Textversion des Videos

Transkript Hybridorbitale – Einführung

Herzlich willkommen zum Einführungsvideo zum Thema Hybridorbitale. Es geht hier im Grunde um die Vorstellung des Zustandekommens von kovalenten Bindungen. Und eine kovalente Bindung ist ja eine Bindung, bei der sich die Bindungspartner 2 Elektronen teilen. Das bedeutet im Grunde, dass jeder dieser Bindungspartner, zumindest theoretisch, 1 Elektron zu dieser Bindung beisteuert, und dass eben durch diese geteilten Elektronen diese kovalente Bindung dann zustande kommt. Gut, wenn man sich da mal die Orbitale anschauen möchte, dann bedeutet das im Grunde, dass dort jeweils Orbitale überlappen sozusagen, die mit einem einzelnen Elektron besetzt sind. Also diese Elektronen stecken ja nach der Orbitaltheorie oder nach dem Orbitalmodell in Orbitalen. Diese Orbitale, die werden sich beim Zustandekommen dieser Bindung irgendwie überlappen, und dann haben wir ein sogenanntes Molekülorbital, in dem sich dann eben 2 Elektronen aufhalten. Und diese Bindung wird eben dadurch charakterisiert. Gut, wir haben nun allerdings das Problem, dass diese ungepaarten Elektronen, also diese einzelnen Elektronen, so eigentlich nicht immer vorkommen beziehungsweise theoretisch nach den Sachen, die wir vielleicht bisher kennen. Wir schauen uns dieses Problem etwas genauer am Kohlenstoff an. Also Formelzeichen C, wäre auch schneller gewesen. Da schauen wir uns als Erstes mal die Elektronenkonfiguration an. Kohlenstoff steht in der II. Periode, das heißt, die Heliumschale ist sozusagen abgeschlossen oder Heliumkonfiguration ist erreicht und wird ergänzt durch die 2s²sp², Energieniveaus. Also, Kohlenstoff steht in der 4. Hauptgruppe, das bedeutet, nachdem die Heliumkonfiguration erreicht ist, müssen noch weitere 4 Elektronen verteilt werden. Die s-Orbitale sind die energetisch niedrigsten oder das s-Orbital, das 2s-Orbital in diesem Fall, da werden 2 Elektronen hineingepackt. Das ist also komplett besetzt. Und danach geht es an die Besetzung der energetisch höher liegenden 2p-Orbitale. Diese 2p-Orbitale, davon gibt es 3 Stück oder 2p Energieniveaus, davon gibt es 2 Stück, und die werden sozusagen der Reihe nach besetzt. Das steckt im Grunde in der Hundschen Regel. Und, ja, das bedeutet, wir haben im Grunde 1 Orbital, das vollständig besetzt ist, zweifach, und wir haben 2 Orbitale, die einfach besetzt sind. Gut, wir hatten am Anfang gesehen, dass im Grunde ungepaarte Elektronen notwendig sind und das bedeutet, man könnte hier den Eindruck bekommen, dass dieser Kohlenstoff im Grunde nur in der Lage ist, 2 Bindungen auszubilden, nämlich die Bindung, die aus den ungepaarten Elektronen in diesen 2p-Orbitalen resultieren. Ja, dann gibt es aber Verbindungen wie zum Beispiel Methan, als Einfachstes. Da sieht man schon ganz einfach, dass dieser Kohlenstoff vierbindig ist. Also Kohlenstoff ist allgemein vierbindig und das lässt sich ziemlich schwer mit dieser Anschauung hier sozusagen vereinbaren. Gut, wir könnten jetzt im Grunde, ja die Vorstellung haben, dass 1 dieser gepaarten Elektronen energetisch angehoben wird, also sozusagen, wenn das 3. unbesetzte p-Orbital überführt wird, damit hätten wir dann 3 einfach besetzte Orbitale. Diese Anhebung in das höhere Niveau ist natürlich mit einem Energieaufwand verbunden und dieser Energieaufwand, könnte man sich vorstellen, wird dann durch die Bindungsbildung sozusagen relativiert, also energetisch begünstigt. Das würde dann allerdings wieder bedeuten, dass diese Bindungen sozusagen alle im rechten Winkel zueinander stehen. Denn, wie gesagt, die p-Orbitale hier sind ja im Grunde auch rechtwinklig zueinander. px, py, pz, die stehen senkrecht zueinander. Das bedeutet dann, dass diese Bindung im Methan einen Bindungswinkel von 90° aufweisen würde. Wir wissen aber, dass hier der sogenannte Tetraederwinkel existiert beziehungsweise, dass Methan- oder Kohlenstoffverbindungen allgemein, die vierbindig sind, durch den Tetraeder sozusagen beschrieben werden. Und hier gibt es den sogenannten Tetraederwinkel und der beträgt 109,45°, also auf jeden Fall nicht 90°. Das bedeutet schon