Elektronenpaarbindung: Hybridisierung

2.2
Elektronenpaarbindung (= Atombindung = kovalente Bindung)

Betrachten wir das O2 oder
das N2 Molekül mit der Lewis-Schreibweise ergibt
sich folgendes Bild:

o2n2l - Elektronenpaarbindung: Hybridisierung

Die beiden Sauerstoff Atome bilden
einen gemeinsamen Molekülverband (12 Valenzelektronen), bei
dem jedes Atom 2 Elektronen des anderen “mitbenützt”
und somit der Oktett-Regel entsprochen wird. So ergeben sich 2 bindende
Elektronenpaare also eine Doppelbindung. Dies wird auch aus
den experimentellen Ergebnissen deutlich:
die Bindungslänge
ist relativ kurz, 121 pm
und die Bindungsenergie
hoch, 495 KJ/Mol.

Beim Stickstoff resultiert aus
dieser Überlegung eine Dreifachbindung (

Bindungslänge: 110 pm, Bindungsenergie:
946
KJ/Mo
l).

Wendet man die MO-Theorie an, wird
es gleich etwas komplizierter und die MO-Theorie bereitet uns die
ersten Probleme.

o25 - Elektronenpaarbindung: Hybridisierung

Um eine Verbindung einzugehen, müssen
hier die p-Orbitale überlappen und zwar die beiden px
zu einer Sigma-Bindung und
die py und pz seitlich, was man Pi-Bindung
nennt.
Die verschiedenen Möglichkeiten sind nachfolgend dargestellt:

2px2px - Elektronenpaarbindung: Hybridisierung

 

 


Abb.2.2.13

Lewis-Schreibweise
O2, N2

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.2.14

AO
Sauerstoff

 

 

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.2.15


Pi-Bindungsmöglichkeiten

2pyz - Elektronenpaarbindung: Hybridisierung


space

Ein Problem dabei
ist, daß die px-Orbitale schon doppelt besetzt sind.
Das Energieniveauschema der linear kombinierten AOs der Valenzelektronen
beim Sauerstoffmolekül rechts zeigt die bindenden Orbitale
und die berechnete Elektronendichte. Die Elektronenkonfiguration
ist:

s2s2
s*2s2 s2px2
p2py2 p2pz2 p*2py1p*2pz1

( die 1s-Elektronen wurden weggelassen)

Da die in Abb. 2.2.14
dargestellte Überlappung der Sauerstoff-AOs die tatsächliche
Elektronenverteilung und räumliche Anordnung deshalb nur schlecht
wiederspiegelt, verwenden wir besser das von Pauling vorgeschlagene Modell
der Hybridisierung.

enso2 - Elektronenpaarbindung: Hybridisierung

Dabei gehen die Atome durch Kombination
von Orbitalen in einen Bindungszustand (= hybridisierten Zustand
) über. Ein Hybridorbital
ist also eine Linearkombination von Atomorbitalen eines einzelnen Atoms.

sp2h1 - Elektronenpaarbindung: Hybridisierung

Die Atome können je nach Verbindung
unterschiedliche Hybridisierungszustände einnehmen.

Im Sauerstoffmolekül (O2) sind die beiden
O-Atome sp2 hybridisiert, d.h. ein 2s-Orbital ist mit
zwei p-Orbitalen, dem 2px– und 2py-Orbital
kombiniert worden.

Bei einem sp2-hybridisierten Atom
stehen die 3 sp2-Hybridorbitale in einem Winkel von 120°
und liegen in einer Ebene.

Die Hybridisierung in Kästchenschreibweise sieht
man unten.

o2sp2 - Elektronenpaarbindung: Hybridisierungsp2k - Elektronenpaarbindung: Hybridisierung

Das O2-Molekül
ergibt sich dann durch Überlappung von 2 sp2-hybridisierten
Atomen. Dabei überlappen sich 2 sp2-Hybridorbitale zur Sigmabindung
und 2 p-Orbitale seitlich zur Pi-Bindung. Dies ergibt die Doppelbindung.

Auch im CO2-Molekül (siehe
unten) sind die beiden Sauerstoffatome sp2-hybridisiert
und mit je einer Doppelbindung mit dem C-Atom verbunden.

co22 - Elektronenpaarbindung: Hybridisierung

Das CO2-Molekül ist linear
gebaut und hat demnach zwischen den Doppelbindungen einen Bindungswinkel
von 180°. Damit das C-Atom zwei Doppelbindungen in linearem Bindungswinkel
eingehen kann muß es in den sp-Hybridisierungszustand übergehen.

 

 

 

 

 

 


Abb.2.2.16

Hybridisierung
bei O2
Energieniveauschema und Elektronendichte

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.2.17

sp2
Hybridisierung bei O2,
AO

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.2.18

sp2-Hybridisierung
bei O2
MO und
Kästchenschreibweise

 

 

 

 

 

 


Abb.2.2.19

sp2-Hybridisierung
bei CO2
MO
 

co24 - Elektronenpaarbindung: Hybridisierung

 

 

sp9 - Elektronenpaarbindung: Hybridisierung
sp8 - Elektronenpaarbindung: Hybridisierung

Dabei wird das 2s-Orbital des Kohlenstoffatoms mit einem
seiner 2p-Orbitale kombiniert. Die beiden 2py– und 2pz-Orbitale
bleiben übrig (siehe oben in Kästchenschreibweise). Es entstehen
2 linear angeordnete sp-Hybridorbitale. Ein komplettes sp-hybridisiertes
C-Atom (ohne 1s-Orbital) ist in der obigen Darstellung des CO2-Moleküls
zu sehen.

n3 - Elektronenpaarbindung: Hybridisierung

Auch im N2-Moleküle sind
die N-Atome sp-hybridisiert. Durch die Sigma-Bindung bei der sp-sp-Überlappung
und die beiden Pi-Bindungen der p-p-Überlappung ergibt sich die Dreifachbindung.

