Stora Skol & Kunskapstråden - för de lata

Tack för den. Men jag tycker ändå att mitt exempel skiljer sig, t.ex. i VL så har jag både MnO2 och ClO3-, hur räknar man dem? Räknar man ihop dem då så jag har totalt 5 syre, O, i VL? Då har jag ju 4 syre, O, i HL.

Jag trodde det var syret man ville balansera mot varanda.

Ja, du räknar ihop antalet i HL och VL.

Så alltså MnO2 = 2syre + ClO3 = 3 syre 2+3 syre =5 syre i VL

och

MnO4 = 4 syre i HL

är det så man ska tänka?

Haha fan, du tog ju kol på mig. Var tvungen att göra skiten. Hade helt glömt av räknereglen med H+ som man sedan neutraliserar med OH- för att få vatten Bra repetition för min del, med andra ord.

Här är uppgiften. Lite rörigt skrivet kanske, och jag gjorde fel på några ställen så jag fick sudda, men here you have it: http://i.imgur.com/Gbq1i3U.jpg

Laddningen brukar jag räkna före atomerna, men jag hade redan skrivit ut dom och orkade inte göra om allt.

Hej på er!

Som jag har förstått så finns det olika orbitaler, dvs. "banor" där elektronerna med störst sannolikhet befinner sig.

Vi pratar om S orbitaler som ser ut som sfärer och p orbitaler som är hantelformade och som rör sig i rummet? Px, Py, Pz, ni får gärna förtydliga detta också om det är något som jag missförstår.

Men sedan börjar man prata om σ och π bindningar, så jag undrar vad de är för något och vad är det för skillnad på dem?

Har förstått att

Enkelbindningar består av 1 σ-bindning
Dubbelbindningar består av 1 σ-bindning och 1 π-bindning
Trippelbindningar består av 1 σ-bindning och 2 π-bindningar

Har någon lust att förtydliga det här så vore det toppen!

Tack För hjälpen mannen. Hoppas du hade kul! hehe.
Jag får inspektera den när jag har mer energi. Tusen tack!

I en enskild atom antar elektronerna olika orbitaler med olika energinivå. Lägst energi har elektronerna i 1s orbitalerna.

När två atomer t.ex. väteatomer (H) som har en varsin 1s-elektron sedan bildar en vätgasmolekyl (H2) delas 1s elektronerna i resp. väteatom sinsemellan, bindningen är en σ (s-s) bindning.

Länktips: https://en.wikipedia.org/wiki/Sigma_bond

S-orbitaler är sfäriska orbitaler som du säger (eller ja, när det obundet, annars: http://4.bp.blogspot.com/-wIqxDnoKet8/VD88XrfjCwI/AAAAAAAAIYk/XgvwztHaLXU/s1600/sigma%2Bbond.png ). Px, Py och Pz är dom tre olika P-orbitalerna som finns. X, y och z är benämningen på den axel dom ligger i ett koordinatsystem.


Det är samma sak. S står för sigma (σ) medans P står för pi (π).


Ja, du har förstått det rätt. Här ser du Px, Py och Pz till höger och även en S till vänster: http://www.grandinetti.org/resources/Teaching/Chem121/Lectures/OrbitalHybridization/sandporbitals.gif

Vid interaktion så samspelar dom, dvs Sigma ligger i mitten. Här är en bra bild över en trippelbindning i acetylen: http://images.slideplayer.com/26/8593394/slides/slide_15.jpg

Sigma bildar en stark kovalent bindning mellan P-orbitaler är mer som elektronmoln som kan medföra resonans osv

Lite enkelt förklarat, men man måste börja någonstanns. Nästa steg för dig blir att läsa på om ickebindande och antibindande osv.

Tjena igen pyro, jag har erhållit den här bilden. Asnice. Men fortfarande förstår jag inte steg 4 kallat redoxbalans, Syret är ju inte balanserat med hjälp av 3an framför mnO. Det är ju 9 syre i VL och 12 i HL. Lust att förklara varför 3an har uppkommit?

http://imageshack.com/a/img921/3794/EnAxlt.jpg

Du har halvreaktionerna. Så balanserar du med elektroner. Då får den ena en annan mängd elektroner än den andra. Vid ihopslagningen av halvreaktionerna vill man ha samma antal elektroner på båda sidorna för att ta ut dom mot varandra. Man får då helt enkelt hitta minsta gemensamma nämnare för att kunna göra detta.

I detta fallet är det 2e- i den ena och 6e- i den andra. Multiplicerar vi hela den halvreaktionen som har 2e- så får vi 6e- i denna halvreaktionen, och vid ihopslagningen kan vi helt enkelt ta ut 6e- mot varandra eftersom att dom finns på båda sidorna om reaktionspilen.

Förstår inte varför man inte delar upp i halvreaktioner i ditt exempel, för det är jättesvårt att se det annars tycker jag.

Gjorde denna så kanske det är lättare att se: http://i.imgur.com/FcPk7s7.jpg
(Står ju en outskriven etta framför mangan, så 3*1 ska det ju egentligen vara).

Om man ska rita upp, S orbitaler, P orbitaler och D orbitaler antar jag att detta summerar det hela ganska bra.. https://becomingheisenberg.files.wordpress.com/2015/07/orbitals.png

Men om man ska namnge dem vad syftar man på då? Är det 1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s, 3px .. osv som man menar eller ?

Sen undrar jag angående så kallade nod plan, är det de vi ser i bilden hos Dz^2, längst till höger och isf. borde de även finnas nodplan i resterande p och d orbitaler, (1 nod plan hos P och 2 hos D?).

S orbitalerna saknar nod plan? eller hur fungerar det? :s

Trodde jag hade förstått hur elektronerna fylls på för respektive energinivå, men när jag kommer till D nivån blir något gaulet..

S nivån kan det finnas maximalt 2 st elektroner. S => 1 x 2 e- = 2 e-

P nivån kan det finnas maximalt 6 st elektroner. S, Px, Py, Pz => 1 x 2 + 2 x 3 = 8 e-

D nivån kan det finnas maximalt 18 st elektroner. S, Px, Py, Pz, Dx, Dy, Dz, Dxy, Dxz, Dyz
=> (1 x 2e) + (3 x 2e) + (6 x 2e) = 20 e? men det stämmer ju inte.. ska ju vara 18 e?..

..är det så enkelt att det inte finns någon S nivå på D nivån?.. om ni förstår vad jag menar.. ;P

F nivån kan det finnas maximalt 32 st elektroner.

Någon som kan förklara hur det egentligen fungerar, trodde jag hade förstått det här med hur de olika elektronerna fylls på för respektive energinivåer.

Hoppas ni förstår hur jag har tänkt och kan klargöra för mig hur det egentligen sker, tack!