mal, diese Vorstellung, die war vielleicht ganz schön, ist aber im Grunde falsch. Gut, die Lösung dieses Problems, das sind nun die sogenannten Hybridorbitale. Hybrid ist im Grunde einfach immer nur eine Kombination und hier werden im Grunde Orbitale auch wieder nur kombiniert. Wir haben s- und p-Orbitale jetzt, in dem Fall, vom Kohlenstoff. Wir wissen, die Orbitale resultieren im Grunde auf einer Wellenfunktion, also der Schrödinger-Gleichung. Und wir haben es hier nun mit einer mathematischen Kombination dieser verschiedenen Wellenfunktionen zu tun. Gut, schauen wir uns das Ganze mal an. Fangen wir bei Methan einfach an. Wir wissen, es hat 4 Bindungen und wir haben 1 s-Orbital und wir haben 3 p-Orbitale. Und wir wollen daraus nun im Grunde 4 gleichwertige Hybridorbitale generieren, denn gleichwertig müssen die Dinger sein, weil doch 1. die Winkel alle gleich sind, die Bindungslängen alle gleich sind und so weiter und so fort. Das bedeutet, wir müssen aus diesen unterschiedlichen Orbitalen, also s und p, wieder 4 gleichwertige Orbitale generieren. Und das geschieht nun eben so, indem wir hier 4 sp³-Hybridorbitale generieren. sp³ bedeutet im Grunde nur, wir haben 4 verschiedene Orbitale, die im Grunde ¼ s-Charakter und ¾ p-Charakter haben. Ich will das Ganze noch mal verdeutlichen, wie das Ganze dann ausschaut. Wir schauen uns dazu mal die Form der Orbitale an. Wir haben ein s-Orbital, das ist, wie gesagt, kugelsymmetrisch, und wir haben ein weiteres p-Orbital, das schaut dann so aus. Hat auch unterschiedliche Vorzeichen, das wird in dieser unterschiedlichen Färbung der Orbitallappen sozusagen kenntlich gemacht. Und diese wollen wir jetzt einfach miteinander kombinieren. Ich hatte zwar gesagt, das ist eine mathematische Kombination, wir können uns das Ganze allerdings auch bildlich vorstellen. Wir legen jetzt einfach mal oder stellen uns vor, dass die Orbitale so liegen. Natürlich liegt das s-Orbital hier auch direkt sozusagen am Knoten dieser p-Orbitale, nämlich um den Kern herum direkt. Und wie gesagt sind hier verschiedene Vorzeichen der Wellenfunktion. Diese Vorzeichen werden eben durch die verschiedenen Farben kenntlich gemacht. Das bedeutet, wenn wir sozusagen hier beim s-Orbital ein positives Vorzeichen haben, einfach nur der Wellenfunktion. Was genau dahintersteckt, ist uns noch egal. Dann haben wir hier beim p-Orbital ebenfalls ein positives Vorzeichen bei der Färbung und ein negatives Vorzeichen auf der anderen Seite. Hier, um das vollständig zu machen, auf der anderen Seite dieses Strichs sozusagen, ist natürlich auch ein positives Vorzeichen. Gut, daraus resultiert dann, wie gesagt, das Hybridorbital. Wir schauen uns das Ganze wieder mal hier über diesen Strich im Grunde an. Wir haben hier eine Wellenfunktion mit positivem Vorzeichen, die wechselwirkt sozusagen mit einer weiteren Wellenfunktion, die ebenfalls ein positives Vorzeichen hat. Das heißt dieser Effekt, positiv und positiv, das kann man einfach addieren. Das bedeutet, hier wird die Wellenfunktion oder der Ausschlag, je nachdem, vergrößert - ist ja im Grunde die Aufenthaltswahrscheinlichkeit. Also, wenn hier eine hohe Aufenthaltswahrscheinlichkeit ist und hier ebenfalls, dann bedeutet das, wenn wir diese beiden zusammen betrachten, dann wird daraus eine noch höhere Aufenthaltswahrscheinlichkeit resultieren. Gut, auf der anderen Seite haben wir beim s-Orbital ein positives Vorzeichen, ist ja nur eine Kugel, und beim p-Orbital das negative Vorzeichen. Nun haben wir ++-, also + addiert mit -, das bedeutet, die werden sich hier irgendwo auslöschen. Nicht komplett, aber es kommt im Grunde zu einer Abschwächung dieses gesamten Bereiches. Und das bedeutet, hier ist dann nur noch ein kleinerer Orbitallappen. Das bedeutet, wir haben hier ein sogenanntes Hybridorbital, was eben eine Kombination aus s- und p-Orbitalen darstellt. Gut, um zurück zum Methan zu kommen beziehungsweise zum Kohlenstoff, wir hatten gesehen, wenn dieser Kohlenstoff vierbindig ist, überlappt oder wechselwirkt 1 s-Orbital und 3 p-Orbitale. Es resultieren 4 sp³-Hybridorbitale, die dann in etwa so ausschauen. Dieses