Bei der Hybridisierung handelt es sich um das Mischen von Atomorbitalen. Der Hintergrund dafür ist, dass in der Realität Bindungen zwischen Atomen oftmals anders vorkommen, als man theoretisch erwarten würde.
Ein einfaches Beispiel hierfür ist Kohlenstoff. Ein Kohlenstoffatom hat zwei freie Elektronen in seiner äußersten Schale, kann jedoch vier kovalente Bindungen zu Wasserstoffatomen ausbilden. So wird Methan gebildet.
Dieser Sachverhalt wird durch die Hybridisierung ermöglicht.
Bei der Hybridisierung handelt es sich um das Verschmelzen von verschiedenen Orbitalen in einem Atom. Orbitale sind die Aufenthaltsorte der Elektronen, die am wahrscheinlichsten zutreffen. Dadurch ermöglichen die Hybridorbitale einem Molekül, einen energetisch günstigeren Zustand anzunehmen.
Linus Pauling entwickelte die Theorie der Hybridisierung. Er erklärte anhand der Hybridisierung, warum ein Kohlenstoffatom vier kovalente Bindungen zu Wasserstoffatomen ausbilden kann. Demnach bilden sich vier gleichartige -Hybridorbitale aus.
Die vier Bindungen des Kohlenstoffs sind gleichartig und nach den vier Ecken eines regulären Tetraeders gerichtet.
Die vier gleichwertigen C-H-Bindungen bezeichnet Pauling als - Bindungen (sigma-Bindungen).
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.
Ein Orbital beschreibt einen bestimmten Bereich (bzw. Raum) um einen oder um mehrere Atomkerne, in dem sich ein Elektron mit einer ungefähren Wahrscheinlichkeit von 90 % aufhält. Den genauen Aufenthaltsort des Elektrons kann man nicht bestimmen.
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-, - und - 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.
Eine Bindung wird als delokalisiert bezeichnet, wenn man nicht genau weiß, wo sich das bindende Elektronenpaar befindet.
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
Quecksilber(II)-chlorid () ist ein Beispiel für ein Molekül, welches sp-hybridisiert ist.
-Hybridisierung
Bei dem Alken Propen (C3H6) liegt eine - Hybridisierung vor. Das heißt, es kommt zu einer Hybridisierung eines s-Orbitals und zwei p-Orbitalen. Es kommt dadurch zu drei energetisch gleichwertigen - 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
-Hybridisierung
Die -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 -Hybridisierung: ein kugelförmiges s- und drei hantelförmige p-Orbitale des Kohlenstoffs verbinden sich – sie bilden 4 keulenförmige -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.
Hybridisierung - Das Wichtigste
- Bei der Hybridisierung handelt es sich um das Verschmelzen von verschiedenen Orbitalen in einem Atom.
- Es gibt verschiedene Orbitale, die nach ihrem Energieniveau unterschieden werden:
- s-Orbital
- p-Orbital
- d-Orbital
- f-Orbital.
- Es gibt zwei verschiedene chemische Bindungsarten.
- Eine sigma-Bindung bildet sich, wenn sich zwei s-, zwei p- oder ein s- und ein p-Orbital miteinander verbinden.
- Die pi-Bindung entsteht durch eine Überlappung von d- und p-Orbitalen.
- Bei der sp-Hybridisierung verschmelzen ein s- und ein p-Orbital miteinander.
- Bei der-Hybridisierung kommt zu einer Hybridisierung eines s-Orbitals und zwei p-Orbitalen.
- Bei der-Hybridisierung verbindet sich ein kugelförmiges s- und drei hantelförmige p-Orbitale.
- In der Biochemie versteht man unter der Hybridisierung das Bilden von komplementären DNA-Einzelsträngen zu bereits vorhandenen.
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