Hybridorbitale und Hybridisierung
Wie Atomorbitale zu Hybridorbitalen verschmelzen, welche Geometrie jeder Hybridtyp ergibt und wie man die Hybridisierung von Kohlenstoff und anorganischen Zentralatomen bestimmt.
Das Wichtigste in Kürze
- Ein Hybridorbital entsteht durch Kombination von Atomorbitalen ähnlicher Energie desselben Atoms, aus \(n\) Atomorbitalen werden \(n\) Hybridorbitale.
- Die Hochzahlen im Namen ergeben die Zahl der Orbitale: sp³ tetraedrisch, sp³d trigonal-bipyramidal, sp³d²/d²sp³ oktaedrisch, sp³d³ pentagonal-bipyramidal.
- d²sp³ kombiniert \(d_{z^2}\), \(d_{x^2-y^2}\), ein s- und drei p-Orbitale zu sechs gleichwertigen Orbitalen entlang der Koordinatenachsen.
- Kohlenstoff ist in Ethan und Diamant sp³, in Ethen, Graphit und Carbonat sp², in Ethin, \(\ce{CO2}\), \(\ce{HCN}\), Cyanat und am mittleren C des Ketens sp.
- Bei Zentralatomen zählen freie Paare und ungepaarte Elektronen mit: N in \(\ce{NH3}\) ist sp³, das zentrale Atom in \(\ce{NO2}\), \(\ce{NO2-}\) und \(\ce{O3}\) sp², in \(\ce{N3-}\) und \(\ce{N2O}\) sp, P in \(\ce{PCl5}\) sp³d.
Worum es geht
Kohlenstoff besitzt ein s- und drei p-Orbitale unterschiedlicher Form. Trotzdem sind die vier C-H-Bindungen im Methan völlig gleichwertig. Das Hybridisierungsmodell erklärt das und verknüpft die Elektronenstruktur eines Atoms mit der räumlichen Gestalt von Molekülen, Ionen und Arzneistoffen.
Prinzip und Hybridtypen
Ein freies Atom hat s-, p- und d-Orbitale mit unterschiedlicher Form und Energie. Für die Bindung kombiniert es einen Teil davon zu neuen, gleichwertigen Orbitalen.
Ein Hybridorbital ist eine rechnerische Kombination von Atomorbitalen ähnlicher Energie desselben Atoms. Aus \(n\) Atomorbitalen entstehen immer genau \(n\) Hybridorbitale.
Man kann sich das wie das Mischen von Farben vorstellen: Aus verschiedenen Ausgangsfarben wird ein einheitlicher Farbton. Die Hybridorbitale richten sich so aus, dass sie möglichst weit voneinander entfernt liegen. Ihre Zahl legt deshalb die Geometrie fest.
Zahl der Orbitale aus dem Namen
Die Bezeichnung verrät die Zusammensetzung. Jeder Buchstabe steht für eine Orbitalsorte, die Hochzahl für deren Anzahl. Ohne Hochzahl ist genau ein Orbital gemeint. sp³d² enthält also ein s-, drei p- und zwei d-Orbitale, zusammen sechs. Die Summe ergibt die Zahl der Hybridorbitale.
| Hybridtyp | beteiligte Atomorbitale | Zahl | Geometrie | Winkel | Beispiel |
|---|---|---|---|---|---|
| sp | 1 s + 1 p | 2 | linear | 180° | \(\ce{CO2}\) |
| sp² | 1 s + 2 p | 3 | trigonal-planar | 120° | \(\ce{BF3}\) |
| sp³ | 1 s + 3 p | 4 | tetraedrisch | 109,5° | \(\ce{CH4}\) |
| sp³d (dsp³) | 1 s + 3 p + 1 d | 5 | trigonal-bipyramidal | 90° und 120° | \(\ce{PCl5}\) |
| sp³d² oder d²sp³ | 1 s + 3 p + 2 d | 6 | oktaedrisch | 90° | \(\ce{SF6}\) |
| sp³d³ | 1 s + 3 p + 3 d | 7 | pentagonal-bipyramidal | 72° und 90° | \(\ce{IF7}\) |
Die Zuordnung von Hybridtyp und Geometrie wird im Examen gerne gefragt. Achte besonders darauf, dass sp³d³ pentagonal-bipyramidal ist und dass sp³d² und d²sp³ beide zum Oktaeder führen.
