scheLM 3D

Die Elektronenkonfiguration von Lithium ist wie oben schon erwähnt [He]2s¹. Nach der Bindungsbildung bleiben drei leere p-Orbitale über, die senkrecht aufeinander stehen.

• Blenden Sie die ersten beiden unbesetzten p-Orbitale (verschiedene Grautöne) ein (leer 1 und leer 2).
• Die Orbitale stehen senkrecht zur Bindungsachse. Drehen Sie das Molekül, um sich einen Eindruck zu verschaffen.
• Schalten Sie wieder auf transparent und blenden Sie jetzt auch das dritte p-Orbital ein. Dieses zeigt in die Richtung der σ-Bindung und ist daher nur schlecht zu erkennen.
• Spielen Sie mit der Orbitalgröße, um sich einen Eindruck zu verschaffen.

Beryllium steht in der zweiten Hauptgruppe und ist daher zweibindig. Die Elektronenkonfiguration ist [He]2s². Für die Bildung von σ-Bindungen werden halbbesetzte Orbitale benötigt. Dazu wird zunächst ein Elektron aus dem 2s- in ein 2p-Orbital angehoben. Dann ergibt sich die Elektronenkonfiguration [He]2s¹2p¹ und es stehen zwei Orbitale zur Bindungsbildung zur Verfügung.

• Blenden Sie die beiden σ-Bindungen ein (verschiedene Rottöne).
• Drehen Sie das Molekül.
• Vergrößern und verkleinern Sie die Orbitale. Spielen Sie mit der Transparenz. So gewinnen Sie einen Eindruck, wie die beiden bindenden Orbitale und die einzelnen Atomorbitale, aus denen Sie entstanden sind, aussehen.

Das Molekül ist gestreckt. Der Wasserstoff-Beryllium-Wasserstoffwinkel ist 180°. Das Molekül ist linear. Die Wasserstoffatome haben den größtmöglichen Abstand.

Wenn man die beiden σ-Bindungen betrachtet (schalten Sie die Bindungen zum Vergleich an und aus), so fällt auf, dass die beiden Bindungen gleich sind.
Man kann dies erwarten, weil es zunächst erst einmal keinen Grund gibt, dass die beiden Bindungen zu den beiden Wasserstoffatomen verschieden sein sollten.
Andererseits müsste eine der beiden Bindungen durch ein s-Orbital am Beryllium gebildet werden, die andere durch ein p-Orbital. Die Bindungen können eigentlich nicht gleich sein.

Tatsächlich sind beide Bindungen gleich und lassen sich nicht unterscheiden. Um dies zu erklären, hat man das Model der Hybridisierung eingeführt.
Man mischt in einem mathematischen Prozess das s-Orbital und das p-Orbital und erzeugt so zwei neue, identische Hybrid-Orbitale, die als sp-Orbitale bezeichnet werden.

• Verkleinern Sie die bindenden Orbitale, bis sie in Ihre Bestandteile zerfallen. Schalten Sie die Orbitale einzeln an und aus. Nun können Sie dei Gestalt eines sp-Orbitals erkennen.
  Dazu müssen Sie auch die Stabgröße und die Kugelgröße reduzieren.
• Jedes sp-Orbital besteht aus einem großen Orbitallappen (front lobe) und einem kleinen Orbitallappen (back lobe), der aus Gründen der Übersichtlichkeit oft nicht gezeigt wird.
  Klicken Sie auf "BackLobe", um diesen Orbitallappen einzublenden.
  Jeder Back Lobe liegt im Bereich der Front Lobe der anderen Bindung.

Jedes sp-Orbital besteht aus einem großen Orbitallappen, der auf den Bindungspartner zuzeigt (siehe App) und einen zweiten kleineren Orbitallappen, der in die entgegengesetzte Richtung zeigt (nicht gezeigt).

Für die Hybridisierung wurde ein s- und ein p-Orbital verwendet. Somit bleiben noch zwei leere, unbesetzte p-Orbitale über. Diese stehen senkrecht zu den beiden σ-Bindungen.

• Aktivieren Sie die beiden leeren Orbitale (verschiedene Grautöne).
• Drehen Sie das Molekül, um einen Eindruck von der dreidimensionalen Anordnung zu gewinnen.

