Hybridisierung

Hybridisierung einfach erklärt

In der Natur kommen Bindungen zwischen Atomen öfters anders vor, als sie theoretisch erwartet werden. Zum Beispiel die Verbindung Methan (CH₄). 

Kohlenstoff C hat nur 2 ungepaarte Valenzelektronen, könnte also nur zwei Bindungen eingehen. Dennoch kann er vier gleichwertige Bindungen mit 4 Wasserstoffatomen H zu Methan (CH₄) eingehen. Das ist durch die Hybridisierung möglich. Dabei verschmelzen verschiedene Orbitale miteinander und ergeben Hybridorbitale. 

Das hat zur Folge, dass sich die Elektronen in der Bindung räumlich besser verteilen können und der energetische Zustand des gesamten Moleküls sinkt. Es wird also stabiler.

Orbitalmodell Hybridisierung

Die Hybridisierung baut auf der Theorie der Orbitalmodelltheorie auf. Nach der Theorie bewegen sich Elektronen in dreidimensionalen Räumen um den Atomkern.

Du hast in diesem Zusammenhang das s-, p- und d- Orbital mit ihrer räumlichen Form in unserem Beitrag kennengelernt. Diese Orbitale können dann bei unterschiedlichen Molekülen miteinander verschmelzen oder auch hybridisieren.

Dabei ändert sich dann die äußere Form der Orbitale und es entstehen die sogenannten Hybridorbitale .

Hybridisierung Chemie

Im Folgenden wird die kovalente Bindung  näher betrachtet. Generell entsteht diese Art der Bindung in der Chemie immer dort, wo sich zwei Orbitale miteinander überlappen und Elektronen somit geteilt werden können.

Die kovalente Bindung kann nach ihrer Symmetrie weiter in sigma und pi Bindungen unterteilt werden.

Sigma Bindung

Bei einer sigma Bindung ist die Ladeverteilung der Elektronen in der Verbindung rotationssymmetrisch zur Bindungsachse. Damit diese Art der Bindung zustande kommt, müssen sich die zwei Elektronenwolken der Bindungspartner stärker überlappen als bei der pi Bindung.

Das führt dazu, dass die sigma Bindung energetisch stabiler ist. Zu der sigma Bindung kommt es, wenn zwei s- oder zwei p- oder ein s- und ein p-Orbital miteinander binden.

Pi Bindung

Die pi Bindung kommt durch eine Überlappung von d- und p-Orbitalen zustande. Sie ist nicht rotationssymmetrisch. Und zwar verteilt sich hier die Ladung unter und oberhalb der Knoten der Orbitale.

Dabei wird die Bindung auch als delokalisiert bezeichnet, weil man nicht genau weiß, wo sich das bindende Elektronenpaar gerade aufhält.

sp Hybridisierung

Ethin C₂H₂ ist ein Molekül, das sp hybridisiert ist. Es ist linear aufgebaut, das bedeutet der Winkel zwischen den Orbitalen beträgt 180°. Außerdem besitzt das Molekül zwischen den zwei Kohlenstoffatomen eine Dreifachbindung. Diese Dreifachbindung besteht aus einer sigma und zwei pi Bindungen.

Wie der Name andeutet, verschmelzen hier nur ein s- und ein p- Orbital miteinander. Genauer gesagt, hybridisiert das 2s und das 2p Orbital zu einem keulenförmigen Hybridorbital. Die restlichen Elektronen bleiben in ihren Aufenthaltsräumen im Grundzustand.

sp2 Hybridisierung

Bei Ethen C₂H₄ liegt eine sp² Hybridisierung vor. Das heißt, es hybridisiert ein s-Orbital und zwei p-Orbitale. Es kommt dann zu drei energetisch gleichwertigen sp² Hybridorbitalen. Ein p-Orbital bleibt im Grundzustand übrig.

Dadurch kommt es zu einer Doppelbindung zwischen den zwei Kohlenstoffatomen und einer Einfachbindung zu den jeweiligen Wasserstoffatomen. Der Winkel zwischen den Orbitalen hier ist 120° und gibt die energetisch günstigste räumliche Anordnung der Elektronen wieder.

sp3 Hybridisierung

Die sp³ Hybridisierung kann gut am Molekül Methan CH₄ verdeutlicht werden. Kohlenstoff C besitzt zwei ungepaarte Außenelektronen und dürfte sich normalerweise nur mit 2 H-Atomen binden. Nun liegen aber vier gleichwertige Bindungen bei Methan vor. Sie sind nicht voneinander unterscheidbar.

Das kommt aufgrund der sp³ Hybridisierung zustande. Ein kugelförmiges s- und drei hantelförmige p-Orbitale des Kohlenstoffes verschmelzen miteinander zu 4 keulenförmigen sp³ Hybridorbitalen. Diese Orbitale liegen energetisch ein klein wenig niedriger als das p- und höher als das ursprüngliche s-Orbital. Aufgrund dessen hat jedes Hybridorbital ein Elektron und kann sich mit jeweils einem Wasserstoffatom binden.

Dadurch sinkt die Gesamtenergie des kompletten Moleküls. Methan nimmt so die äußere Form eines Tetraeders an. Das spiegelt einen Winkel von 109,5° zwischen den Orbitalen wider. 

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In einem Molekülorbitalmodell würde die sp³ Hybridisierung von Kohlenstoff wie folgt aussehen. Zuerst gibt es zwei vollbesetzte s-Orbitale und das teilweise von Elektronen besetzte p-Orbital.

Findet nun die Hybridisierung statt, so entstehen vier sp³ Hybridorbitale mit jeweils einem Elektron. Diese Hybride liegen energetisch knapp unter den ursprünglichen p-Orbitalen. Das 1s Orbital bleibt dabei unverändert in seinem Grundzustand.

Hybridisierung — häufigste Fragen

• Was versteht man unter Hybridisierung in der Chemie?
  Unter einer Hybridisierung versteht man die Vermischung von mehreren Atomorbitalen. Dadurch entstehen sogenannte Hybridorbitale. Damit zum Beispiel bei einem Kohlenstoffatom vier Elektronen ungepaart vorliegen, vermischen sich drei p-Orbitale mit einem s-Orbital. Hybridorbitale befinden sich auf dem gleichen Energieniveau.
  
  
• Was ist ein Hybridorbital?
  Ein Hybridorbital ist eine Vermischung von Orbitalen verschiedener Art, die sich in ihrer Energie ähneln. Beispielsweise entstehen aus drei p-Orbitalen und einem s-Orbital vier sp³-Orbitale. Dieser Prozess wird als Hybridisierung bezeichnet.
  
  
• Was ist ein sp³-Orbital?
  Bei einer sp³-Hybridisierung entstehen 4 tetraedrisch angeordnete sp³ Orbitale im Winkel von 109,5°. Sie stellen quantenmechanisch einen Mischzustand zwischen einem s-Orbital und drei p-Orbitalen dar, und werden oft keulenähnlich visualisiert.

DNA Hybridisierung

DNA kann auch hybridisiert werden. Dabei wird aus zwei Einzelsträngen der DNA ein Doppelstrang. Dies kann nur erfolgen, wenn beide Einzelstränge komplementäre Basen besitzen. Der zugrunde liegende Mechanismus sind die Wasserstoffbrückenbindungen .