In diesem Video geht es um die Hybridisierung und das Konzept der Hybridisierung brauchen wir jetzt bei der Atom-Orbital-Theorie. Und zwar Beispiel Kohlenstoff. Jetzt ist ja Kohlenstoff vierbindig. Man kennt es vom Methan. Jetzt hier Methan, das wäre die Strukturformel.
Da sieht man hier das Kohlenstoff, da kann jetzt hier vier Bindungen zu dem Wasserstoffatom eingehen. Und jetzt mit dem Schalenmodell kann man das sehr gut erklären. Aber wenn wir jetzt das Orbital-Modell dann benutzen, dann kann man...
dass sie diese Vierbindigkeit nicht mehr klassisch erklären, sondern da brauchen wir dann eben genau die Hybridisierung. Jetzt kurz mal Schalenmodell und Atomorbitalmodell verglichen. Jetzt steht ja Kohlenstoff im Periodenstim in der vierten Hauptgruppe, hat also dann hier vier Außenelektronen. Und nach dem Schalenmodell können jetzt hier diese vier Außenelektronen jeweils Bindungen zu vier Wasserstoffatomen eingehen. Und ich kann es mal grob hier skizzieren.
Wir haben dann hier ein Kohlenstoffatom, hier dann die vier Außenelektronen. und dann würde jetzt hier in den Wasserstoffatomen, das Wasserstoffatom hat dann hier ein Außenelektron und dann würden sich hier die Schalen überlappen, das wäre im Prinzip Schalenmodell und nach dem Schalenmodell halten sich Elektronen immer auf Schalen auf und dann können wir eben hier durch überlappte Schalen hier solche Elektronenverbindungen eingehen, da kann man die Vierbindigkeit erklären, aber jetzt gegenübergestellt Atomorbitalmodell und beim Orbitalmodell haben wir jetzt immer Orbitale, ihr seht mal hier, S-Orbitale und P-Orbitale. Jetzt die S-Orbitale sind solche Kugeln und die P-Orbitale sind jetzt solche Handtüren. Und in einem einzigen Solen-Orbital passen jetzt immer zwei Elektronen rein.
Und jetzt seht ihr mal, in der zweiten Darstellung von Kohlenstoff das Orbitalmittel dargestellt. Da seht ihr, wir haben jetzt innen ein S-Orbital, wo dann eben zwei Elektronen einpassen. Dann haben wir ein zweites S-Orbital außen. also eine größere Kugel, wo dann auch wieder zwei Elektronen reinpassen. Und dann, wir haben ja sechs Elektronen beim Kohlenstoff, dann haben wir jetzt noch zwei übrige Elektronen und die sind dann jeweils von den drei p-Orbitallen, die wir haben, sind dann auf zwei p-Orbitallen besetzt.
Und jetzt wäre dann bei der Orbitalmodell der Fall, dass jetzt nur noch die zwei p-Orbitalle dann in Bindung eingehen, weil die s-Orbitalle sind voll besetzt. Das heißt, da hätten wir jetzt nur zwei Bindungen, aber wir haben ja gesehen, wir haben vier Bindungen. und Und da kommt jetzt eben die Hybridisierung ins Spiel.
Jetzt kurz nochmal, das brauchen wir nämlich gleich, kann ich nochmal kurz die Elektronenkonfiguration jetzt hier im Kästchenschema darstellen. Wie gesagt, wir haben hier zwei S-Orbitale, ein S2, zwei S2 und dann haben wir hier drei P-Orbitale. Und dann kann man das hier so darstellen.
Jetzt hier immer zwei Elektronen, die sind dann hier mit solchen Pfeilen dargestellt. und dann haben wir insgesamt sechs Elektronen, die auf diesen... jeweils auf diesen orbitalen jetzt besetzen und da sehen wir auch noch mal die zwei s-orbitale sind voll nur hier bei diesen zwei p-orbitale können wir dann dementsprechend bindung eingehen aber jetzt kommt die hybridisierung ins spiel und speziell beim methan wo wir vier bindungen haben da haben wir jetzt eine sp3 hybridisierung es gibt auch noch weitere sp2 und sp-hybridisierung das kommt später erstmal hier die sp3 hybridisierung und hier ist es so dass jetzt die p-orbitale speziell Drei P-Orbitale und das eine S-Orbital hier, die fusionieren sich zusammen und ergeben dann vier neue S-P-Orbitale.