Bor steht in der dritten Hauptgruppe und ist daher dreibindig. Die Elektronenkonfiguration ist [He]2s² p_x¹. Für die Bildung von drei Bindung benötigt Bor drei einfach besetzte Orbitale. Dies wird erreicht, indem eines der beiden 2s-Elektronen in ein leeres p-Orbital angehoben wird. Die Elektronenkonfiguration ist dann [He]2s¹ p_x¹p_y¹. Durch Mischen von einem s-Orbital mit zwei p-Orbitalen entstehen drei sp²-Orbitale. Diese bilden drei gleiche σ-Bindungen.

• Aktivieren Sie die drei σ-Bindungen (verschiedene Rottöne).
• Drehen Sie das Molekül und spielen Sie mit den Orbitaleigenschaften (Größe, Transparenz), um einen Eindruck von der dreidimensionalen Anordnung zu gewinnen.
• Schalten Sie die Back Lobes ein und aus.

Die sp²-Hybridisierung im Bor entsteht durch Mischen von einem s-Orbital mit zwei p-Orbitalen. Es bleibt also noch ein nicht besetztes p-Orbital über.

• Aktivieren Sie das leere p-Orbital (wieder in grau).
• Drehen Sie das Molekü, und spielen Sie mit den Orbitaleigenschaften (Größe, Transparenz), um einen Eindruck von der dreidimensionalen Anordnung zu gewinnen.
• Schalten Sie die Back Lobes ein und aus.

Das p-Orbital steht senkrecht auf der Ebene, die von den drei sp²-Orbitalen aufgespannt wird.

Kohlenstoff steht in der vierten Hauptgruppe und ist daher vierbindig. Die Elektronenkonfiguration ist [He]2s² p_x¹p_y¹. Für die Bildung von vier Bindungen benötigt Kohlenstoff vier einfach besetzte Orbitale. Dies wird erreicht, indem eines der beiden 2s-Elektronen in das leere p-Orbital angehoben wird. Die Elektronenkonfiguration ist dann [He]2s¹ p_x¹p_y¹p_z¹. Durch Mischen von einem s-Orbital mit drei p-Orbitalen entstehen vier sp³-Orbitale. Diese bilden vier gleiche σ-Bindungen.

• Aktivieren Sie die vier σ-Bindungen.
• Drehen Sie das Molekül und spielen Sie mit den Orbitaleigenschaften (Größe, Transparenz), um einen Eindruck von der dreidimensionalen Anordnung zu gewinnen.
• Schalten Sie die Back Lobes ein und aus.

Die Anordnung ist tetraedrisch! Die Wasserstoffatome haben den größtmöglichen Abstand.
Es gibt keine leeren, unbesetzten Orbitale.

Stickstoff steht in der fünften Hauptgruppe. Die Elektronenkonfiguration ist [He]2s² p_x¹p_y¹p_z¹. Durch Mischen von einem s-Orbital mit drei p-Orbitalen entstehen vier sp³-Orbitale. Eines davon ist doppelt besetzt (es bildet ein nichtbindendes Elektronenpaar), die anderen drei sind einfach besetzt und bilden drei σ-Bindungen.
Stickstoff ist dreibindig.

• Aktivieren Sie die drei σ-Bindungen (verschiedene Rottöne).
• Drehen Sie das Molekül und spielen Sie mit den Orbitaleigenschaften (Größe, Transparenz), um einen Eindruck von der dreidimensionalen Anordnung zu gewinnen.
• Schalten Sie die Back Lobes ein und aus.

Stickstoff ist wie Bor dreibindig. Im Gegensatz zum BH₃ ist die Anordnung im NH₃ aber nicht trigonal-planar, sondern trigonal-pyramidal.

Das freie Elektronenpaar am Stickstoff ist für den genannten Unterschied der Geometrie von BH₃ und NH₃ verantwortlich.

• Aktivieren Sie das freie Elektronenpaar (lone pair, lp 1, blau).
• Vergrößern Sie die Orbitale und schalten Sie die Transparenz aus. Machen Sie dasselbe beim CH₄. Drehen Sie die Moleküle und vergleichen Sie die Geometrie.

Die Anordnung der vier σ-Bindungen im CH₄ und der vier Elektronenpaare im NH₃ (drei σ-Bindungen und ein freies, nichtbindendes Elektronenpaar) ist identisch.

