valenzbindungen würde man erwarten, dass Kohlenstoff nur zwei Bindungen bildet, die seinen beiden ungepaarten Elektronen entsprechen. Methan ist jedoch ein häufiges und stabiles Molekül mit vier äquivalenten C-H-Bindungen. Um dies zu berücksichtigen, wird eines der 2s-Elektronen in das leere 2p-Orbital befördert (siehe Abbildung 2).

Abbildung 2. Beförderung des Kohlenstoff-s-Elektrons in das leere p-Orbital.

Nun sind vier Bindungen möglich. Die Beförderung des Elektrons „kostet“ eine kleine Menge an Energie, aber es sei daran erinnert, dass der Prozess der Bindungsbildung mit einer Energieabnahme einhergeht. Die zwei zusätzlichen Bindungen, die nun gebildet werden können, führen zu einer niedrigeren Gesamtenergie und damit zu einer größeren Stabilität des CH 4-Moleküls. Normalerweise bildet Kohlenstoff in den meisten seiner Verbindungen vier Bindungen.

Die Anzahl der Bindungen ist nun richtig, aber die Geometrie ist falsch. Die drei p-Orbitale (px , py, pz) sind um 90 o zueinander ausgerichtet. Wie jedoch aus der VSEPR-Theorie hervorgeht, beträgt der beobachtete H-C-H-Bindungswinkel in dem tetraedrischen CH 4-Molekül tatsächlich 109,5 o . Daher kann das Methanmolekül nicht durch eine einfache Überlappung der 2s und 2p Orbitale des Kohlenstoffs mit den 1s Orbitalen jedes Wasserstoffatoms adäquat dargestellt werden.

Um die Bindung in Methan zu erklären, ist es notwendig, das Konzept der Hybridisierung und der hybriden Atomorbitale einzuführen. Hybridisierung ist die Vermischung der Atomorbitale in einem Atom, um eine Reihe von Hybridorbitalen zu erzeugen. Wenn es zu einer Hybridisierung kommt, muss diese durch die Vermischung von nicht-äquivalenten Orbitalen zustande kommen. Mit anderen Worten: s- und p-Orbitale können hybridisieren, aber p-Orbitale können nicht mit anderen p-Orbitalen hybridisieren. Hybridorbitale sind die Atomorbitale, die entstehen, wenn sich zwei oder mehr nicht-äquivalente Orbitale desselben Atoms in Vorbereitung auf die Bindungsbildung verbinden. Im aktuellen Fall von Kohlenstoff hybridisiert das einzelne 2s-Orbital mit den drei 2p-Orbitalen, um einen Satz von vier Hybridorbitalen zu bilden, die als sp 3-Hybride bezeichnet werden (siehe Abbildung 3 unten).

Abbildung 3. Kohlenstoff sp3-Hybridorbitale.

Die sp3-Hybridorbitale sind alle äquivalent zueinander. Räumlich gesehen zeigen die Hybridorbitale auf die vier Ecken eines Tetraeders.

Abbildung 4.

Der Prozess der sp3-Hybridisierung ist die Vermischung eines s-Orbitals mit einem Satz von drei p-Orbitalen, um einen Satz von vier sp3-Hybridorbitalen zu bilden. Jeder große Lappen der Hybridorbitale zeigt auf eine Ecke eines Tetraeders. Die vier Lappen jedes der sp 3-Hybridorbitale überlappen dann mit den normalen unhybridisierten 1s-Orbitalen der einzelnen Wasserstoffatome und bilden das tetraedrische Methanmolekül.

Glossar

Hybridorbitale – sp und sp 2

sp Hybridisierung

Ein Berylliumhydridmolekül (BeH 2 ) wird durch VSEPR als linear vorhergesagt. Das Berylliumatom enthält alle gepaarten Elektronen und muss daher ebenfalls hybridisiert werden. Eines der 2s-Elektronen wird zunächst in das leere 2p x-Orbital befördert (siehe Abbildung unten).

Abbildung 5. Promotion des Be 2s-Elektrons.

Nun findet die Hybridisierung nur mit den besetzten Orbitalen statt und es entsteht ein Paar sp-Hybridorbitale. Die beiden verbleibenden p-Orbitale ( p y und p z ) hybridisieren nicht und bleiben unbesetzt (siehe Abbildung 6 unten).

Abbildung 6. Be-Hybridorbitale.

Die Geometrie der sp-Hybridorbitale ist linear, wobei die Keulen der Orbitale in entgegengesetzte Richtungen entlang einer Achse zeigen, die willkürlich als x-Achse definiert ist (siehe Abbildung 7). Jedes dieser Orbitale kann sich mit einem 1s-Orbital eines Wasserstoffatoms verbinden, um das lineare BeH 2-Molekül zu bilden.

Abbildung 7. Der Prozess der sp-Hybridisierung ist die Vermischung eines s-Orbitals mit einem einzelnen p-Orbital (dem px-Orbital nach der Konvention), um eine Reihe von zwei sp-Hybriden zu bilden. Die beiden Lappen der sp-Hybride zeigen einander gegenüber, so dass ein lineares Molekül entsteht.

Auch andere Moleküle, deren Elektronengeometrie linear ist und für die eine Hybridisierung notwendig ist, bilden sp-Hybridorbitale. Beispiele sind CO2 und C2H2, auf die später noch näher eingegangen wird.

sp 2-Hybridisierung

Bortrifluorid (BF 3 ) hat nach der VSEPR-Vorhersage eine trigonal-planare Geometrie. Zunächst wird ein gepaartes 2s-Elektron in das leere 2p-y-Orbital befördert (siehe Abbildung 8).

Abbildung 8. Promotion eines 2s-Elektrons.

Darauf folgt die Hybridisierung der drei besetzten Orbitale, um einen Satz von drei sp 2-Hybriden zu bilden, wobei das 2p z-Orbital unhybridisiert bleibt (siehe Abbildung 9).

Abbildung 9. Bildung des sp2-Orbitals.

Die Geometrie der sp2-Hybridorbitale ist trigonal-planar, wobei die Lappen der Orbitale auf die Ecken eines Dreiecks zeigen (siehe Abbildung 9). Der Winkel zwischen zwei beliebigen Lappen der Hybridorbitale beträgt 120°. Jedes dieser Orbitale kann sich mit einem 2 p-Orbital eines Fluoratoms verbinden, um das trigonal planare BF 3-Molekül zu bilden.

Abbildung 9.

Der Prozess der sp2-Hybridisierung ist die Vermischung eines s-Orbitals mit einem Satz von zwei p-Orbitalen (p x und p y ), um einen Satz von drei sp 2-Hybrid-Orbitalen zu bilden. Jeder große Lappen der Hybridorbitale zeigt auf eine Ecke eines ebenen Dreiecks.

Auch andere Moleküle mit einer trigonal-planaren Elektronendomänengeometrie bilden sp 2-Hybridorbitale. Ozon (O 3 ) ist ein Beispiel für ein Molekül, dessen Elektronendomänengeometrie trigonal planar ist, obwohl das Vorhandensein eines einsamen Paares am zentralen Sauerstoffatom die Molekülgeometrie krümmt. Die Hybridisierung des zentralen O-Atoms von Ozon ist sp 2.