Das sp³-Modell erklärt zwei bekannte Moleküle. Im Methan bindet jedes der vier sp³-Orbitale des Kohlenstoffs ein H-Atom, das Molekül ist tetraedrisch. Auch der Sauerstoff im Wasser ist sp³-hybridisiert. Zwei seiner Hybridorbitale tragen freie Elektronenpaare, zwei binden H-Atome. Da man nur die Atomlage sieht, ist Wasser gewinkelt. Die genauen Winkel behandelt das VSEPR-Modell.
d-Beteiligung
Ab fünf Hybridorbitalen reichen s und p nicht mehr aus. Dann mischen d-Orbitale mit, man spricht von d-Beteiligung. Die Reihenfolge im Namen zeigt, woher die d-Orbitale stammen. Bei sp³d² kommen sie aus derselben Schale wie s und p. Bei d²sp³ stammen sie aus der darunterliegenden Schale, typisch für Übergangsmetallkomplexe wie \(\ce{[Fe(CN)6]^4-}\).
An d²sp³ sind sechs Atomorbitale beteiligt: \(d_{z^2}\) und \(d_{x^2-y^2}\), ein s- und drei p-Orbitale. Es entstehen sechs gleichwertige Hybridorbitale. Sie zeigen entlang \(\pm x\), \(\pm y\) und \(\pm z\), also auf die Ecken eines Oktaeders.
Sechs gleich große Lappen auf allen drei Achsen erkennt man daher als d²sp³-Satz. Bei Hauptgruppenelementen wie P oder S gilt die d-Beteiligung heute als grobe Vereinfachung der Hypervalenz. Als Modell für die Zuordnung von Geometrien bleibt sie aber gebräuchlich.
Hybridisierung von Kohlenstoff
Kohlenstoff ist nicht auf sp³ festgelegt. Seine Verbindungen sind deshalb längst nicht immer tetraedrisch gebaut. Welcher Typ vorliegt, hängt von der Zahl der Bindungspartner ab. Jeder Partner beansprucht ein Hybridorbital für die σ-Bindung. Die übrigen, nicht hybridisierten p-Orbitale bilden π-Bindungen.
Vier Partner am C ergeben sp³, drei Partner sp², zwei Partner sp. Eine Doppel- oder Dreifachbindung zählt dabei nur als ein Partner.
| Stoff | Situation am C | Hybridisierung |
|---|---|---|
| Ethan \(\ce{C2H6}\), Diamant | vier Einfachbindungen | sp³ |
| Ethen \(\ce{C2H4}\) | eine C=C, drei Partner | sp² |
| Graphit | drei Nachbarn in der Schicht | sp² |
| Carbonat \(\ce{CO3^2-}\), Kohlensäure \(\ce{H2CO3}\) | eine C=O, drei Partner | sp² |
| Ethin \(\ce{C2H2}\) | Dreifachbindung, zwei Partner | sp |
| Kohlendioxid \(\ce{O=C=O}\) | zwei Doppelbindungen | sp |
| Blausäure \(\ce{H-C#N}\) | Dreifachbindung, zwei Partner | sp |
| Keten \(\ce{H2C=C=O}\) | mittleres C mit zwei Doppelbindungen | sp (CH₂-Kohlenstoff: sp²) |
| Cyanat \(\ce{OCN-}\) | zentrales C, zwei Partner | sp |
Die Hybridisierung des Kohlenstoffs ist besonders prüfungsrelevant. Ein sp-C enthalten \(\ce{CO2}\), \(\ce{HCN}\), Ethin, Cyanat und das mittlere C des Ketens. Graphit, Carbonat und Kohlensäure haben dagegen drei Partner am C und sind sp²-hybridisiert.
An Diamant und Graphit sieht man, wie die Hybridisierung Eigenschaften prägt. Im Diamant bindet jedes sp³-C vier Nachbarn tetraedrisch. Alle Valenzelektronen sitzen fest in σ-Bindungen, deshalb leitet Diamant keinen Strom. Im Graphit bindet jedes sp²-C drei Nachbarn in ebenen Sechsringschichten. Das übrige p-Elektron jedes Atoms ist über die ganze Schicht delokalisiert. Deshalb leitet Graphit den Strom.
Mehr zum Aufbau steht bei Diamant und Graphit, die Leitfähigkeit erklärt die Seite zu Leitern und Halbleitern. Wie die Hybridisierung Länge und Stärke von C-C-Bindungen beeinflusst, findest du bei den Bindungsparametern.
Anorganische Zentralatome
Bei anorganischen Zentralatomen kommen oft freie Elektronenpaare hinzu. Sie beanspruchen ebenso ein Hybridorbital wie ein Bindungspartner. Deshalb braucht man immer zuerst die Lewis-Formel.
- Lewis-Formel: Valenzelektronen zählen und die Formel mit Zentralatom aufstellen.
- Orbitalbedarf zählen: Bindungspartner plus freie Elektronenpaare am Zentralatom. Eine Mehrfachbindung zählt einmal, ein ungepaartes Elektron wie ein freies Paar.