Das freie Elektronenpaar im NH₃ nimmt die Position der vierten σ-Bindung im CH₄ ein.

Die vier Elektronenpaare im NH₃ nehmen eine tetraedrische Anordnung ein, die Anordnung der Atome (1 * Stickstoff und 3 * Wasserstoff) ist trigonal-pyramidal.

Sauerstoff steht in der sechsten Hauptgruppe. Die Elektronenkonfiguration ist [He]2s² p_x²p_y¹p_z¹. Durch Mischen von einem s-Orbital mit drei p-Orbitalen entstehen vier sp³-Orbitale. Zwei davon sind doppelt besetzt (es gibt zwei nichtbindende Elektronenpaare), die anderen beiden sind einfach besetzt und bilden zwei σ-Bindungen.
Sauerstoff ist zweibindig.

• Aktivieren Sie die zwei σ-Bindungen.
• Drehen Sie das Molekül und spielen Sie mit den Orbitaleigenschaften (Größe, Transparenz, Back Lobe), um einen Eindruck von der dreidimensionalen Anordnung zu gewinnen.

Sauerstoff ist wie Beryllium zweibindig. Im Gegensatz zum BeH₂ ist die Anordnung im H₂O aber nicht linear, sondern gewinkelt.

Die freien Elektronenpaare am Sauerstoff sind für den genannten Unterschied der Geometrie von BeH₂ und H₂O verantwortlich.

• Aktivieren Sie die freien Elektronenpaare (verschiedene Blautöne).
• Vergrößern Sie die Orbitale und schalten Sie die Transparenz aus. Vergleichen Sie die Geometrie mit der von NH₃ und CH₄.

Die Anordnung der vier σ-Bindungen im CH₄, sowie der vier Elektronenpaare im NH₃ (drei σ-Bindungen und ein freies, nichtbindendes Elektronenpaar) und im H₂O (zwei σ-Bindungen und zwei freie, nichtbindende Elektronenpaare) ist identisch.

Die freien Elektronenpaare im H₂O nehmen die Positionen der dritten und vierten σ-Bindung im CH₄ ein.

Die vier Elektronenpaare im H₂O nehmen eine tetraedrische Anordnung ein, die Anordnung der Atome (1 * Sauerstoff und 2 * Wasserstoff) ist gewinkelt.

Fluor steht in der siebten Hauptgruppe. Die Elektronenkonfiguration ist [He]2s² p_x²p_y²p_z¹. Durch Mischen von einem s-Orbital mit drei p-Orbitalen entstehen vier sp³-Orbitale. Drei davon sind doppelt besetzt (es gibt drei nichtbindende Elektronenpaare), das vierte ist einfach besetzt und bilden eine σ-Bindung.
Fluor ist einbindig.

• Aktivieren Sie die σ-Bindung.
• Drehen Sie das Molekül und spielen Sie mit den Orbitaleigenschaften (Größe, Transparenz, Back Lobe), um einen Eindruck von der dreidimensionalen Anordnung zu gewinnen.

Fluor ist wie Lithium einbindig. Das Molekül ist wie LiH linear. Eine andere Anordnung ist in einem zweiatomigen Molekül nicht denkbar.

Fluor hat drei freie, nichtbindende Elektronenpaare.

• Aktivieren Sie die freien Elektronenpaare (verschiedene Blautöne).
• Vergrößern Sie die Orbitale und schalten Sie die Transparenz aus. Vergleichen Sie die Geometrie mit der von H₂O, NH₃ und CH₄.

Die Anordnung der vier σ-Bindungen im CH₄, sowie der vier Elektronenpaare im NH₃ (drei σ-Bindungen und ein freies, nichtbindendes Elektronenpaar), der vier Elektronenpaare im H₂O (zwei σ-Bindungen und zwei freie, nichtbindende Elektronenpaare) und der vier Elektronenpaare im HF (eine σ-Bindungen und drei freie, nichtbindende Elektronenpaare) ist identisch.

Die freien Elektronenpaare im HF nehmen die Positionen der zweiten, dritten und vierten σ-Bindung im CH₄ ein.

Die vier Elektronenpaare im HF nehmen eine tetraedrische Anordnung ein.