Hybridisierung

Pauling (1931) führte das revolutionäre Konzept der Hybridisierung ein. Die Umverteilung der Energie von Orbitalen einzelner Atome zu neuen Orbitalen gleicher Energie wird als Hybridisierung bezeichnet. Die neu gebildeten Orbitale werden als Hybridorbitale bezeichnet.

Nachfolgend werden verschiedene Arten der Hybridisierung zusammen mit Hybridorbitalen und Strukturen aufgeführt:

Bevor die Beispiele besprochen werden, müssen wir hier die Hybridisierungsregeln erwähnen, die wie folgt lauten:

(i) Nur die Orbitale eines Zentralatoms werden hybrodisatoin.

(ii) Die Orbitale fast desselben Energieniveaus können gemischt werden, um hybride Orbitale zu bilden.

(iii) Die Anzahl der miteinander gemischten Atomorbitale ist immer gleich der Anzahl der hybriden Orbitale.

(iv) Bei der Hybridisierung wird die Anzahl der Orbitale je nach Bedarf gemischt.

(v) Die hybriden Orbitale sind im Raum verteilt und liegen tendenziell am weitesten auseinander.

(vi) Hybride Bindungen sind stärker als die nichthybriden Bindungen.

(vii) Wenn ein Orbital einmal zum Aufbau eines Hybridorbitals verwendet wurde, steht es in seiner “reinen” Form nicht mehr für die Aufnahme von Elektronen zur Verfügung. s- und p-Orbitale können auf drei Arten hybridisiert werden, die im Folgenden erläutert werden:

Sp-Hybridisierung: Bei einer solchen Hybridisierung werden ein s- und ein p-Orbital gemischt, um zwei sp-Hybridorbitale zu bilden, die

Hybridisation

lineare Struktur mit Bindungswinkel $180^0$ haben. Bei der Bildung von $BeCl_2$ beispielsweise geht das Atom zunächst in den angeregten Zustand $(2s^1 2p^1)$ über und hybridisiert dann zu zwei sp-Hybridorbitalen. Diese Hybridorbitale überschneiden sich mit den beiden p-Orbitalen der beiden Chloratome und bilden das Molekül $BeCl_2$ . Dies ist in der obigen Abbildung dargestellt:

be (angeregter Zustand) $\dfrac{\uparrow}{2s} \dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \dfrac{\text{sp hy bri-}}{\text{disation}} \dfrac{\uparrow}{sp} \dfrac{\uparrow}{sp} \dfrac{}{2p_y2p_z}$

weitere Beispiele sind: $CO, CO_2, C_2H_2, HCN, CN^-, N^3_3$ usw.

Hybridisierung

sp2-Hybridisierung: Bei dieser Hybridisierung werden ein s- und zwei p-Orbitale gemischt und bilden drei $sp^2$ -Hybridorbitale, die eine planare Dreiecksstruktur mit dem Bindungswinkel $120^0$ aufweisen. Die Bildung des $BCl_3$ -Moleküls ist auf der nächsten Seite dargestellt.

$\underset{\text{angeregter Zustand}}{B} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \dfrac{sp^2 \text{hybrid}- \uparrow}{\text{disation} sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2}\dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{}{2p_z} \\text{ihre anderen Beispiele sind} CO^{2-}_3, SO_2, SO_3, C_2H_4$ usw

Hybridisierung

sp3-Hybridisierung: Bei einer solchen Hybridisierung werden ein s- und drei p-Orbitale gemischt, um vier $sp^3$ -Hybridorbitale zu bilden, die eine tetraedrische Struktur mit dem Bindungswinkel $109^0 28$ ‘ haben, d.h. $109,5^0$ .Die Bildung des $CH_4$ -Moleküls wird wie folgt dargestellt:

$\underset{\text{angeregter Zustand}}{C} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \dfrac{sp^3 \text{hybrid}- \uparrow}{\text{disation} sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3}\dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3}$

Hybridisierung

Weitere Beispiele sind $C_2H_6, H_2O, NH_3, NH^+_4, SO^{2-}_4, ClO^-_4$ usw.

Nun besprechen wir einige weitere interessante Beispiele:

Bildung von NH3- und H2O-Molekülen

Im $NH_2$ Molekül ist das Stickstoffatom $sp^3$ -hybridisiert und ein Hybridorbital enthält zwei Elektronen. Nun überlagern sich drei 1s-Orbitale von drei Wasserstoffatomen mit drei $sp^3$ -Hybridorbitalen und bilden das $Nh_3$ -Molekül. Obwohl der Winkel HNH $109,5^0$ betragen sollte, verringert sich der Winkel aufgrund des Vorhandenseins eines besetzten $sp^3$ -Hybridorbitals auf $107,8^0$ . Daher ist der Bindungswinkel im $NH_3$ -Molekül $107,8^0$ .

