Hybridisierung und Molekülgeometrie

Arten chemischer Bindungen: σ und π

Die räumliche Struktur eines Moleküls hängt maßgeblich davon ab, wie sich die Elektronenwolken der Atome bei der Bildung chemischer Bindungen überlappen.

• $\_sigma$-Bindung (Sigma-Bindung) entsteht durch die Überlappung von Orbitalen entlang der Achse, die die Atomkerne verbindet. Sie kann durch die Wechselwirkung von zwei $s$-Orbitalen ($H_2$), einem $s$- und einem $p$-Orbital ($HCl$) oder zwei $p$-Orbitalen ($Cl_2$) gebildet werden.
• $\_pi$-Bindung (Pi-Bindung) wird durch die seitliche Überlappung unhybridisierter $p$-Orbitale ($p_y$ oder $p_z$) oberhalb und unterhalb der Bindungsebene gebildet. Dies geschieht, wenn der Raum auf der Achse zwischen den Kernen bereits durch eine $\_sigma$-Bindung besetzt ist.

Die Anzahl der $\_pi$-Bindungen bestimmt die Bindungsordnung: Eine Doppelbindung besteht aus einer $\_sigma$- und einer $\_pi$-Bindung, eine Dreifachbindung aus einer $\_sigma$- und zwei $\_pi$-Bindungen. Das Vorhandensein von $\_pi$-Bindungen erhöht die Stabilität des Moleküls erheblich (z. B. erreicht die Energie bei Stickstoff $N_2$ mit einer Dreifachbindung 946 kJ/mol).

Wichtigste Hybridisierungstypen

Je nach Anzahl der beteiligten Orbitale unterscheidet man drei Haupttypen der Hybridisierung, die beispielsweise für das Kohlenstoffatom charakteristisch sind:

1. $sp$-Hybridisierung. Ein $s$- und ein $p$-Orbital mischen sich. Es entstehen zwei identische Hybridorbitale, die in entgegengesetzte Richtungen ausgerichtet sind. Der Winkel zwischen ihnen beträgt 180°, was eine lineare Geometrie vorgibt (Beispiele sind Acetylen $C_2H_2$ und Kohlenstoffdioxid $CO_2$). Die verbleibenden zwei unhybridisierten $p$-Orbitale können zwei $\_pi$-Bindungen bilden.
2. $sp^2$-Hybridisierung. Ein $s$- und zwei $p$-Orbitale sind beteiligt. Es entstehen drei Hybridorbitale, die in einer Ebene in einem Winkel von 120° zueinander liegen. Die Molekülstruktur ist planar (Beispiel: Ethylen $C_2H_4$). Das verbleibende senkrechte $p$-Orbital bildet eine $\_pi$-Bindung.
3. $sp^3$-Hybridisierung. Beinhaltet ein $s$- und alle drei $p$-Orbitale desselben Niveaus. Das Ergebnis sind vier Hybridorbitale, die unter gleichen Winkeln von 109,5° auf die Ecken eines Tetraeders ausgerichtet sind. Das Molekül besitzt eine tetraedrische Struktur (Beispiele: Methan $CH_4$ oder ein Diamantkristall).

Spezialfälle: Bindung ohne Hybridisierung und d-Elemente

Nicht alle Moleküle werden unter Beteiligung von Hybridisierung gebildet. Bei einigen Atomen (z. B. Schwefel und Phosphor) befinden sich im Grundzustand auf der Außenschicht ungepaarte $p$-Elektronen, die auf zueinander senkrechten $p$-Orbitalen angeordnet sind.

Bei der Bildung von Verbindungen von Wasserstoff mit Phosphor (Phosphin $PH_3$) und Schwefel (Schwefelwasserstoff $H_2S$) werden chemische Bindungen durch reine, unhybridisierte $p$-Orbitale gebildet. Da die ursprünglichen $p$-Orbitale in einem Winkel von 90° zueinander stehen, liegen die Bindungswinkel in diesen Molekülen nahe an rechten Winkeln (ca. 93°).

Bei $d$-Block-Metallen sind auch die $d$-Orbitale Valenzorbitale. Wenn zwei $d$-, ein $s$- und drei $p$-Orbitale an der Hybridisierung beteiligt sind ($d^2sp^3$-Hybridisierungstyp), entstehen 6 Hybridorbitale, die auf die Ecken eines Oktaeders gerichtet sind. Dies ist typisch für oktaedrische Komplexverbindungen.

Fragen aus Vorlesungen und Prüfungen

Was es zum Thema noch zu wiederholen gibt

• Elektronenstruktur von Phosphor- und Schwefelatomen im Grundzustand
• Schema der Bindungsbildung im Acetylenmolekül (C2H2)
• Einfluss von Mehrfachbindungen auf die Molekülenergie (am Beispiel von Stickstoff, Sauerstoff und Fluor)
• Orbitalüberlappung bei der Bildung von d-Block-Metallkomplexen

Weitere Themen des Kapitels „Kapitel 5. Aufbau der Materie“

Das Material wurde von Dozenten von WhiteCoat Pro nach dem Lehrplan medizinischer Hochschulen erstellt. Es hat Bildungscharakter.