Hallo!
Bei der Klausurvorbereitung bin ich auf das Problem gestoßen, dass in dem von mir verwendeten Lehrbuch zwar erwähnt wird, dass dsp²-, dsp³- und d²sp³-Hybridorbitale existieren und dazu werden auch folgende Beispiele genannt: (PtCl4)2-; (VCl5)-; (TiF6)2-. Aber leider werden die Beispiele nicht erklärt. Bei dem Versuch, diese Hybridisierung anhand der Elektronenkonfiguration davor und danach zu erklären, bin ich leider gescheitert.
Zum Beispiel beim Vanadium-Komplex: Das (V)- -Ion hat die Cr-Elektronenkonfiguration, also 4s1 3d5. Hybridisieren wir nun ein d-, das s- und 3 (leere) p-Orbitale, erhalten wir 5 Orbitale mit nur 2 Elektronen (ein Elektron aus dem d-Orbital, ein aus dem s-Orbital), die Hybridorbitale sind also nicht alle halbbesetzt. Wie soll dann die Bindung mit den Chlor-Atomen zustandekommen? Oder aber muss ich mir das von vornherein anders vorstellen, nämlich als (V)4±Ion (denn seine Oxidationszahl in der Verbindung ist ja 4+) und davon ausgehen? Dann klappt das mit meinen Elektronenkonfiguration aber immer noch nicht.
Ein analoges Problem habe ich auch mit dem Titankomplex, nur beim Platinkomplex kann ich mir das irgendwie erklären (auch wenn ich nicht weiß, ob dieser Erklärungsansatz überhaupt richtig ist).
Ich würde mich sehr freuen, wenn mir jemand diese Hybridisierungen an den gegebenen Beispielen erklären könnte. Auch über Links zu weiterführenden Informationen zu diesem Thema wäre ich dankbar.
Gruß,
Anja