Hybridisatie (scheikunde): verschil tussen versies
Verwijderde inhoud Toegevoegde inhoud
k Invulling parameters sjabloon |
|||
Regel 1:
'''Hybridisatie''' is het combineren van [[orbitaal|elektronenorbitalen]] van een [[atoom]]. Hybridisatie wordt in de [[scheikunde]] gebruikt om de vorming van [[chemische binding]]en te beschrijven en te verklaren.
Chemische bindingen, ''covalente bindingen'', tussen atomen kunnen worden gevormd wanneer twee atomen die vlak bij elkaar liggen, twee orbitalen hebben waarvan overlap energetisch gunstig is, en wanneer in de beide orbitalen samen 2 elektronen zitten.
Regel 6:
== Orbitalen combineren ==
[[
[[
Voor de meest simpele gevallen worden combinaties gemaakt tussen de s- en p-orbitalen uit de [[valentieschil]] van het atoom. De combinaties hebben specifieke rangschikkingen die afhangen van het type menging:
* Wanneer de s orbitaal combineert met een enkele p orbitaal, worden 2 ''sp'' orbitalen gevormd (één naar links en één naar rechts), en blijven er loodrecht daarop 2 p orbitalen over.
* Wanneer de s orbitaal combineert met twee p orbitalen, worden 3 ''sp<sup>2</sup>'' orbitalen gevormd (onder een hoek van 120° in een plat vlak), en blijft er loodrecht op dat vlak 1 p orbitaal over.
* Wanneer de s orbitaal combineert met drie p orbitalen, worden 4 ''sp<sup>3</sup>'' orbitalen gevormd, het atoom vormt het midden vormt van een [[Tetraëdrische moleculaire geometrie|tetraëder]] met de hybride-orbitalen wijzend naar de vier punten. (elk geschikt voor 1 σ-binding of vrije elektronenpaar)
== Waarom hanteert men het hybridisatiemodel? ==
{{Twijfel-gedeelte|Verhaal dat niet onderkent dat ''bindingsterkte'' en ''energetische toestand'' geheel verschillende zaken zijn.|2=2014|3=09|4=24}}
Het bekendste voorbeeld waarin hybridisatie optreedt is koolstof.
:1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>2</sup>
Regel 30:
== Toekennen van de hybridisatietoestand ==
[[Bestand:Iodine-pentafluoride-gas-2D-dimensions.png|thumb
Als een atoom covalent gebonden bindingspartners heeft, dan moet men (behalve voor waterstof en fluor) het hybridisatiemodel toepassen. Vooral voor koolstof, [[Zuurstof (element)|zuurstof]] en [[Stikstof (element)|stikstof]] levert dit een goede beschrijving van het gedrag van de atomen in verbindingen.
Regel 41:
* koolstof in [[ethyn]] (2 richtingen): 2 σ-bindingen, dus 1 s- en 1 p-orbitaal verenigen zich met elkaar (sp)
* zuurstof in [[Watermolecuul|water]], [[Alcohol (stofklasse)|alkanolen]] en [[Ether (scheikunde)|ethers]]: 2 σ-bindingen en 2 vrije elektronenparen, dus 1 s- en 3 p-orbitalen verenigen zich met elkaar (sp<sup>3</sup>)
* zuurstof in [[aldehyde]]n, [[keton]]en en het dubbel gebonden zuurstofatoom in [[Carbonzuur|carbonzuren]], [[Ester (scheikunde)|esters]] en [[amide]]n:
* stikstof in [[ammoniak]]: 3 σ-bindingen en 1 vrij elektronenpaar, dus 1 s- en 3 p-orbitalen verenigen zich met elkaar (sp<sup>3</sup>)
Regel 49:
Meer gecompliceerde verbindingen (zoals [[Coördinatieverbinding|coördinatieverbindingen]]), kunnen ook een d-orbitaal betrekken bij hun hybridisatie. Zo is de hybridisatietoestand voor [[Jodium (element)|jood]] in de molecule [[joodpentafluoride]] (IF<sub>5</sub>) gelijk aan sp<sup>3</sup>d<sup>2</sup>. Dit is te wijten aan het feit dat jood 5 σ-bindingen aangaat met fluor en nog een vrij elektronenpaar heeft. Er moeten dus telkens 6 orbitalen gebruikt worden om een binding aan te gaan: dat betekent 1 s-, 3 p- en 2 d-orbitalen.
== Bindingen ==
Twee orbitalen (hybride of atoomorbitalen) met een soortgelijke symmetrie, die in naast elkaar liggende atomen liggen,
Indien er meer dan één binding is tussen twee atomen (bijvoorbeeld in [[Etheen|C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>]] en [[Distikstof|N<sub>2</sub>]]) overlappen de orbitalen die daarvoor verantwoordelijk zijn aan twee kanten van de bindings-as (boven en onder het vlak, of voor en achter het vlak). Deze bindingen worden [[Pi-binding|π-bindingen]] genoemd. Wanneer er een π-binding tussen twee atomen zit, heeft die binding geen rotatievrijheid meer (draaien om de binding zou de overlap tussen de orbitalen verminderen).
| |||