7. Hoofdstuk 7 : De Elektronenstructuur van Atomen 7.1. Licht: van golf naar deeltje Frequentie (n) is het aantal golven dat per seconde passeert door een bepaald punt (Hz = 1 cyclus/s). Snelheid: v = golflengte x frequentie Snelheid = c = 300000 km/s Planck : de energie die door atomen en moleculen wordt afgegeven of opgenomen is steeds een veelvoud van h.v h = de constante van Planck = 6.63 x 10-34 J De kleinste hoeveelheid = quantum De energie is gequantiseerd Andere voorbeelden van gequantiseerde systemen: • lading = veelvoud van e.l.e. • betaling = veelvoud van de kleinste munt • eieren door een kip gelegd = veelvoud van 1 ei 7.2. Het fotoelektrisch effect Einstein gebruikte quantisatie van energie en het verschijnsel van het foto-elektrisch effect om te postuleren dat elektromagnetische straling een verzameling deeltjes is = FOTONEN 7.2.1. Duaal karakter van licht Onder sommige experimentele voorwaarden gedraagt licht zich als een golf, in andere omstandigheden als een verzameling deeltjes. 7.3. Bohr en het Waterstofatoom Observatie : Wanneer aan een bepaalde stof (ijzer, waterstof, kwik) energie wordt toegevoegd dan zal deze stof elektromagnetische straling uitzenden (bvb. licht) Deze straling heeft een lijnenspectrum Men noemt dit het emissiespectrum 7.3.1. Model van Bohr voor Waterstof De energie van een elektron kan slechts welbepaalde waarden hebben: quantisatie 7.4. Duaal gedrag van het elektron Een elektron gedraagt zich soms als een geladen massadeeltje, maar soms ook als een golf (zoals licht). De beste manier om een elektron in een atoom te beschrijven is het elektron voor te stellen als een staande golf.(De Broglie) Dit maakt het mogelijk om quantisatie te verklaren. 7.4.1. Onbepaalbaarheidsprincipe van Heisenberg Onzekerheidsprincipe: ∆p.∆x≥ Van een deeltje zoals een elektron kunnen de energie en de positie niet tegelijkertijd met grote nauwkeurigheid bepaald worden Dus: omdat de energie goed gekend is (spectrum) zal de positie onzeker blijven. Elektronenbanen bestaan dus niet en de Newtoniaanse mechanica schiet tekort. De wiskundige beschrijving van de golven door Schrödinger laat toe de waarschijnlijkheid te berekenen om een elektron met een welbepaalde energie op een welbepaalde plaats aan te treffen. Deze waarschijnlijkheden worden samengebracht in een orbitaal. Een orbitaal is een gedeelte van de ruimte rond de kern waarin men 90% kans heeft een elektron met een welbepaalde energie aan te treffen. De verschillende orbitalen worden beschreven met quantumgetallen. 7.5. De quantumgetallen Een orbitaal wordt beschreven door 3 quantumgetallen n, l, ml 7.5.1. Hoofdquantumgetal (n) Waarde: 1, 2, 3, 4, … Betekenis: geeft aan in welk energieniveau het elektron zich bevindt. Energieniveau wordt ook schil genoemd. Elektronen met een hogere energie (n) bevinden zich gemiddeld verder van de kern. 7.5.2. Nevenquantumgetal (l) Waarde: 0, 1, 2,… (n-1) Betekenis: geeft aan in welk soort orbitaal (vorm) het elektron zich bevindt. Als 1. l = 0 s-orbitaal 2. l = 1 p-orbitaal 3. l = 2 d-orbitaal 4. l = 3 f-orbitaal 7.5.3. Magnetisch quantumgetal (ml ) Waarde: -l,….-1,0,1,….+l Betekenis: geeft aan dat er van een bepaalde orbitaalsoort meerdere exemplaren kunnen voorkomen. Voorbeeld: stel: l = 2, dit komt overeen met een d-orbitaal dan: ml = -2, -1, 0, 1, of 2 => 5 d-orbitalen Deze orbitalen hebben een verschillende ruimtelijke oriëntering 7.6. Atomaire orbitalen 7.6.1. l = 0 (s orbitals 7.6.2. l = 1 (p orbitals 7.6.3. l = 2 (d orbitals) De energie van de orbitalen In waterstof (1 elektron) wordt de energie enkel bepaald door n In meer elektronische atomen wordt de energie van de orbitalen bepaald volgens de n + l regel 7.7. Elektronenconfiguratie van een atoom (of ion). Geeft aan in welke orbitalen de elektronen van dit deeltje zich bevinden. Methode voor het opstellen van de elektronenconfiguratie = AUFBAU principe1 schrijfwijze 1s1 betekent 1 elektron in het 1s orbitaal 7.8. Spinquantumgetal (ms ) Om het gedrag van elektronen volledig te kunnen beschrijven heeft men nog een vierde quantumgetal nodig. Waarde: -1/2 of +1/2 Voorstelling: 7.8.1. Regel van Pauli In een atoom kunnen geen twee elektronen voorkomen die dezelfde waarden hebben voor de vier quantumgetallen Of: In een orbitaal kunnen slechts twee elektronen geplaatst worden en die moeten dan een verschillende waarde hebben voor ms 7.8.2. Regel van Hund De meest stabiele verdeling van elektronen in een subschil is die met zoveel mogelijk ongepaarde elektronen met dezelfde spin Grondtoestand 1 Aangeslagen toestand (niet verboden) Het principe dat instaat voor da figuurtje me die scheve pijltjes naar links beneden. Een regel die zegt dat je de orbitalen moet vullen op een bepaalde manier. Bv: eerst 2p-orbitaal en dan pas 3s-orbitaal Valentie elektron: hoogst Argon = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Eerst worden de 4s orbitalen volledig gevuld. Hierna begint men met het opvullen van de 3d orbitalen. Cr en Cu hebben maar een halfgevuld 4s orbitaal. Dit is te wijten aan het feit dat 2 halve orbitalen stabieler zijn dan 1 vol 4s2 en 3d4 (ingeval voor Cr). En 1 vol 3d10 orbitaal en een half 4s2 orbitaal zijn stabieler dan een vol 4s2 en een 3d9. Kalium = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Calcium = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
