Fråga om orbitalhybridisering
Sker det alltid en hybridisering av orbitalerna när två atomer skapar kovalenta bindningar mellan sig?
naytte skrev:Sker det alltid en hybridisering av orbitalerna när två atomer skapar kovalenta bindningar mellan sig?
Nej, varken i vatten, ammoniak eller metan, exempelvis.
Tänkte helt fel, det är onödigt att försöka förklara hur, det blir bara värre.
Går det att avgöra om en reaktion kommer leda till hybridisering eller inte bara genom att känna till elektronformeln eller den kemiska beteckningen hos produkten?
naytte skrev:Går det att avgöra om en reaktion kommer leda till hybridisering eller inte bara genom att känna till elektronformeln eller den kemiska beteckningen hos produkten?
Nej, man kollar på en förenings struktur för att avgöra om den har hybridiserade orbitaler eller inte. Det kan användas för att förklara bindningsvinklar.
Smaragdalena skrev:naytte skrev:Sker det alltid en hybridisering av orbitalerna när två atomer skapar kovalenta bindningar mellan sig?
Nej, varken i vatten, ammoniak eller metan, exempelvis.
Dessa ämnen har väl ändå sp3-hybridorbitaler?
Teraeagle skrev:Smaragdalena skrev:naytte skrev:Sker det alltid en hybridisering av orbitalerna när två atomer skapar kovalenta bindningar mellan sig?
Nej, varken i vatten, ammoniak eller metan, exempelvis.
Dessa ämnen har väl ändå sp3-hybridorbitaler?
Du har rätt, jag svarade fortare än jag tänkte. Jag stryker över min dumma kommentar.
Teraeagle skrev:naytte skrev:Går det att avgöra om en reaktion kommer leda till hybridisering eller inte bara genom att känna till elektronformeln eller den kemiska beteckningen hos produkten?
Nej, man kollar på en förenings struktur för att avgöra om den har hybridiserade orbitaler eller inte. Det kan användas för att förklara bindningsvinklar.
Videon jag kollade på på khanacademy sade att man skulle räkna antalet sigmabindningar och fria elektronpar för att se vilken typ av hybridisering det rörde sig om. Och min kemilärare har tidigare sagt att kovalenta enkelbindningar alltid innebär en sigmabindning. Av det drog jag slutsatsen att det alltid måste ske hybridisering, men så är det alltså inte?
Skulle ni kunna ge ett exempel där det förekommer kovalenta bindningar utan hybridisering?
En enkelbindning består av en sigma-bindning, men du kan ha den sortens bindning både mellan hybridiserade orbitaler (t.ex. kolatomerna i etan som binder sp3-sp3), mellan två ohybridiserade orbitaler (t.ex. väteatomerna i vätgas som binder s-s) eller mellan en ohybridiserad orbital och en hybridiserad orbital (t.ex. i metan där väte och kol binder s-sp3).
När man har en dubbelbindning finns en sigma-bindning och en pi-bindning. I den sistnämnda ser orbitalöverlappet annorlunda ut. Dessa finns t.ex. i eten där bägge kolatomerna är sp2-hybridiserade.
I en trippelbindning finns en sigma-bindning och två pi-bindningar, exempelvis i etyn där kolatomerna är sp-hybridiserade.
Man kan jämföra vatten (H2O) och svavelväte (H2S) som på många sätt är lika varandra. Syre och svavel ligger i samma grupp, så man kan förvänta sig att molekylerna ser likadana ut. Svavelväte har dock en 90-gradig vinkel mellan väteatomerna eftersom de binder till ohybridiserade p-orbitaler. I vatten är bindningsvinkeln istället 104,5 grader eftersom väteatomerna binder till hybridiserade sp3-orbitaler.
Det finns ju en lista som ser ut typ så här:
sp3 = steric number 4
sp2 = steric number 3
sp = steric number 2
Gäller det generellt? Alltså att om en molekyl har ett steric number som är antingen 2, 3 eller 4 kommer det garanterat ha skett en hybridisering? I exemplet med vätgas du tog upp är dess steric number 1, vilket gör att det inte sker någon hybridisering.
Den stämmer nog, speciellt för kolföreningar då kol tenderar att binda med hybridiserade orbitaler. Uppgifter där du ska ange hybridiseringen för olika atomer tenderar att vara kolföreningar… Eller så var det i alla fall när jag gick i skolan.
Anledningen till att atomer binder med hybridiserade orbitaler har att göra med deras elektronkonfiguration. Om man kollar på kols valenselektroner så finns två i 2s, två i varsin 2p-orbital medan den tredje p-orbitalen är tom. Med en sådan elektronkonfiguration finns bara tre orbitaler med lediga platser att skapa bindningar, men vi vet att kol kan ha fyra bindningar. Det beror på att en elektron har promoverats från s-orbitalen till den lediga p-orbitalen så att man har en elektron i 2s, samt en i vardera 2p. Dessa hybridiseras sedan till fyra sp3-orbitaler med varsin elektron. Om det inte skedde skulle geometrin göra det svårare att skapa bindningar och orbitalerna skulle ha olika energinivå.
Med en sådan elektronkonfiguration finns bara tre orbitaler med lediga platser att skapa bindningar, men vi vet att kol kan ha fyra bindningar.
Borde det inte vara två och inte tre innan hybridisering? Som jag förstår det uppstår intramolekylära bindningar när orbitalerna "överlappar". Då ska alltså varje orbital som binder vara halvfull. Men kol innan hybridisering har ju bara två halvfulla och en helt tom.
Det går att binda till helt tomma orbitaler också, det kallas koordinatkovalent bindning.
