3.5 Nomenklatur 

               Index ACH 

3.6  Hybridorbitale, Hybridisierung

3.6.1 Atomhybridorbitale

Aufgrund spektroskopischer Untersuchungen ist die Struktur der meisten Moleküle gut bekannt. Unter dem Begriff Struktur sind zusammengefasst

Mit Hilfe der Orbitaltheorie ist es möglich, Molekülstrukturen zu erklären oder sogar vorauszuberechnen.

Die Geometrien der Atomorbitale (AO) s, p, d und f  lassen allerdings bei kovalent gebundenen Atomen noch keinen Einblick in die Molekülstrukturen zu.

Valenzbindungen entstehen dadurch, dass Orbitale der Bindungspartner sich überlappen. Diese Überlappung verändert das Energiepotential sämtlicher Valenzorbitale der beteiligten Atome:

Es entstehen Hybridorbitale, (  Link zu Orbitalen)

neue Orbitalgeometrien aus den oder aus einigen Valenzorbitalen des gebunden Atoms. Ab den Atomen der 3. Periode können auch die leeren oder teilgefüllten d-Orbitale mit hybridisieren.

Beispiele:                     Wasserstoff-Atom                                  Wasserstoff-Molekül

Sauerstoff-Atomorbitale (ungerichtet, AO's, keine Hybridisierung)     Sauerstoff-Hybridorbitale in H2O

 

Die Hybridisierung von s- und p-Orbitalen zu spx - Hybridorbitalen lässt sich gut am Kohlenstoffatom zeigen, da Kohlenstoff vier Valenzelektronen hat und
4 - bindig sp3, aus 1s und 3p-Orbitale, z.B in Ethan    
3 - bindig sp2, aus 1s und 2p-Orbitale, 1 unhybridisiertes p-Orbital z.B.  in Ethen

2 - bindig sp,  aus 1s und 1p-Orbitalen, 2 unhybridisierte p-Orbitale z.B. in Acetylen existiert.

C - Grundzustand:                                                            4 Stück sp3 - Hybridorbitale:


                                                                                Tetraeder Bindungswinkel 109o28'

3 Stück   sp2 - Hybridorbitale:                             2 Stück   sp - Hybridorbitale:

trigonal-planar;  120o                                                            linear 180o

Anmerkung: Der Exponent an Hybridorbitalen kennzeichnet die Anzahl der hybridisierten Orbitale.

Weitere Hybridorbitale:

Phosphor (3s2, 3p3) und Schwefel (3s2, 3p4) ziehen zur Hybridisierung auch die 3d - Orbitale hinzu. Der Phosphor bildet dabei z. B. dsp3 - Hybridorbitale mit trigonal pyramidaler Struktur aus. 
Beispiel: PCl5; Winkel 90° und 120°.

Phosphor-Grundzustand                                         Hybridzustand sp3d

Eine bevorzugte Hybridstruktur des Schwefels sind die d2sp3 - Hybridorbitale mit Oktaeder - Struktur, hier: Schwefelhexafluorid SF6; Winkel 90°.

Wie das Beispiel Wasser  zeigt, dient die Hybridisierung nicht nur der Bildung von Atombindungen.

  Auch freie Valenzelektronen(paare) nutzen Hybridorbitale!

 

Hybridisierung geometrische Form theoretische Winkel zwischen den Atomen Winkelabweichungen
sp3  Tetraeder  109o 28' Wasser H2O: 104,5° bis 
Cyclopropan C3H6: 60°
sp2 trigonal planar 120o

Winkelabweichungen sind in der elektro-
statischen Abstoßung oder Anziehung von 
Liganden oder von freien Elektronen be
gründet (verzerrte Strukturen).

sp linear  180o
sp3d trigonal-bipyramidal 90° und 120°
sp3d2 tetragonal-bipyramidal 90°

 

  Beispielaufgaben  

     

  Erläuterungen  

   

    3.6.2 Molekülorbitale 

© Prof. Dr. M. Häberlein in FH Frankfurt a. M., Fachbereich 2: Informatik und Ingenieurwissenschaften