Prinzip, wie diese Hybridorbitale jetzt grafisch zustande kommen, das kann man sich im Grunde für alle weiteren Hybridorbitale genauso denken. Gut, wir waren also beim einfachsten Fall des vierbindigen Kohlenstoffes, bei dem 4 gleichwertige Hybridorbitale resultieren. Nun gibt es allerdings noch den Fall, dass nicht alle diese Orbitale irgendwelche Bindungen ausbilden beziehungsweise nicht alle diese Orbitale Bindungen ausbilden, die eben, ja, so als rein kovalent beziehungsweise als überlappende Orbitale zu betrachten sind. Das bedeutet, es ist auch möglich, dass Hybridorbitale existieren, die nur daraus resultieren, dass 1 s-Orbital und 2 p-Orbitale sozusagen miteinander wechselwirken. Wir haben da natürlich noch ein 3. Orbital, das sozusagen ungenutzt bleibt, das nicht an diesen Bindungen beteiligt ist und, ja, darauf gehe ich später noch mal ein. Wir hatten hier schon gesehen, 1×s und 3×p, die Hochzahl sagt nichts über die Besetzung aus, die sagt einfach nur aus, wie viele p-Orbitale sozusagen verwendet werden. Das bedeutet, wir haben hier, wenn dieser Fall vorliegt, 3 sogenannte sp²-Hybridorbitale. Also es wechselwirkt 1 s-Orbital mit 2 p-Orbitalen. Gut, was passiert jetzt mit dem übrig gebliebenem p-Orbital? Das kann entweder gar nicht vorhanden sein oder, was heißt nicht vorhanden, das ist einfach nicht besetzt, da sind keine Elektronen enthalten, wie zum Beispiel im Bortrifluorid oder es bildet andere Bindungen aus wie zum Beispiel π-Bindungen, also Doppelbindungen im Grunde. Da stehen sich irgendwelche Orbitale sozusagen parallel gegenüber und wechselwirken so. Und dann sind wir auch wieder beim Kohlenstoff. Diesen Fall haben wir dann bei doppelt gebundenen Kohlenstoffen, also zum Beispiel bei Ethen oder auch zum Beispiel bei irgendwelchen Carbonylverbindungen, also zum Beispiel einer Carbonsäuregruppe, Aldehyde und so weiter und so fort. Gut, dann hätten wir gesehen, wie diese sp²-Hybridorbitale zustande kommen. Kommen wir dann zum nächsten Fall, wo es irgendwie noch Sinn macht, Orbitale miteinander sozusagen zu kombinieren. Und da gibt es eigentlich nur noch einen Fall. Da hatten wir den Fall 1×s, 3×p, 1×s, 2×p und der nächste logische Schritt ist natürlich 1×s und 1×p. Das schauen wir uns auch noch ganz kurz an. Wir haben einmal das s-Orbital und einmal das p-Orbital und daraus resultieren nun 2 Hybridorbitale, und die werden dann einfach nur sp genannt. Gut, wo haben wir so was? So etwas haben wir, wenn 2 der p-Orbitale sozusagen irgendetwas Anderes machen, also auch wieder zum Beispiel π-Bindungen ausbilden. Und dann wäre der einfachste Fall, sich sogenannte Alkine anzuschauen, also Dreifachbindungen. Da haben wir dann die 2 übrigen p-Orbitale, die einmal, ja, so eine π-Bindung sozusagen ausbilden, einmal so eine π-Bindung ausbilden und dazwischen haben wir sozusagen die sp-Hybridorbitale. 1 sp-Hybridorbital bildet dann die Einfachbindung aus, die sogenannte Sigmabindung und 1 Hybridorbital bildet dann eine Bindung zum nächsten Bindungspartner aus. Zeige ich gleich, was es bedeutet. Gut, ein Beispiel dazu fehlt noch. Ich habe gerade gesagt, Alkine, also Dreifachbindungen. Schauen wir uns dann einfach mal Ethin an. Ethin schaut so aus, wird durch einen dreifach gebundenen Kohlenstoff im Grunde beschrieben, und wir haben auf beiden Seiten noch Wasserstoffe. Also um noch mal auf den Punkt eben zurückzukommen, eine dieser Bindungen wird durch das Überlappen der sp-Hybridorbitale der beiden Kohlenstoffe ausgebildet. Die anderen beiden Bindungen sind sogenannte π-Bindungen, die resultieren parallel gelegenen p-Orbitalen. Und das übrig gebliebene sp-Hybridorbital, das ja jeder Kohlenstoff hier besitzt, das wird dann eine Bindung zum Wasserstoff ausbilden. Gut, man sagt dann im Grunde, dass dieser Kohlenstoff sp³ hybridisiert ist und dieser Kohlenstoff oder die Kohlenstoffe im Ethen, die sind ebenfalls sp² hybridisiert. Gleiches gilt natürlich auch hier für den Sauerstoff. Und diese Kohlenstoffe im Ethin, die sind sp hybridisiert. Gut, das soll es als Einführung zu den Hybridorbitalen auch erst mal gewesen sein - auf Wiedersehen!

