Die Hybridisierung ist ein Modell, das in erster Linie für die plastische Veranschaulichung der Grundlagen der organischen Chemie interessant ist. Grundlage der Organischen Chemie ist der Kohlenstoff, der auf Grund seiner Stellung im Periodensystem eine Sonderstellung in der Chemie einnimmt. Die Fähigkeit, im Gegensatz zu den meisten anderen Elementen ungeladene und stabile (auch verzweigte) Ketten zu bauen, ist wohl die herausragende Eigenschaft des Kohlenstoffs.
Zur Klärung dieser und weiterer Eigenschaften des Kohlenstoffs muss man das Orbitalmodell verwenden. Das Kohlenstoffatom hat im Grundzustand die Elektronenkonfiguration 2s2 2p2 auf dem äußersten Energieniveau. In der gebräuchlichen Chemieliteratur wird Kohlenstoff immer als 4-bindig beschrieben. Nach dieser Konfiguration im Orbitalmodell dürfte Kohlenstoff jedoch nur 2 (kovalente) Bindungen eingehen, da er nur zwei ungepaarte Elektronen zur Verfügung hat. Nach dem Bohrmodell wären ihm 4 Bindungsmöglichkeiten zu zuordnen, diese wären jedoch völlig delokalisiert um das Atom herum angeordnet.
Kohlenstoffverbindungen haben aber experimentell ermittelbare, definierte Bindungswinkel, die nicht willkürlich sind. Eine zweibindige Kohlenstoffverbindung wie CH2 ist normalerweise ebenfalls nicht zu finden. Vierbindige Kohlenstoffverbindungen lassen sich in hoher Anzahl finden.
Man kann sich leicht vorstellen, dass eines der Elektronen im s-Orbital in einen energetisch höheren Zustand angeregt würde (Promotion), wodurch es sich nun im zuvor freien p-Orbital aufhielte. In diesem angeregten Zustand stehen nun 4 ungepaarte Elektronen (1mal s, 3mal p) zur Ausbildung von Bindungen zur Verfügung. Hier wäre aber zu erwarten, dass es durch die zwei Typen von einfach besetzten Orbitalen zwei verschiedene Bindungsarten gebe. Eine Bindung durch die Überlappung mit dem s-Orbital und drei Bindungen durch Überlappung mit einem p-Orbital. Diese Bindungen müssten sich dann auch unterscheiden lassen.
Betrachtet man aber ein einfaches Kohlenstoffmolekül mit 4 einfachen Bindungen, wie das Methan (CH4), so sind alle 4 Bindungen völlig identisch. Das Methanmolekül ist in Tetraederform im Raum ausgerichtet und vollkommen symmetrisch. [Bild 1] [Bild 2]
Wieso kann Kohlenstoff also 4-bindig mit vier gleichen, räumlich lokalisierten Bindungen auftreten?
sp3-hybridisierter Kohlenstoff
Zur Lösung des Problems wird das Modell der Hybridisierung, was in etwa soviel wie Vermischung bedeutet, herangezogen. Mathematisch lassen sich die Wellenfunktionen der s- und p-Orbitale miteinander kombinieren. Dabei erhält man dann neue Orbitale, die alle die selbe Energie haben - und zwar genauso viele, wie man zu mischende Orbitale eingesetzt hat. Die verschiedenen Möglichkeiten zeigt [Bild 3] .
Dieser Mischungsvorgang wird „Hybridisierung“(gr. hybridia = Mischling) genannt. Die entstehenden, energiegleichen Hybridorbitale werden nach ihren Eltern genannt: sp3 für die Mischung von 1 s- und 3 p-Orbitalen, sp2 für die Mischung von 1 s- und 2 p-Orbitalen und sp für die Mischung von 1 s- und 1 p-Orbital.
Energetisch liegen Hybridorbitale immer zwischen ihren "Elternorbitalen". Das liegt daran, dass sich die Gesamtenergie, die alle Elektronen zusammen haben, dabei nicht ändern darf.
