Hybridisierung von Orbitalen

Hybridorbitale – Einführung

Hybridorbitale sind eine der Voraussetzungen der kovalenten Bindung, also einer Bindung, bei der sich zwei Atome ein gemeinsames Elektronenpaar teilen. Dabei steuert jeder Bindungspartner theoretisch ein Elektron bei.

Betrachtet man die Orbitale zweier Bindungspartner, so kommt eine kovalente Bindung Zustande, wenn zwei Ihrer Atomorbitale ausreichend „überlappen“ bzw. wechselwirken und diese Atomorbitale jeweils nur mit einem Elektron besetzt sind. Dadurch entsteht ein Molekülorbital zwischen den zwei Partnern, in dem sich dann zwei Elektronen befinden (=bindendes Elektronenpaar).

2. Betrachtung am Beispiel des Kohlenstoffs (1 :21 )
2.1 Elektronenkonfiguration im Kohlenstoffatom

Die Elektronenkonfiguration im Kohlestoffatom wird wie folgt notiert: [He] 2s² 2p².Das bedeutet: Kohlenstoff besitzt sechs Elektronen, zwei davon besetzen die Heliumschale
vollständig, vier Valenzelektronen teilen sich auf ein vollbesetztes 2s²-Orbital und zwei einfach besetzte 2p²-Orbitale auf. Das leitet sich aus den Regeln für die Besetzung von Orbitalen ab:
1.  Das energetisch niedrigste Orbital wird immer zuerst besetzt;
2. Gleichwertige Orbitale werden immer zuerst einfach besetzt (Hund’sche Regel) und
3. Zwei Elektronen im gleichen Orbital müssen sich mindestens im Spin unterscheiden (Pauli-Prinzip).

Da im Kohlenstoffatom das 2s-Orbital voll besetzt ist, befinden sich nur im 2p-Orbital zwei ungepaarte Elektronen. Nach der anfangs erwähnten Regel sind zur kovalenten Bindung ungepaarte Elektronen nötig. Das würde heißen, Kohlenstoff mit zwei ungepaarten Elektronen kann zwei kovalente Bindungen ausbilden. Jedoch ist Kohlestoff meistens vierbindig (wie z.B. in Methan CH₄).

2.2 Vierbindigkeit des Kohlenstoff ( 3:12 )

Man erklärt dieses Problem so: Wird ein Elektron aus dem 2s-Orbital in das dritte, noch leere 2p-Orbital angehoben, so entstehen vier einfach besetze Orbitale: 2s¹ und 2p³.
Diese „Verschmelzen“ bei der Ausbildung kovalenter Bindungen zu vier gleichwertigen
sp³-Orbitalen, die energetisch zwischen dem 2s- und dem 2p-Orbital liegen. Dies erklärt gleiche Bindungslängen und –stärken in allen vier C-H-Bindungen im Methan. Bei der Ausbildung dieser Molekülorbitale wird genug Energie frei, um den Energieaufwand, der zuvor gebraucht wurde, um das eine Elektron vom 2s- auf den 2p-Zustand anzuheben, „wieder gut zu machen“.

(5:01)Die vier gleichwertigen sp³-Orbitale heißen auch Hybridorbitale, was so viel bedeutet wie kombinierte Orbitale. Ihre Form kann man herleiten, wenn man die Wellenfunktionen der zu kombinierenden Orbitale, also ihre Schrödingergleichungen, kombiniert.
Bei einer Kombination aus einem s-Orbital und drei p-Orbitalen haben die Hybridorbitale folglich ¾ p-Orbital-Charakterund ¼ s-Orbital-Charakter.
(7:00)Bildlich ergibt sich ihre Form durch Kombination eines runden s-Orbitals mit einem hantelförmigen p-Orbital: Sie ähneln den p-Orbitalen, nur dass die positive (meist die schraffierte) Hantelhälfte größer und länglicher ist, und die Hantelhälfte mit dem negativen Vorzeichen etwas kleiner und kugeliger ist (da sich das positive 2s-Orbital und die negative Hälfte des 2p-Orbitals gegenseitig etwas abschwächen.).

2.3 Zusammenfassung sp³-Hybridisierung (9:56)

Beim Beispiel Kohlenstoff ergeben sich also aus einem einfach besetzten 2s-Orbital und drei einfach besetzten 2p-Orbitalen vier gleichwertige sp³-Hybridorbitale. Sie verteilen sich um das Kohlenstoffatom im größtmöglichen Abstand zueinander, dh. sie ordnen sich tetraedrisch darum an.  Ihr Winkel zueinander ist der sog. Tetraeder-Winkel, er beträgt 109,45°.
Alle anderen Hybridorbitale kann man genauso wie beim Beispiel Kohlenstoff, aus der Kombination ihrer Ausgangsorbitale herleiten.

3. Weitere Hybridorbitale (10:40)

Aus einem s- und zwei p-Orbitalen entstehen drei sp²-Orbitale. Die ist der Fall, wenn das dritte p-Orbital nicht besetzt ist (z.B. bei BF₃) oder es eine п-Bindung ausbildet, sodass eine Doppelbindung entsteht (z.B. bei Ethen und allen anderen doppelt gebundenen Kohlenstoffatomen). Eine п-Bindung ist eine Bindung zwischen zwei halbbesetzen parallelen p-Orbitalen.

Aus einem s- und einem p-Orbital entstehen zwei sp-Hybridorbitale. Dies kommt vor, wenn zwei der drei p-Orbitale п-Bindungen ausbilden (z.B. bei Ethin) oder nur ein p-Orbital besetzt ist.