Informationen zum Video
11 Kommentare
  1. Default

    Leider gar nicht hilfreich.

    Von Denise Trzoska, vor 2 Monaten
  2. Default

    viel zu langatmig und schlecht illustriert

    Von Ullirohda, vor etwa 2 Jahren
  3. Bianka

    Zum Thema Hybridisierung gibt es auch einige andere Videos auf unserer Plattform. Eventuell können diese euch besser weiter helfen.
    1. Die Alkane: Gewinnung und Bindungsverhältnisse
    2. Die Hybridisierung des Kohlenstoff-Atoms

    Viel Spaß auch weiterhin mit der Chemie!

    Von Bianca Blankschein, vor mehr als 2 Jahren
  4. Default

    Ich stimme Kaddosch zu, bitte ein neues Video dazu!

    Von Bdeurope, vor mehr als 2 Jahren
  5. Default

    Sehr sehr unverständlich. Wissen hat er kann aber vermitteln kann er nicht. Bitte hier zu neues Video. Bitte, ist ein seht wichtiges Abi Thema. Vielen Dank und Gruß Kaddosch.

    Von Kaddosch, vor mehr als 2 Jahren
  1. Default

    sehr unverständlich !

    Von Denise H, vor etwa 3 Jahren
  2. Default

    Ich schließe mich der Frage von Denis333 an: könnten Sie bitte erklären, wo das s Orbital und die 3 p Orbitale im Video bei 6:02 Minuten herkommen?
    Vielen Dank im Voraus! :)

    Von Deleted User 48761, vor fast 4 Jahren
  3. Default

    können sie mir bitte erklären wieso 1*s und 3*p Orbitale miteinader wecheslwirken? Ist das so zu verstehen, dass das s-Orbital vom H-Atom kommt und und die restlichen 3*p Orbitale vom C-Atom? Falls das so ist, dann verstehe ich nicht ganz wieso das C-Atom drei hat bei im stehen ja 2 Elektronen für die p-Orbitale zur verfügung. Daruas resultiert, das sich die zwei elktronen sich so aufteilen, dass 1 in ein p-Orbital geht und das zweite in ein anderes somit müssten es ja max. 2*p Orbitale sein. oder nicht? Bitte um Hilfe

    Von Denis333, vor fast 4 Jahren
  4. Default

    wichtig:

    bitte auch für sp- und sp2-hybidisierte Orbitale die Winkel mit angeben.

    Von Zurfer, vor mehr als 4 Jahren
  5. Default

    also ich habe jetzt mehrere Beiträge von Alex S. gesehen. Inhaltlich mag das ja ganz iO sein. Die Rhetorik und der Redefluss sind schlimm. Es ist absolut schwer, so die Informationen aufzunehmen. Bitte einfach nichts sagen, wenn der Redefluss gehemmt ist. Füllwörter sind keine Information.

    - äähmm
    - tja
    - im Grunde
    - genau usw.

    nerven ganz gewaltig. Bitte neu einspielen!

    Von Zurfer, vor mehr als 4 Jahren
  6. Img 20141213 185508

    ein sehr hilfreiches Video, danke!!!

    Von Paul T., vor mehr als 4 Jahren
Mehr Kommentare