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Ansicht
Darstellung
positive Phase (+)
negative Phase (−)
Die Farben zeigen die Phase (das Vorzeichen der Wellenfunktion), nicht eine Ladung.
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Überlappung und Hybridisierung
Atomorbitale: s, p und d
Ein Orbital ist der Aufenthaltsraum, in dem sich ein Elektron mit hoher Wahrscheinlichkeit aufhält. s-Orbitale sind kugelförmig, p-Orbitale hantelförmig (drei senkrecht zueinander), d-Orbitale haben vier Lappen bzw. beim dz² eine Hantel mit Ring. Für die Bindungen der hier gezeigten Moleküle spielen s- und p-Orbitale die Hauptrolle.
Die Elektronenpaarbindung als Orbital-Überlappung
Eine Elektronenpaarbindung entsteht, wenn zwei einfach besetzte Atomorbitale überlappen: Das gemeinsame Elektronenpaar hält sich bevorzugt zwischen den Kernen auf. Beim H2-Molekül überlappen zwei 1s-Orbitale, beim F2-Molekül zwei 2p-Orbitale, beim HF-Molekül ein 1s- mit einem 2p-Orbital. Liegt die Überlappung auf der Kernverbindungsachse, spricht man von einer σ-Bindung.
Phase: das Vorzeichen der Wellenfunktion
Ein Orbital hat Bereiche mit unterschiedlichem Vorzeichen der Wellenfunktion – die beiden Phasen. Hier sind sie türkis (+) und orange (−) gefärbt. Die Farbe zeigt also die Phase, nicht eine Ladung. Eine Bindung entsteht nur, wenn Orbitale gleichphasig überlappen. In anderen Programmen und Büchern siehst du oft Rot/Blau oder Blau/Gelb – gemeint ist immer dasselbe. Auch der kleine Rücklappen eines Hybridorbitals trägt die Gegenphase – er ist orange gefärbt. Schaltest du „Phasen (+/−) zeigen" aus, werden die Orbitale stattdessen nach Typ gefärbt: Hybridorbitale dunkelblau, p-Orbitale hellblau, s-Orbitale grau, d-Orbitale violett – so lassen sich z. B. σ-Gerüst und π-Orbitale auf einen Blick unterscheiden. Im Bereich „Hybridorbitale" und bei den Molekülen sind unhybridisierte p-Orbitale zusätzlich rot hervorgehoben; die kleinen 1s-Orbitale der H-Atome sind bei den hybridisierten Molekülen grau dargestellt, damit sie neben den großen Hybridlappen erkennbar bleiben. Die X–H-Abstände sind dort zur besseren Sichtbarkeit leicht gestreckt.
Warum Hybridorbitale?
Das C-Atom hat im Grundzustand nur zwei einfach besetzte 2p-Orbitale – damit ließen sich nur zwei Bindungen mit 90°-Winkel erklären. Tatsächlich bildet Kohlenstoff im Methan-Molekül aber vier gleichwertige Bindungen mit 109,5°. Das Modell erklärt das in zwei Schritten: Promotion (ein 2s-Elektron wird in das leere 2p-Orbital angehoben) und Hybridisierung (2s- und 2p-Orbitale mischen zu neuen, gleichwertigen Hybridorbitalen). Jedes Hybridorbital hat einen großen und einen kleinen Lappen – der große sorgt für besonders gute Überlappung.
Warum sind F₂ und HF nicht hybridisiert dargestellt?
Hybridisierung wird eingeführt, um Bindungswinkel zu erklären – bei zweiatomigen Molekülen gibt es keinen Winkel, also auch keinen Grund zu hybridisieren. Die einfach besetzten 2p-Orbitale erklären die Bindung vollständig. Messungen stützen das: Die freien Elektronenpaare des F-Atoms haben unterschiedliche Energien (2s- bzw. 2p-artig), wären bei sp³-Hybridisierung aber gleichwertig. In manchen Büchern findest du trotzdem eine sp³-Darstellung – das ist ein anderes, nicht nötiges Modell.
sp³, sp² und sp
Wie viele Orbitale mischen, richtet sich nach der Zahl der Bindungspartner und freien Paare: sp³ (aus 2s + drei 2p): vier Hybride, tetraedrisch, 109,5° – Methan, Ammoniak, Wasser. sp² (aus 2s + zwei 2p): drei Hybride in einer Ebene, 120°; ein 2p-Orbital bleibt unhybridisiert – Ethen, Benzol. sp (aus 2s + einem 2p): zwei Hybride, linear, 180°; zwei 2p-Orbitale bleiben – Ethin.
π-Bindungen aus unhybridisierten p-Orbitalen
Die unhybridisierten 2p-Orbitale stehen senkrecht auf dem σ-Gerüst. Überlappen sie seitlich (ober- und unterhalb der Kernverbindungsachse), entsteht eine π-Bindung: die zweite Bindung der Doppelbindung im Ethen-Molekül, die zweite und dritte Bindung der Dreifachbindung im Ethin-Molekül.
Freie Elektronenpaare
Doppelt besetzte Hybridorbitale bilden keine Bindung – sie sind freie Elektronenpaare: eines beim Ammoniak-, zwei beim Wasser-Molekül. So erklärt das Modell auch die gewinkelte bzw. pyramidale Gestalt dieser Moleküle.
Zwei Modelle – ein Molekül
Dieser Viewer zeigt das Valenzbindungsmodell: Bindungen entstehen durch Überlappung einzelner Atom- oder Hybridorbitale und sind zwischen zwei Atomen lokalisiert. Der Molekülorbital-Viewer zeigt das Molekülorbitalmodell: Dort erstrecken sich die Orbitale über das ganze Molekül. Beide Modelle sind Näherungen und beschreiben dieselbe Bindung aus verschiedenen Blickwinkeln – das Valenzbindungsmodell erklärt die räumliche Gestalt der Moleküle besonders anschaulich, das Molekülorbitalmodell zusätzlich Phänomene wie delokalisierte Elektronen.
Benzol: die Brücke zur Delokalisierung
Im Benzol-Molekül ist jedes Ring-C sp²-hybridisiert. Die sechs unhybridisierten 2p-Orbitale überlappen seitlich ringsum gleich – die π-Elektronen gehören keinem festen Atompaar mehr. Wie das entstehende delokalisierte π-System aussieht, zeigt der Molekülorbital-Viewer.
Die gezeigten Orbitale sind idealisierte Modellformen (Lehrbuchdarstellung), keine quantenchemische Rechnung. Beim Wasser-Molekül zeigt das Modell den idealen Tetraederwinkel 109,5°; gemessen sind 104,5°.