Hybridisierung — sp, sp2, sp3, sp3d & sp3d2

Die Hybridisierung ist ein Modell aus der Einführung in die Chemie, das eine Lewis-Struktur mit der lokalen Geometrie um ein Atom verknüpft. In den meisten Aufgaben im ersten Studienjahr zählt man die Elektronendomänen um dieses Atom und ordnet die Anzahl einer Bezeichnung wie $sp$, $sp^2$ oder $sp^3$ zu.

Die übliche Kurzregel lautet: 2 Domänen $\rightarrow$ $sp$, 3 $\rightarrow$ $sp^2$, 4 $\rightarrow$ $sp^3$, 5 $\rightarrow$ $sp^3d$ und 6 $\rightarrow$ $sp^3d^2$. Diese Kurzregel ist in der Allgemeinen Chemie sehr nützlich, funktioniert aber am besten als einfaches lokales Modell und nicht als endgültige Beschreibung jeder Bindungssituation.

Hybridisierungstabelle: $sp$, $sp^2$, $sp^3$, $sp^3d$ und $sp^3d^2$

Elektronendomänen um ein Atom	Übliche Hybridisierungsbezeichnung	Übliche Elektronendomänen-Geometrie
2	$sp$	linear
3	$sp^2$	trigonal-planar
4	$sp^3$	tetraedrisch
5	$sp^3d$	trigonal-bipyramidal
6	$sp^3d^2$	oktaedrisch

Für diese Zählung gilt: Eine Einfachbindung, Doppelbindung, Dreifachbindung oder ein freies Elektronenpaar zählt jeweils als eine Domäne. Das ist wichtig, weil Mehrfachbindungen oft zu hoch gezählt werden.

Was die Bezeichnungen bedeuten

Die Bezeichnung gibt an, wie viele Orbitale im Einführungsmodell für ein Atom gemischt werden:

• $sp$: ein $s$- und ein $p$-Orbital
• $sp^2$: ein $s$- und zwei $p$-Orbitale
• $sp^3$: ein $s$- und drei $p$-Orbitale
• $sp^3d$: ein $s$-, drei $p$- und ein $d$-Orbital im üblichen Bild der Allgemeinen Chemie
• $sp^3d^2$: ein $s$-, drei $p$- und zwei $d$-Orbitale im üblichen Bild der Allgemeinen Chemie

In der Praxis verwenden Studierende diese Bezeichnungen meist als schnelle Brücke von der Lewis-Struktur zur Geometrie.

So bestimmst du die Hybridisierung aus einer Lewis-Struktur

Beginne mit dem Atom, das dich interessiert.

1. Zeichne eine sinnvolle Lewis-Struktur.
2. Zähle die Elektronendomänen um dieses Atom.
3. Behandle jeden Bindungsbereich als eine Domäne, auch wenn es sich um eine Doppel- oder Dreifachbindung handelt.
4. Zähle jedes freie Elektronenpaar als eine Domäne.
5. Ordne die Gesamtzahl der Hybridisierungstabelle zu.

Deshalb stimmen Hybridisierung und VSEPR in Einführungsaufgaben oft überein: Beide beruhen auf derselben Domänenzählung.

Durchgerechnetes Beispiel: Warum Kohlenstoff in $C_2H_4$ $sp^2$ ist

In Ethen, $C_2H_4$, ist jedes Kohlenstoffatom an zwei Wasserstoffatome und über eine Doppelbindung an das andere Kohlenstoffatom gebunden.

Zähle nun die Elektronendomänen um ein Kohlenstoffatom:

• zwei $C-H$-Einfachbindungen $\rightarrow$ 2 Domänen
• eine $C=C$-Doppelbindung $\rightarrow$ 1 Domäne

Das ergibt insgesamt 3 Elektronendomänen, daher wird der Kohlenstoff im Einführungsmodell als $sp^2$ bezeichnet.

Dieselbe Zählung sagt auch eine trigonal-planare Anordnung um jedes Kohlenstoffatom voraus. Dieses Beispiel ist nützlich, weil es die Regel zeigt, die Lernende am häufigsten übersehen: Die Doppelbindung zählt als eine Domäne, nicht als zwei.

Häufige Fehler beim Bestimmen der Hybridisierung

Eine Mehrfachbindung als mehr als eine Domäne zählen

Für die Hybridisierungszählung ist eine Doppelbindung eine Domäne und eine Dreifachbindung ebenfalls eine Domäne.

Freie Elektronenpaare vergessen

Freie Elektronenpaare zählen ebenfalls. Ein Atom mit drei Bindungen und einem freien Elektronenpaar hat 4 Domänen, was in diesem Modell oft zur Bezeichnung $sp^3$ führt.

Lokale Geometrie und Molekülgestalt verwechseln

Die Hybridisierung wird immer nur einem Atom nach dem anderen zugeordnet. Sie beschreibt die lokale Anordnung um dieses Atom, nicht die Gesamtgestalt des ganzen Moleküls.

Jede Hybridisierungsbezeichnung in fortgeschrittenen Bindungsfällen als gleich verlässlich behandeln

In der Allgemeinen Chemie sind Bezeichnungen wie $sp^3d$ und $sp^3d^2$ Standard-Kurzschreibweisen für 5 bzw. 6 Elektronendomänen. In fortgeschritteneren Kursen werden manche hypervalenten Moleküle mit anderen Bindungsmodellen beschrieben, daher sollte die Kurzregel als kursbezogenes Modell und nicht als universelle Regel verstanden werden.

Wann Hybridisierung am nützlichsten ist

Hybridisierung hilft besonders dann, wenn du eine Lewis-Struktur mit einer lokalen Geometrie, erwarteten Bindungswinkeln oder der Vorstellung verknüpfen willst, dass eine Doppelbindung meist eine $\sigma$-Bindung und eine $\pi$-Bindung enthält.

Weniger hilfreich ist sie, wenn die Bindung stark delokalisiert ist oder wenn eine einfache lokalisierte Lewis-Struktur ohnehin schon eine schwache Beschreibung darstellt.

Probiere ein ähnliches Molekül

Probiere deine eigene Variante mit $CO_2$, $CH_4$ oder $SF_6$. Zähle die Elektronendomänen um das Zentralatom, ordne die Hybridisierungsbezeichnung zu und prüfe dann, ob die Geometrie nach VSEPR dieselbe Aussage liefert.