Hybridisierung

Das Orbitalmodell

Da die Elektronen von Molekülen nicht an bestimmten Stellen um den Atomkern kreisen, gibt es das Orbitalmodell. Dieses gibt den Bereich an, in dem sich die Elektronen am wahrscheinlichsten befinden.

In einem Orbital halten sich immer zwei Elektronen auf. Jedes Elektron besitzt einen bestimmten Energiegehalt. Aus diesem ergibt sich die unterschiedliche räumliche Form des Orbitals. Die räumliche Form ist dabei immer symmetrisch.

Es gibt verschiedene Orbitale, die nach ihrem Energieniveau unterschieden werden:

• Das s-Orbital hat 1 Orbital auf seinem Energieniveau und enthält maximal 2 Elektronen. S-Orbitale sind kugelförmig.
• Das p-Orbital enthält 3 Orbitale auf dem gleichen Energieniveau und enthält maximal 6 Elektronen. Es gibt 3 p-Orbitale, die hantelförmig sind. Sie sind räumlich gerichtet, weshalb man sie auch als${\mathrm{p}}_{\mathrm{x}}$-, ${\mathrm{p}}_{\mathrm{y}}$- und ${\mathrm{p}}_{\mathrm{z}}$- Orbitale bezeichnet.
• Das d-Orbital enthält 5 Orbitale auf dem gleichen Energieniveau und enthält maximal 10 Elektronen. Es gibt 5 d-Orbitale, von denen 4 rosettenförmig sind und eins hantelförmig, mit einem zusätzlichen Ring ausgestattet ist.
• Das f-Orbital enthält 7 Orbitale auf dem gleichen Energieniveau und enthält maximal 14 Elektronen. Es gibt 7 f-Orbitale.

Chemische Bindungsarten

Wenn sich die verschiedenen Orbitale überlappen, entstehen Bindungen zwischen Molekülen. Je nachdem, wie die Elektronen dabei verteilt werden, spricht man von einer sigma- oder pi-Bindung.

Sigma-Bindung

Bei einer sigma-Bindung ist die Ladungsverteilung der Elektronen in der Verbindung rotationssymmetrisch zur Bindungsachse. Dreidimensionale Objekte sind rotationssymmetrisch. Das bedeutet, dass eine Drehung um jeden beliebigen Winkel das gleiche Objekt abbildet.

Damit diese Art von Bindung entsteht, müssen die Elektronenwolken der Bindungspartner stark überlappen. Das führt dazu, dass sigma-Bindungen energetisch stabil sind. Eine sigma-Bindung bildet sich, wenn sich zwei s-, zwei p- oder ein s- und ein p-Orbital miteinander verbinden. Die verschiedenen Arten der Überlappung sind in Abbildung 1 bis 3 visuell dargestellt.

Abbildung 1: Verbindung von 2 s-Orbitalen

Abbildung 2: Verbindung von einem s- und einem p-Orbital

Abbildung 3: Verbindung von 2 p-Orbitalen

Pi-Bindung

Die pi-Bindung entsteht durch eine Überlappung von d- und p-Orbitalen. Sie ist nicht rotationssymmetrisch. Die Ladung verteilt sich unter- und oberhalb der sigma-Bindung. Bei der pi-Bindung überlappen sich zwei p-Orbitale senkrecht.

Abbildung 4: Senkrechte Verbindung von 2 p-Orbitalen

Verschiedene Arten der Hybridisierung

sp-Hybridisierung

Wie der Name bereits sagt, verschmelzen hier ein s- und ein p-Orbital miteinander. Es entsteht ein lineares, keulenförmiges Hybridorbital mit einem Winkel von 180°.

Abbildung 5: sp-Hybridorbital

${\mathrm{sp}}^2$-Hybridisierung

Bei dem Alken Propen (C₃H₆) liegt eine ${\mathrm{sp}}^2$- Hybridisierung vor. Das heißt, es kommt zu einer Hybridisierung eines s-Orbitals und zwei p-Orbitalen. Es kommt dadurch zu drei energetisch gleichwertigen ${\mathrm{sp}}^2$- Hybridorbitalen. Ein p-Orbital bleibt im Grundzustand übrig. Dadurch bildet sich eine Doppelbindung zwischen zwei Kohlenstoffatomen und Einfachbindungen mit den Wasserstoffatomen.

Hier beträgt der Winkel zwischen den Orbitalen 120° – dieser Winkel gibt die energetisch günstigste räumliche Anordnung der Elektronen wieder.

Abbildung 6: sp2-Hybridorbital

${\mathrm{sp}}^3$-Hybridisierung

Die ${\mathrm{sp}}^3$-Hybridisierung kann gut am Alkan Methan (CH₄) dargestellt werden. Das Element Kohlenstoff (C) hat zwei Außenelektronen. Normalerweise dürfte dieses Element sich nur mit 2 H-Atomen binden. Bei Methan liegen jedoch vier gleichwertige Bindungen vor. Sie sind nicht voneinander unterscheidbar.

Der Grund dafür ist die ${\mathrm{sp}}^3$-Hybridisierung: ein kugelförmiges s- und drei hantelförmige p-Orbitale des Kohlenstoffs verbinden sich – sie bilden 4 keulenförmige ${\mathrm{sp}}^3$-Hybridorbitale.

Diese Orbitale liegen energetisch ein wenig niedriger als das p- , jedoch ein wenig höher als das ursprüngliche s-Orbital. Aus diesem Grund hat jedes Hybridorbital ein Elektron und kann sich mit jeweils einem Wasserstoffatom binden.

Dadurch sinkt die Gesamtenergie des kompletten Moleküls. Dementsprechend nimmt Methan die äußere Form eines Tetraeders an. Dabei ergibt sich ein Winkel von 109,5° zwischen den Orbitalen.

Abbildung 7: sp3-Hybridorbital

Hybridisierung in der Biochemie

In der Biochemie versteht man unter der Hybridisierung das Bilden von komplementären DNA-Einzelsträngen zu bereits vorhandenen. Aus zwei Einzelsträngen der DNA wird dabei ein Doppelstrang. Diese Hybridisierung kann nur stattfinden, wenn beide Einzelstränge komplementäre Basen besitzen. Der entscheidende Mechanismus ist hierbei die Wasserstoffbrückenbindung.