$\dfrac{\downarrow \uparrow}{2s} \dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{\uparrow}{2p_z} \dfrac{sp^3 \text{hybrid}-\downarrow \uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3}$

Hybridisierung

Bildung von NH3- und H2O-Molekülen durch sp2-Hybridisierung

Auch im $H_2O$ -Molekül ist das Sauerstoffatom $sp^3$ – hybridisiert und hat zwei besetzte Orbitale. Dadurch beträgt der Bindungswinkel im Wassermolekül $105,5^0$ .

$O \dfrac{\downarrow \uparrow}{2s} \dfrac{\downarrow \uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{\uparrow}{2p_z} \dfrac{sp^3 \text{hybrid-} \downarrow \uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3}$

Bildung von C2H4- und C2H2-Molekülen

Im $C_2H_4$ Molekül sind die Kohlenstoffatome $sp^2$ -hybridisiert und ein 2p-Orbital bleibt zur Hybridisierung aus. Dieses bildet eine p-Bindung, während $sp^2$ -Hybridorbitale eine Sigma-Bindung bilden, wie unten gezeigt:

$\underset{\text{angeregter Zustand}}{C} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \dfrac{sp^2 \text{hybrid}- \uparrow}{\text{disation} sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{2p_z}$

Hybridisierung

Bildung des C2H4-Moleküls durch sp2-Hybridisierung

Auch im $C_2H_2$ Molekül findet eine sp-Hybridisierung statt und zwei 2p-Orbitale bleiben außen vor oder hybridisieren. Daher werden in $C_2H_2$ zwei $\pi$ -Bindungen gebildet, wie oben gezeigt:

Hybridisierung

Bildung des C2H2-Moleküls durch sp-Hybridisierung

$dsp^2$ – Hier findet eine Vermischung von $d_{x^2- y^2}, s, p_x \text{und} p_y$ -Orbital statt, wodurch vier neue $dsp^2$ -Hybridorbitale entstehen.

Form ist quadratisch planar.

Ex.

$^-2$

Vorwiegend für Komplexe mit Koordinationszahl 4.

$sp^3d$ – Hier findet eine Vermischung von $s, p_x, p_y, p_z \text{und} dz^2$ . Es bilden sich 5 neue Hybride, die $sp^3$ hybridisiert sind. Die Form ist trigonal bipyramidal.

Hybridisierung

Schritte		$CH_4$	$SO_4$	$CO_2$	$NH_3$	$H_2 O$	$SO_4$	$NO_3$
	Anzahl. der Valenzelektronen	8	18	16	8	8	32	24
	Anzahl. erforderlicher Orbitale	4	2	2	3	2	4	3
	Erforderliche Elektronen für Duplex/Oktett	8	16	16	6	4	32	24
	Anzahl. der einsamen Elektronenpaare /2	0	1	0	1	2	0	0
	Anzahl. der Orbitale	4	3	2	4	4	4	3

Hybridisierung	$SP^3$	$SP^2$	SP	$SP^3$	$SP^3$	$SP^3$	$SP^2$
Struktur	Tetraeder	Dreieckig	Linear	Tetraeder	Tetraeder	Tetraeder	Dreieckig
Geometrie	Tetraeder	Eckig	Linear	Dreieckige Pyramide	Eckig	Tetraeder	Dreieckig

E.g., $PCl_5, XeF_2, I^-_3$

$sp^3d^2$ – Hier findet eine Vermischung von $s, p_x, p_y, p_z, d_{z2}, d_{x^2- y^2}$ statt, die 6 neue $sp^3d^2$ hybridisierte Orbitale oder Hybride ergibt.

$\text{Shape} \to \text{Octahedral}$

Hybridisation

E.g., $SF_6, XeF_4$ usw.

Regeln für die Berechnung der Hybridisierung

Die folgenden Regeln werden beachtet, um die Art der Hybridisierung in einer Verbindung oder einem Ion zu erkennen.

(i) Berechnen Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen.

(ii) Berechnen Sie die Anzahl der Duplex- oder Oktettverbindungen.

$= \dfrac{\text{Gesamtzahl der Valenzelektronen}}{2}$

Oder $\text{Gesamtwertigkeitselektronen}{8}$

(iii) Anzahl der einsamen Elektronenpaare

$\text{Gesamtzahl der Elektronen} = \dfrac{-8 \times \text{Anzahl der Duplexe}}{2}$ $\text{Gesamtzahl der Elektronen} = \dfrac{-8 \times \text{Anzahl der Oktette}}{2}$

(iv) NO. der benutzten Orbitale = Anzahl der Duplexe oder Oktette + Anzahl der einsamen Elektronenpaare

(v) Wenn es keine einsamen Elektronenpaare gibt, dann ist die Geometrie der Orbitale und des Moleküls anders.

Zum Beispiel werden einige Moleküle und Ionen betrachtet

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