Also man kann sich das vorstellen wie ein Mixer. Das Ganze mixen wir zusammen, das seht ihr mal im rechten Bild dargestellt. Und dann, wir können uns auch vorstellen, hier ein S-Orbital ist ja hier immer so eine Kugel.
Dann die P-Orbitale sind solch Handeln. Und dann haben wir jetzt hier drei P-Orbitale, ein S-Orbital. Die funktionieren sich zusammen und ergeben dann jetzt hier...
solche sp orbitale wir sind eine mischung aus p und s und jetzt kann man noch sagen wir haben jetzt dadurch dass wir drei peter haben haben jetzt mehr p eigenschaft das heißt auch die energie die wir dann hilft bei diesen sp haben ist dann deutlich näher hier im bereich der peter auf dem fall haben dann hier vier solcher sp orbitale und auch hier passen dann wieder jetzt zwei elektronen pro sp obiter rein und dann haben wir eben das prinzip jetzt kann ich mal das ganze von Kohlenstoff hinzeichnen, hier, wir haben dann jetzt so grob vorgestellt, hier diese 4 sp-Orbital, immer hier p und dann hier noch das s. Und manchmal, man kann es auch so darstellen, in der genauen Darstellung, dass man dann hier noch überall hier von dem s-Orbital diese 4 Kugelformen hat. Aber das wäre so die vereinfachte Darstellung. Und dann kann man damit eben die 4-Bindigkeit erklären.
Weil dann haben wir jetzt eben, wir haben ja gesehen, 4 Elektronen von diesen Zwei p-Orbitalen und dem s-Orbital haben wir jetzt dann ein, zwei, drei, vier Elektronen. Diese vier Elektronen befinden sich jetzt auf den vier sp-Orbitalen. Und dann passt jetzt überall noch von diesem 4-Sp-Optal ein zweites Elektron rein. Das heißt, wir können jetzt hier vier Bindungen eingehen.
Ihr seht mal rechts, das dargestellt, die Darstellung der Vierbindigkeit beim sp3. Und jetzt können wir dann eben hier vier Bindungen mit vier Wasserstoffatomen eingehen. Jetzt dann so eingezeichnet die Wasserstoffatome.
Die bilden dann, weil sie nur ein Elektron haben, nur solche s-Orbitale. Das heißt, Wasserstoff hier, ein s-Orbital und da haben wir so zwei Elektronen. Oder noch anders dargestellt mit Elektronen.
Wir können es dann wieder mit diesem Strich Pfeilen darstellen. Das heißt, hier ein H-Atom, hier ein H-Atom, dann wieder hier mit diesem Pfeilen. Ihr seht es auch mal rechts in der Grafik gegenübergestellt. Genau das Prinzip. Wir haben dann jetzt überall zwei Elektronen, die dann hier in so einem SP-Optimal einpassen.
Und wir können dann damit die Vier-Münch-Kalekten. Das war jetzt erstmal das Beispiel SP3-Hybridisierung. Jetzt im nächsten Tafel besprechen wir die SP und SP2-Hybridisierung. Jetzt hier zum Ethen und Ethin.
Und hier beim Ethen sehen wir schon mal, dass jetzt die Kohlenstoffatome hier jetzt nur noch drei angehende Gruppen haben. Nicht wie gerade beim Ethan, wo wir dann vier Bindungen hatten, also vier Gruppen. Und deswegen brauchen wir dann hier beim Kohlenstoff jetzt nur noch drei SpO-Betalle.
Und deswegen haben wir dann hier eine Sp2-Hybridisierung. Denn hier kombinieren wir jetzt zwei von solchen P-Obitallen. Ich kann auch mal hinzeichnen, wir haben ja bei diesem P-Opital immer hier diese... handeln, wo sie die Elektronen aufhalten, hier beim S-Orbital diese Kugeln.