Die N2-Dreifachbindung
besitzt eine sehr starke Bindungsenergie von 945 KJ/Mol und eine Bindungslänge
von 110 pm.

In anderen Verbindungen findet eine sp3-Hybridisierung
statt.

sp3h1 - Elektronenpaarbindung: Hybridisierung

Dabei hybridisiert ein s-Orbital mit dem px-,
py– und dem pz-Orbital. Daraus entstehen 4 sp3-Hybridorbitale
die tetraedrisch ausgerichtete sind (sie werden auch q genannt). Der Winkel
zwischen den 4 Hybridorbitalen beträgt 109,5°.

Bei Sauerstoff sind zwei q-Orbitale einfach und zwei
doppelt besetzt.

Beim Stickstoff sind 3 q-Orbitale einfach besetzt und
nur eines doppelt.

Somit hat Sauerstoff 2 freie Elektronenpaare, Stickstoff
eines.

Die Hybridisierung der Orbitale in Kästchenschreibweise
ist in der Abb. 2.2.24 .abgebildet.

hybrid1 - Elektronenpaarbindung: Hybridisierung

IE: rechts Klicken ; in neuem Fenster öffnenIE: rechts Klicken ; in neuem Fenster öffnen

Im Ammoniakmolekül (NH3) findet
dann eine Überlappung von drei 1s-Orbitalen der Wasserstoffatome
mit drei q-Orbitalen des sp3-hybridisierten N-Atoms
statt.

Beim Wassermolekül sind zwei 1s des Wasserstoffs
ebenfalls mit den sp3-Hybrid-Orbitalen überlappt
und bilden jeweils ein s-sp3-Sigma-Bindung.

Beim Methan
(CH4) läßt sich die tertraedrische Molekülstruktur mit
dem Bindungswinkel von 109,5° mit einem sp3-hybridisierten
C-Atom exakt beschreiben.

Die gemessenen Bindungswinkel im Wasser und Ammoniak
sind dagegen leicht unterschiedlich. Die Differenz kann durch die ungleichmäßige
Ladungsverteilung erklärt werden.

sp3m - Elektronenpaarbindung: Hybridisierung

 

 

 


Abb.2.2.20

MO
N2

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.2.21


sp3-Hybridisierung

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.2.22


sp3-Hybridisierung bei N und O

 

 

Klicken Sie für die 3D-Darstellung auf H2O,
NH3 bzw. CH4 in
Abb.
2.2.22
!

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.2.23


MO Methan
Weiterführende
Quellen:
Periodensystem: http://www.uniterra.de/rutherford/
und http://www.webelements.com/
und http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/index.html
und http://periodensystem.andyhoppe.com/
und http://www.trauner.at/service/DownloadsCh/perioden.pdf

H2-Molekül: http://www.chemistry.mcmaster.ca/esam/Chapter_6/section_4.html#Fig_6-16

Lewisformeln: http://www.matse.psu.edu/matsc81/Handouts/Handout5.pdf
und http://server.chem.ufl.edu/~itl/2045_s99/lectures/lec_13.html

chemische Bindung:http://www.imsa.edu/~ishmael/bonding/cb/index.html

Kovalente Bindung: http://ac16.uni-paderborn.de/lehrveranstaltungen/_aac/vorles/skript/kap_4/kap4_1/
und http://chipo.chem.uic.edu/web1/ocol/SB/1-1.htm

Molekülorbitaltheorie (MO):http://www.uky.edu/~holler/orbitals/co/co.html

http://www.chem.ufl.edu/~chm2040/Notes/Chapter_12/theory.html
http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/molecule/hmol.html#c1
und
http://chipo.chem.uic.edu/web1/ocol/SB/1-2.htm
oder http://www.up.ac.za/academic/chem/mol_geom/vb/val_bond.htm

Hybridisierung: http://www.tu-bs.de/institute/pci/aggericke/PC4/Kap_II/Hybride/Hybridisierung.htm
und
http://www.oci.unizh.ch/edu/lectures/material/AC_BII/Kap1/kap1.html

VSEPR-Theorie: http://www2.gasou.edu/chemdept/general/molecule/tutorial/index.htm
und http://mc2.cchem.berkeley.edu/VSEPR/index.html
und http://www.shef.ac.uk/~chem/vsepr/
und http://www.chem.ox.ac.uk/vrchemistry/vsepr/intro/vsepr_splash.html

Atomarchiv: http://www.atomicarchive.com/main.shtml

3D-Molekülarchiv: http://www.nyu.edu/pages/mathmol/library/library.html

Maße: http://home.att.net/~numericana/answer/units.htm

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