Auch von Aussehen her sind die Hybridorbitale Mischlinge. Sie ähneln einem p-Orbital, doch ist bei ihnen eine Seite der Hantel verbreitert und die andere deutlich verkleinert. Dieser Effekt ist umso stärker, je weniger p-Orbitale beteiligt sind. [Bild 4]
Ganz automatisch nehmen die einzelnen Orbitale die Struktur an, bei der sich die Elektronen der verschiedenen Hybridorbitale am weitesten voneinander entfernt befinden. Beim Methan entsteht dadurch die oben schon gezeigte Tetraederstruktur [Bild 5] . Die Atomkerne der Wasserstoffatome befinden sich in diesem Molekül in den Ecken des Tetraeders, während der Atomkern des Kohlenstoffatoms im Zentrum des Moleküls liegt. Jede andere Verbindung, in der Kohlenstoff mit 4 anderen Atomen verbunden ist, ist ebenfalls tetraederförmig. In einer Kette von Kohlenstoffatomen führt das zu einer gewinkelten Struktur des Moleküls, die um alle Bindungen drehbar ist. Einfache gasförmige Kohlenwasserstoffmoleküle rotieren ständig um alle Einfachbindungen, erst bei komplexen Molekülen oder in Feststoffen lässt diese Eigenschaft immer mehr nach. Mit 6 Kohlenstoffatomen (Hexan) lässt sich durch die freie Drehbarkeit der Bindungen ein sehr stabiler Ring bilden (Cyclohexan) [Bild 6] . Auch ein fünfgliedriger Ring (Cyclopentan) ist relativ häufig.
sp2-hybridisierter Kohlenstoff - Doppelbindungen
Bei vielen organischen Verbindungen ist das Kohlenstoffatom nur mit drei weiteren Atomen verknüpft. Einer der Partner in der Verbindung ist dabei nicht mit einer einfachen Bindung an den Kohlenstoff gebunden, sondern mit einer sogenannten Doppelbindung. Beispiele für solche Verbindungen sind etwa Ethen oder Aceton.
In diesem Fall vermischen sich nur zwei der drei 2p-Orbitale mit dem 2s-Orbital (siehe oben). Dabei entstehen drei Hybridorbitale, die nach ihren Eltern (ein s und zwei p) sp2-Hybridorbitale genannt werden. Zusätzlich ist ein p-Orbital des Kohlenstoffs erhalten geblieben. Das Resultat zeigt [Bild 7] .
Die sp2-Hybridorbitale sind den sp3-Hybridorbitale im Aussehen sehr ähnlich,aber geometrisch anders im Molekül angeordnet. Sie befinden sich alle in einer Ebene, die senkrecht zum verbliebenen p-Orbital steht und haben zueinander jeweils einen Winkel von 120°.
In einem stabilen Molekül ist ein so hybridisiertes Kohlenstoffatom gewöhnlich mit einem anderen Atom verbunden, das ebenfalls sp2-hybridisiert ist. Diese beiden bilden eine Bindung aus, indem sich jeweils eines der Hybridorbitale mit einem des anderen überlappt - und zwar so, dass die beiden p-Orbitale parallel zueinander stehen.
Diese Bindung, die durch zwei aufeinander zuzeigende Orbitale entsteht, nennt man σ-Bindung. Die aufrecht zueinander stehenden p-Orbitale überlappen ebenfalls. Es bildet sich aus ihnen eine Elektronenwolke über und unter der σ-Bindung. Diese beiden Wolken werden als eine Bindung angesehen, die π-Bindung [Bild 8] .
Diese doppelte Bindung von σ-Bindung und π-Elektronenwolken wird formal als Doppelbindung bezeichnet. Der Überlappungsgrad zwischen den p-Orbitalen ist geringer, als bei der σ-Bindung, weshalb die π-Bindung weniger stabil ist. Dies erklärt die höhere Reaktivität von Doppelbindungen gegenüber Einfachbindungen. Geometrisch liegen die sp2-Hybride und die damit verbundenen Atome immer in einer Ebene [Bild 9] . Im Gegensatz zu Einfachbindungen drehen sich Doppelbindungen nicht um ihre Bindung. Eine Drehung könnte nur unter Auflösung der π-Bindung erfolgen. Dieser energetisch sehr ungünstige Vorgang findet nur unter entsprechender Energiezufuhr statt (Die Größe). Bei unterschiedlichen Bindungspartnern zieht der elektronegativere Partner vor allem die Elektronen der π-Wolke dichter an sich, es entstehen polarisierte Doppelbindungen. Die Kenntnis solcher polaren Bindungsverhältnisse hilft bei Vorraussagen von chemischen Reaktionen im organischen Bereich.
sp-hybridisierter Kohlenstoff - Dreifachbindungen
Eine weitere Hybridisierungsmöglichkeit ist die Vermischung von nur einem p- mit dem s-Orbital. Es bleiben 2 p Orbitale zurück und aus den Eltern (ein p-Orbital und ein s-Orbital) bilden sich zwei sp-Hybridorbitale.
