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Erläuterungen zu den Chemie-Vorlesungen

I   Hybridisierung und Kovalente Bindungen

1. Bindungsarten

• Allgemein:
  
  

• Bei der Ionenbindung, aus Kationen X⁺ und Anionen Y ^- gebildet, werden die ionischen Bindungspartner durch die Kristallgitterenergie (elektrostatische Kraft) zusammengehalten.
  
   Bildung der Ionen Li⁺ und Cl ^-
  
• Die polarisierte Elektronenpaarbindung wird auch als polare kovalente Bindung oder polare Atombindung bezeichnet.
  
  So ergeben sich polare Substrate (vgl. Tafelarbeit der Vorlesung):
  
• Die unpolare Elektronenpaarbindung (kovalente Bindung oder Atombindung) bildet sich zwischen gleichen Nichtmetallen wie C-C.

2. Elektronenkonfiguration und Kästchenschema im Grundzustand (ungebunden)

Jedes Atom des Periodensystems (PSE) hat seine charakteristische Elektronenkonfiguration, die dem PSE entnommen werden kann, beginnend mit dem niedrigsten Energieniveau - "Schale" - 1s über 2s und 2p zu 3s, 3p und 3d usw.

Kästchenschema der Schalen:

Es gilt die Hund'sche Regel.

Kästchenschema einiger Elemente im Grundzustand:

3. Das ist Hybridisierung!

• Eine Verschmelzung unterschiedlicher Strukturen bezeichnet man als Hybridisierung. Es entsteht ein Hybrid.

• In der Chemie verschmelzen verschiedene Elektronenorbitale (s, p, d) zu neuen Hybridorbitalen.

• Hybridisierung tritt nur bei Atomen auf, die kovalente Bindungen zu anderen Atomen aufweisen.

• Hybridisierung erzeugt energetisch stabile zumeist dreidimensionale geometrische Strukturen.

• Nur Valenzorbitale (äußerste Schale, auch wenn im Grundzustand nicht besetzt) eines Atoms können an der Hybridisierung teilnehmen.

• Hybridorbitale erzeugen stets s-Bindungen.

• p-Bindungen - "Doppelbindungen" - entstehen aus nicht hybridisierten p-Orbitalen (vgl. sp²- und sp-Hybridisierung)

4. Die sp³-Hybridisierung 

4.1 Gedanklicher "Ablauf" der sp³-Hybridisierung am Beispiel Kohlenstoff

Darstellung der verschiedenen Elektronenorbitale im Grundzustand eines Atoms. Atomorbitale bilden keine Bindungen!:

   

Kästchenschema für Kohlenstoff in Bindungen mit 4 Liganden (sp³), Winkel 109°28'

1. Anhebung eines 2s-Elektrons  aus dem Grundzustand in das 2p-Niveau und 

2. Hybridisierung des einen 2s mit den drei 2p-Elektronen auf das Energieniveau 2 sp³ unter Absenkung und Vereinheitlichung der Energie:

Hybridisierungsablauf zu 4 Bindungspartnern der Kohlenstoff:

Die Hybridorbitale können jeweils Valenzbindungen  (s-Bindungen) zu anderen Atomen aufbauen.

4.2 Beispiele

Bildung von Methan, vier s-Bindungen zwischen C und H. Die H-Atome können nicht hybridisieren, da sie nur über s-Orbitale verfügen:

Aus einem sp³-Hybridorbital des Kohlenstoffs und dem s-Orbital eines Wasserstoffs bildet sich ein Molekülorbital, bei dem das Bindungselektronenpaar beiden Atomkernen angehört und somit die C-H-Bindung bildet.

Bildung von Ethan durch drei s-Bindungen zwischen C und H und eine C-C-s-Bindung. Beide C-Atome sind sp³-hybridisiert, H ist nicht hybridisiert, formal:

Die Struktur des Ethanmoleküls zeigt das Kugel-Stab-Modell:

Bildung von Ammoniak durch sp³-Hybridisierung des Stickstoffs, Bindungswinkel H-N-H 107,3°, da das nicht sichtbare, aber in einem sp³-Orbital existente freie Elektronenpaar den idealen Tetraederwinkel staucht. Die drei einfach besetzten sp³-Hybridorbitale bilden drei s-Bindungen zwischen N und H:

Bildung von Wasser durch sp³-Hybridisierung des Sauerstoffs, Bindungswinkel H-O-H 104,5°, da die nicht sichtbaren, aber in  zwei sp³-Orbitalen existenten freien Elektronenpaare den idealen Tetraederwinkel stauchen. Die zwei einfach besetzten sp³-Hybridorbitale bilden zwei s-Bindungen zwischen O und H:

Bildung von Hydrogenfluorid HF durch sp³-Hybridisierung des Fluor. Ein Bindungswinkel ist nicht definiert. Neben der einen s-Bindung existieren 3 freie Elektronenpaare in sp³-Hybridorbitalen:

4.3 Zusammenfassende Eigenschaften der jeweils 4 sp³-Hybridorbitale

© Prof. Dr. M. Häberlein in FH Frankfurt, Fb 2, Stg Verfahrenstechnik