Und jetzt brauchen wir eben nur noch drei S-P-Orbitale, deswegen kombinieren wir zwei P-Orbitale und ein S-Orbital. Und deswegen hier nur zwei P-Orbitale, deswegen nennt man das Ganze dann hier SP2. Dagegen gerade hatten wir dann drei P-Orbitale mit einem S-Orbital kombiniert, da war das dann halt dementsprechend SP3.
Und hier beim SP2 haben wir dann entsprechend hier drei solcher. S, P2-Orbitale immer hier P kombiniert mit S. Und jetzt seht ihr das Ganze auch mal rechts dargestellt. Und ihr seht jetzt, wir haben jetzt dann hier noch ein P-Orbital jetzt übrig, was jetzt hier nicht kombiniert wurde, also was jetzt nicht hybridisiert ist. Das seht ihr dann in rot, dann so vertikal dargestellt.
Und dann, wenn wir uns das mal hier am E10 angucken, ich zeichne es jetzt mal hier so hin, dann sieht es ungefähr so aus. Piametz Hier erstmal wieder vorgestellt die S-Orbitale. Dann in der Darstellung, ihr seht sie auch rechts, einmal dann hier, dann noch das Ganze hier im rechten Bereich. Und dann seht ihr in rot, wie artig, haben wir noch hier das unbesetzte, unhybridisierte P-Orbital.
Das sieht dann hier dementsprechend so aus. Und dann hier haben wir noch das nächste SP-Orbital. das dann hier noch mit dem hier, jetzt ein bisschen geschmiert, mit dem hier die Orbitale sich überlappen können.
Das heißt, hier wäre das dann eine Bindung, hier wieder mit den zwei Elektronen, die sich befinden, mit den Pfeilen dargestellt. Da haben wir dann eine Bindung. Und dann haben wir noch entsprechend hier dann Bindung zu den H-Atomen.
Also wieder H-Atomen sind S-Orbitale. Ja, jetzt mal kurz gemacht, hier dann dementsprechend wieder zwei Elektronen. Ich mache es jetzt mal nicht für alle.
Das Prinzip ist dann klar. hier überall dann noch S-Orbitale von den H-Atomen noch hier dann eingegangen und dann hier wichtig die Doppelbindung. Die Doppelbindung kommt einmal zustande, eben durch die überlappenden S-P-Orbitale und jetzt ist ja die Sache, wir haben eine Doppelbindung hier, wir haben jetzt zusätzlich noch Bindung durch die unhybridisierten P-Orbitale, denn, wichtig, wir hatten ja jetzt vier Elektronen, 1, 2, 3, 4 Elektronen, die dann im S- und im P-Orbital sind. Dagegen haben wir aber nur 3 Sp-Orbitale, also konkret 3 Sp2-Orbitale, wo sich dann jeweils erstmal nur ein Elektron befinden.
Also dann hier ein Elektron, hier ein Elektron und hier ein Elektron pro Kohlenstoffatom. Und ein Elektron wäre dann auch übrig. Das heißt, vom Kohlenstoffatom kann jetzt noch ein Elektron hier in diesem unhybridisierten P-Orbital sich befinden.
Entweder hier oben oder hier unten. Und das gleiche auch bei diesem Zertum. Entweder hier oben oder hier unten kann sich noch ein Elektron in diesem p-Orbital befinden. Das heißt, wir können entweder noch hier zwischen diesen unhybridisierten p-Orbitalen hier oben eine Überlappung haben.
Also vorgestellt, diese beiden p-Orbitale überladen sich dann so, dass sie sich hier noch überladen. Dann wäre hier noch eine Bindung. Das wäre noch eine möglich. Oder wenn sich jetzt die Elektronen hier unten befinden, dann hätten wir auch hier noch eine Bindung möglich. Und deswegen...
entweder die oder die werden nicht beide gleichzeitig haben wir doch hier eine bindung und das dementsprechend dann zwei bindungen einmal die bin durch die sp-Obitale und auch durch die Bindung durch die unhybridisierte p-Obitale. Das sind dann zwei Bindungen. Das sind dann genau die zwei Bindungen der Doppelbindung.
Und jetzt ist noch eine Sache. Diese Bindung nennt man jetzt p-Bindung. Und diese Bindung sind dann hier immer Sigma-Bindung, aber mehr zu Thema Sigma-P-Bindung noch im extra Video.
