Hybridisierung von Atomorbitalen I

s-und p-Orbitale, die sich zur Bildung kovalenter Bindungen überlappen, können nicht die verschiedenen molekularen Formen im VSEPR-Modell ergeben. Die Valenzbindungstheorie hilft, diese molekulare Geometrie durch die Hybridisierung oder Vermischung der Atomorbitalen zu erklären. Einige Atomorbitale, die an der Bindung beteiligt sind, vereinen sich wieder zu neuen Orbitalen, deren Formen ein Hybrid der ursprünglichen Formen sind.

Die anfängliche Anzahl der Atomorbitale und die Anzahl der erzeugten Hybridorbitale ist immer gleich. Berylliumfluorid ist ein lineares Molekül. Das Berylliumatom hat zwei Valenzelektronen, die sich in seinem 2s-Orbital im Grundzustand befinden.

Das s-Orbital vermischt sich mit einem der leeren p-Orbitale und bildet Orbitale, die ungepaarte Elektronen enthalten, und somit zur Bindung verfügbar sind. Dadurch bleiben zwei ungepaarte p-Orbitale übrig und es entstehen zwei sp Hybridorbitale, benannt nach den ursprünglichen Atomorbitalen. Die Hybridorbitale haben eine andere Form als die ihre korrespondierenden Atomorbitale, wobei ein Lappen dann deutlich größer ist als der andere.

Daher ist die Wahrscheinlichkeit der Elektronendichte in einem gerichteten Lappen hoch, was zu einer effektiveren Überlappung mit den Orbitalen anderer Atome führt. Zur Verdeutlichung werden diese Orbitale oft ohne die Nebenkeulen dargestellt. Die halbvollen Hybridorbitale überschneiden sich mit den Orbitalen der Fluoratome bis zum Ende, um zwei identische kovalente Bindungen zu bilden, die auch als σ-Bindungen bekannt sind.

Daher weist Berylliumfluorid eine sp-Hybridisierung auf, ist linear und hat einen Bindungswinkel von 180 Grad. Das Bortrihydrid mit trigonaler planarer Geometrie kann durch sp^2 Hybridisierung erklärt werden. Bor hat ein 2s-und drei 2p-Valenzorbitale und drei Valenzelektronen.

Drei dieser Orbitale, ein s-und zwei p-Orbitale, mischen sich, um einen Satz von drei sp2-Orbitalen zu erzeugen, die jeweils ein ungepaartes Elektron enthalten, und ein 2p-Orbital wird nicht hybridisiert. Jedes dieser Orbitale überlappt mit einem 1s-Orbital eines Wasserstoffatoms, um drei σ-Bindungen zu bilden. Ein Molekül mit sp^2-Hybridisierung hat eine trigonale planare Geometrie mit 120-Grad-Bindungswinkeln.

sp^3-Hybridorbitale bilden die tetraedrische Form eines Methanmoleküls. Das Kohlenstoffatom hat vier Valenzelektronen. Die Mischung der 2s-und drei 2p-Orbitale erzeugt vier äquivalente sp^3-Hybridorbitale, die jeweils ein ungepaartes Elektron aufnehmen können.

Die durch sp^3-Hybridisierung erhaltene Hybridorbitale überlappen mit den 1s-Orbitalen der Wasserstoffatome, um ein Methanmolekül mit tetraedrischer Geometrie und 109, 5-Grad-Bindungswinkeln zu erzeugen.