Teraeagle skrev:Det går att binda till helt tomma orbitaler också, det kallas koordinatkovalent bindning.
Bidrar en atom med två elektroner då?
Precis. Oxoniumjonen och ammoniumjonen är två exempel där den sortens bindning finns. Då binder en sp3-orbital från syre respektive kväve som innehåller två elektroner till en av väteatomernas tomma s-orbital.
När två atomorbitaler överlappar uppstår nya orbitaler som man kallar molekylorbitaler. Det uppstår alltid två nya orbitaler, en bindande och en antibindande orbital. Den bindande orbitalen finns mellan atomkärnorna vilket gör att den stärker bindningen (minskar repulsionen mellan atomkärnorna), medan den antibindande orbitalen finns på andra sidan bindningen och därmed försvagar bindningen (ökar repulsionen mellan kärnorna).
Det är anledningen till att man kan ha en H2 molekyl men inte en stabil He2 molekyl. När de två s-orbitalerna i väte överlappar får man en sigma-orbital (bindande) och en sigma*-orbital (antibindande). Bägge bindningselektronerna i vätgas hamnar i den bindande orbitalen som har lägre energi. Om två heliumatomer försöker skapa samma sorts bindning hamnar två elektroner i den bindande och två i den antibindande orbitalen, vilket inte är tillräckligt för att skapa en stabil bindning. Då sönderfaller molekylen till fria He atomer istället.
Jag har ännu en fråga men det verkar onödigt att skapa en helt ny tråd för det är lite på samma område:
Nu har vi ju talat om bindningar inom molekyler. Men hur ser det ut vid exempelvis jonbindningar? Om två joner binder till varandra, kan det ske genom att jonerna delar på elektroner då? Alltså kan det uppstå sigma- och pibindningar i en jonförening?
Tillägg: 6 nov 2022 19:46
Oj, jag insåg just att du redan hade tagit upp två joner som exempel. Men jag skulle uppskatta ett lite mer ingående svar. Som vi lärde oss i skolan så är det skillnaden i laddning som leder till bindning, men är det alltid så?
Mitt exempel handlade om kovalenta bindningar inom jonerna, så jonbindning är något annat.
Nej, en ren jonbindning involverar inte orbitalöverlapp. Man säger att den bindningen är elektrostatisk, vilket innebär att man kan betrakta jonerna som små ”laddade klot” som attraherar varandra eftersom de har olika tecken på laddningen.
I praktiken kan man dock ha bindningar som ligger någonstans mittemellan jonbindning och kovalent bindning. Då har man både elektrostatisk attraktion och orbitalöverlapp samtidigt.
Aha, så du syftade på bindningar inom exempelvis ? Alltså att det mellan kvävet och vätet finns kovalenta bindningar, men att det i exempelvis inte finns några kovalenta bindningar mellan själva jonerna?
Av detta antar jag att molekyler kan bli till joner också? Det enda vi har gått igenom hittills i skolan är enskilda atomer som blir joner, men molekyler kan alltså också bli det?
Det är precis så jag menar.
En molekyl är alltid oladdad. Om man har en laddad molekyl kallas det för sammansatt jon istället. Både oxoniumjonen och ammoniumjonen är exempel på sammansatta joner. Sulfatjonen, nitratjonen, fosfatjonen, hydroxidjonen och karbonatjonen är fem andra exempel.
Om vi skulle titta på strukturen för ammoniak så har den en kväve bunden till 3 väte samt ett fritt elektronpar. Hur kommer det sig att ammoniak är oladdad när det finns två elektroner som inte är bundna till något? Borde inte det göra molekylen laddad? Eller har det att göra med det totala antalet protoner i molekylen också, precis som i enskilda atomer?
Bara så att jag har koll på begreppsförståelsen också: om man pratar om en molekylförening, talar man då om en förening med flera ingående molekyler eller kan det bara vara 1 också? Exempelvis skulle man kalla ammoniak för en molekylförening eller bara molekyl?
Tillägg: 6 nov 2022 20:12
Detta var lite offtopic men det känns som att den här frågan kommer "knyta ihop säcken".
Tillägg: 6 nov 2022 20:15
Dessutom: hur gör du egentligen nedsänkta siffror och sådant utan att använda den fula matematikformatteringen som finns integrerad? Skriver du på mobil?
Eller har det att göra med det totala antalet protoner i molekylen också, precis som i enskilda atomer?
Precis, negativ laddning innebär att det finns fler elektroner än protoner totalt sett i jonen och tvärt om vid positiv laddning.
Bara så att jag har koll på begreppsförståelsen också: om man pratar om en molekylförening, talar man då om en förening med flera ingående molekyler eller kan det bara vara 1 också? Exempelvis skulle man kalla ammoniak för en molekylförening eller bara molekyl?
En molekylförening är ett ämne som består av molekyler, på samma sätt som att en jonförening (salt) är en förening som består av joner. Ammoniak är en molekylförening som består av ammoniakmolekyler.
Dessutom: hur gör du egentligen nedsänkta siffror och sådant utan att använda den fula matematikformatteringen som finns integrerad? Skriver du på mobil?
Menar du såhär45 eller såhär67? Du använder knapparna i verktygsfältet som heter x2 respektive x2 för att skriva upphöjt respektive nedsänkt :)
Jag kan lägga till att det inte är irrelevant att det finns ett (fritt) elektronpar som inte binder till något. Även om jonens laddning bestäms av totala antalet elektroner och protoner så kan den typen av ”lokal” laddning ha stor betydelse för ämnets reaktivitet. Både vatten och ammoniak har fria elektronpar vilket är anledningen till att de kan binda till positiva ämnen som vätejoner.