Nur kurz mal hier gesagt. Deswegen die Doppelbindung. Dann jetzt noch zum Ethin.
Und hier sehen wir beim C-Atom haben wir nur zwei Gruppen. Das heißt hier könnt ihr schnell an. Hier brauchen wir nur zwei sp-Orbitale.
Deswegen kombinieren wir dann hier nur ein s-Orbital mit nur ein p-Orbital. Das heißt, dann erhalten wir jetzt hier, ich kann es mal so hier hinzeichnen, dann erhalten wir jetzt nur zwei solcher sp-Orbitale. Konkret haben wir dann hier nur zwei solcher sp-Orbitale, weil wirklich nur ein p und ein s. Und dann zeichne ich es mal jetzt am besten hier unten an.
Jetzt wird es ein bisschen unübersichtlich, aber ihr seht Ihr seht erstmal rechts schon mal wieder, erstmal wie so ein Kohlenstoffatom dann mit den jeweiligen Bindungen, mit dem S-Pi-Optal dann aussieht. Jetzt seht ihr den Unterschied, hier haben wir dann noch zwei Pi-Optale frei. Das heißt in Rot diesmal von die Pi-Optale sind ja immer hier, man kennt es in diesen verschiedenen Raumrichtungen sortiert, in X, Y und Z-Richtung. Und jetzt zwei Pi-Optale sind frei. Und wenn ich also jetzt mal hier 2D wieder zeichnen würde, dann hier beim Ethin wären dann hier einmal wieder...
wieder hier bei dieser 3-fach-Bindung einmal hier diese sp-Orbitale, die dann in eine Bindung eingehen, also dann ungefähr mal so skizziert, ein bisschen grob hier wieder, ja, also ein bisschen grob hier, dann haben wir dementsprechend hier die Sigma-Bindung, die zwei Atome hier sind und das haben wir noch links, haben wir noch sp-Orbitale, die dann hier mit den H-Atomen wieder hier noch in eine Bindung eingehen, jetzt mal nur ganz grob skizziert und dann haben wir jetzt hier aber nicht nur ein unhybridisiertes P-Orbital, sondern zwei unhybridisierte P-Orbitale. Und diese beiden unhybridisierten P-Orbitale, die zeichne ich jetzt mal dann so hin. Einmal jetzt hier und dann dementsprechend einmal von diesem Zertum hier.
Und jetzt noch ein zweites, das kann ich mal in einem Farbe hinzeichnen. Ein zweites wäre dann jetzt hier und jetzt hier. Das sind eben zwei p-Orbitale, jeweils dann in dreidimensionalen Folgschilden in Anzeigen. anderen richtung sieht noch rechts im bild und hier ist dann auch wieder das prinzip wir haben vier elektronen von s&p dagegen haben wir nur zwei sp orbitale wo sich dann jeweils ein elektronen befinden das heißt wenn noch zwei elektronen übrig in diesen und über diesen p orbitalen das heißt wir können zum beispiel jetzt hier oben hier und hier eins haben und hier und hier eins haben oder diese elektronen können sich oben oder unten befinden und dann haben wir wir jetzt hier dementsprechend entweder hier oder jetzt in schwarz noch hier die bindung Das gleiche auch hier unten, je nachdem, wo sich die Elektronen befinden. Und wie gerade schon gesagt, entweder oder.
Das heißt, von diesen vier möglichen Pi-Bindungen treten nur zwei wirklich auf. Das heißt, wir haben dann hier zwischen zwei Pi-Bindungen und einer Sigma-Bindung. Also hier einmal Sigma und dann hier jetzt eben zwei Pi. Und diese zwei Pi plus Sigma-Bindung ergeben dann hier diese Dreifachbindung. Und sonst alles hier die SP-Orbitale.
Das ist dann wieder eine klassische Einverbindung. Das wäre dann wieder hier eine Sigma-Bindung. Und ja, mehr zum Thema Sigma- und Pi-Bindung dann noch in extra Videos, dann auch noch hier verlinkt.
Dann verlinke ich auch hier meinen Physikkanal. Weitere ähnlich Videos hier unten verlinkt. Und das war es dann damit zu diesem Video.