Auch diese ähneln anderen Hybridorbitalen, sie ordnen sich allerdings längs einer Linie im Raum an. Auf dieser Linie stehen im Winkel von 90° zueinander und zu den Hybridorbitalen die beiden übrigen, unveränderten p-Orbitale. Treffen sich zwei sp-hybridisierte Kohlenstoffatome, bilden sie durch die sp-Hybridorbitale eine σ-Bindung aus. Die senkrecht darauf stehenden p-Orbitale überlappen wiederum paarweise und bilden nun zwei π-Bindungen (4 Elektronenwolken) über, unter vor und hinter der σ-Bindung aus. Diese dreifache Bindung (2x π, 1x σ) nennt man entsprechend auch Dreifachbindung [Bild 10] .
Die zweite π-Bindung ist noch ein wenig instabiler, als die erste. Moleküle mit Dreifachbindungen sind daher auch in der Regel recht reaktiv.
Vergleich von Einfach- Doppel- und Dreifachbindungen
Den aus s- und p-Orbitalen gebildeten Hybriden kann man einen s- und p-Charakter zuordnen. In s-Orbitalen liegen die Elektronen kugelsymetrisch um den Kern, wo die enthaltenen Elektronen auch ein Maximum der Aufehthaltswahrscheinlichkeit haben. In p-Orbitalen sind die Elektronen weiter vom Kern entfernt und haben am Kernort sogar eine Aufenthaltswahrscheinlichkeit von exakt 0. Wird ein Hybrid aus vielen p-Orbitalen und einem s-Orbital gebildet, befinden sich die Elektronen in ihm weiter vom Kern entfernt, als in einem Hybrid mit starkem s-Charakter (z.B. beim einfachen sp-Hybrid). Mit zunehmendem s-Charakter (abnehmender p-Charakter) werden die Bindungen zwischen zwei Atomen kürzer und stärker. Dies ist an den Bindungslängen der drei Bindungstypen zu erkennen. Sie bewegen sich für C-C-Bindungen in folgenden Größenordnungen: sp3: 1.55Å, sp2: 1.34Å, sp: 1.20Å
Bindungsverhältnisse bei Stickstoff und Sauerstoff
Der Bindungswinkel zwischen den N-H-Bindungen im Ammoniakmolekül (NH3) beträgt 106°, im Wassermolekül (H2O) 104°. Nimmt man eine Verbindung von Stickstoff bzw. Sauerstoff im Grundzustand an in dem die p-Orbitale senkrecht zueinander stehen, wäre somit ein Bindungswinkel von 90° zu erwarten. Auch die stärkere Elektronegativität von Sauer- bzw. Stickstoff würde es nicht schaffen, die Wasserstoffatome so weit abzustoßen, dass sich die gemessenen Winkel ergeben. Nimmt man hingegen an, dass es sich bei den zur Bindung verwendeten Orbitalen um sp3-hybridisierte Orbitale handelt, so erhält man für Sauer- bzw. Stickstoff eine Tetraederform die wiederum einen Winkel von 109,5° aufweist.
Einige der Hybridorbitale sind von vorne herein doppelt belegt, andere nur einfach. Die einfach besetzten Hybridorbitale können Bindungen zu anderen Atomen, wie hier dem Wasserstoff entwickeln. Man nimmt an, dass die Elektronenpaare in den nicht zur Bindung herangezogenen Hybridorbitalen etwas mehr Raum benötigen, als die für die Bindung mit dem Wasserstoff benutzten Hybridorbitale. Daher kommt es zu den Abweichungen der Bindungswinkel auf 106° bzw. 104°.