- Zuordnen: 2 ergibt sp, 3 ergibt sp², 4 ergibt sp³, 5 ergibt sp³d, 6 ergibt sp³d².
- Geometrie prüfen: Die Atomlage folgt aus der Orbitalanordnung, wobei freie Paare unsichtbar bleiben.
Im Ammoniak hat N drei H-Partner und ein freies Paar. Das ergibt vier Orbitale und damit sp³. Das Molekül ist trigonal-pyramidal und nicht planar wie ein sp²-Teilchen. Gleiches gilt für das N im Hydroxylamin \(\ce{NH2OH}\).
| Teilchen | Partner | freie Paare | Summe | Hybridisierung | Geometrie |
|---|---|---|---|---|---|
| \(\ce{NH3}\), N in \(\ce{NH2OH}\) | 3 | 1 | 4 | sp³ | pyramidal |
| Perchlorat \(\ce{ClO4-}\) | 4 | 0 | 4 | sp³ | tetraedrisch |
| Sulfat \(\ce{SO4^2-}\) | 4 | 0 | 4 | sp³ | tetraedrisch |
| \(\ce{SO3}\) | 3 | 0 | 3 | sp² | trigonal-planar |
| Nitrat \(\ce{NO3-}\) | 3 | 0 | 3 | sp² | trigonal-planar |
| Nitrit \(\ce{NO2-}\) | 2 | 1 | 3 | sp² | gewinkelt |
| \(\ce{PCl5}\) | 5 | 0 | 5 | sp³d | trigonal-bipyramidal |
Bei dreiatomigen Teilchen entscheidet das Zentralatom. Im Azid-Ion \(\ce{N3-}\) und in \(\ce{N2O}\) mit der Atomfolge N-N-O trägt das zentrale N keine freien Elektronen. Es hat nur zwei Partner, ist sp-hybridisiert und das Teilchen linear. Beide Teilchen haben wie \(\ce{CO2}\) 16 Valenzelektronen, sie sind isoelektronisch.
In \(\ce{NO2}\) mit 17 Valenzelektronen sitzt dagegen ein ungepaartes Elektron am N. In Nitrit und Ozon mit 18 Valenzelektronen trägt das Zentralatom ein freies Paar. Beides beansprucht ein drittes Orbital. Das zentrale Atom ist also sp², das Teilchen gewinkelt.
Diese Unterscheidung wird im Examen gerne gefragt: Das zentrale N in \(\ce{NO2}\) und das zentrale O in \(\ce{O3}\) sind sp² und nicht sp, weil das Elektron oder Elektronenpaar am Zentralatom mitzählt. Geometrien mit fünf und sechs Elektronenpaaren vertieft die Seite zu höheren Molekülgeometrien.
Quiz
Aussage 1
Das C-Atom im Carbonat-Ion ist wie das in \(\ce{CO2}\) sp-hybridisiert.
Im Carbonat hat das C drei Bindungspartner und ist sp²-hybridisiert. Nur in \(\ce{CO2}\) mit zwei Partnern liegt sp vor.
Aussage 2
Da das zentrale N in \(\ce{NO2}\) nur zwei Bindungspartner hat, ist es sp-hybridisiert und das Molekül linear.
Das ungepaarte Elektron am N beansprucht ein drittes Orbital. Das N ist sp², das Molekül gewinkelt.
Aussage 3
Der Stickstoff im Ammoniak ist sp³-hybridisiert, obwohl er nur drei Bindungspartner trägt.
Drei Partner plus ein freies Elektronenpaar ergeben vier Orbitale, also sp³ und ein pyramidales Molekül.
Aussage 4
Sieben sp³d³-Hybridorbitale ordnen sich oktaedrisch um das Zentralatom an.
sp³d³ führt zur pentagonal-bipyramidalen Geometrie. Oktaedrisch sind sp³d² und d²sp³ mit sechs Orbitalen.
Aussage 5
Die sechs d²sp³-Hybridorbitale sind gleichwertig und weisen entlang der Achsen \(\pm x\), \(\pm y\) und \(\pm z\).
Sie entstehen aus \(d_{z^2}\), \(d_{x^2-y^2}\), s und drei p und zeigen auf die Ecken eines Oktaeders.
Aussage 6
An einer sp³d²-Hybridisierung sind insgesamt sechs Atomorbitale beteiligt.
Ein s-, drei p- und zwei d-Orbitale ergeben sechs Atomorbitale und damit sechs Hybridorbitale.
Aussage 7
Im Keten \(\ce{H2C=C=O}\) ist das mittlere Kohlenstoffatom sp-hybridisiert.
Das mittlere C hat zwei Doppelbindungen und damit nur zwei Partner. Der CH₂-Kohlenstoff ist sp².
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