Hoofdstuk 2: Bouw van de stoffen

Hoofdstuk 2: Bouw van de stoffen
2. Atoommodellen
2.2.1 Historisch overzicht

Demoritos: Het atoom: kleinste deeltje, ondeelbaar (Oudheid)

Dalton(1809): versch. elementen; andere massa & grootte

Thomson(1904): Atoom: massieve +bol met negatieve ladingen
(elektronen) aan de buitenkant

Rutherford(1908): Atoom heeft een atoomkern (protonen+neutronen) en
een elektronenwolk (elektronen).

Bohr(1911): atoom: Kern + elektronen op schillen
2.2.2 Verdere evolutie van het atoommodellen
Bohr uitgediept
-Vlamproeven: zie practicum
Besluit: verschillende metalen hebben verschillende emissiespectra.
-Dagelijkse leven: Aardgas, methaan => Blauw
Straatlamp: Na => Oranje
Noorderlicht: meerdere stoffen => Meerdere kleuren
Verklaring
Elk Elektron bezit potentiële en kinetische energie. Door verhitting krijgt een
atoom extra energie, die ervoor zorgt dat de elektronen die aan de buitenkant
van de elektronenwolk zitten zich nog verder van de kern verwijderen. Dit
atoom is dan aangeslagen of geëxciteerd.
Deze toestand is echter onstabiel en vervalt snel terug in de grondtoestand.
Het elektron beweegt terug naar zijn oorspronkelijke plaats en de energie die
hierbij wordt afgegeven, komt vrij als lichtenergie.
Ⓒ Jefke Delen @ hammeleeft.tk
1
Besluit (1913)

Het atoom heeft 7 energieniveaus of schillen rond de kern. De elektronen
op 1 schil hebben eenzelfde energie-inhoud.

De 7 schillen: K L M N O P Q

Max elektronen: 2x(n²) (maximum 32)

Opvulling van binnen naar buiten
Bohr-Sommerfeld
=> Verfijnde spectraalanalyse
-> Brede spectraallijnen van Bohr zijn samengesteld uit dicht bij elkaar
gelegen, smallere lijnen.
-> De niveaus worden onderverdeeld in subniveaus.
Subniveaus:
s (sharp)
2 elektronen
p (principal)
6 elektronen
d (diffuse)
10 elektronen
f (fundamental) 14 elektronen
-> Subniveaus volgens Sommerfeld
Schil
nr.
max e- subniveau
e- per subniveau
K
1
2
1s
2
L
2
8
2s, 2p
2, 6
M
3
18
3s, 3p, 3d
2, 6, 10
N
4
32
4s, 4p, 4d, 4f
2, 6, 10, 14
O
5
32
5s, 5p, 5d, 5f
2, 6, 10, 14
P
6
32
6s, 6p, 6d, 6f
2, 6, 10, 14
Q
7
32
7s, 7p, 7d, 7f
2, 6, 10, 14
Verfijningen aan Bohr-Sommerfeld
Magnetische niveaus: ORBITALEN
-> Niveaus waarin elk subniveau nog eens opsplitst. 1 magnetisch niveau kan
maximaal 2 elektronen bevatten
s – 2 elektronen p – 6 elektronen d – 10 elektronen f – 14 elektronen -
Ⓒ Jefke Delen @ hammeleeft.tk
2
Spinniveaus
In 1 magnetisch niveau zitten 2 elektronen samen. Elektronen stoten elkaar af,
dit wordt gecompenseerd door een tegengestelde van de 2 elektronen binnnen
1 orbitaal
Spinnen naar rechts: Spin up: ↑
Spinnen naar links: Spin down: ↓
↑↓ - doublet
Het Golfmechanisch atoommodel
=> Louis de Broglie (1924)
elektronen: deeltjes- en golfkarakter
h
Broglierelatie: λ = m.v
=> Werner Heisenberg (1926)
Onzekerheidsbeginsel: Plaats & snelheid elektron niet mogelijk tegelijk te
meten.
=> Schrödinger – golfmechanica
Waarschijnlijkheidsgebied: gebied met meer dan 90% kans om een elektron
aan te treffen: trefkansgebied: orbitaal
s-orbitaal
p-orbitaal
Ⓒ Jefke Delen @ hammeleeft.tk
3
2.3 Energieniveaus en elektronenconfiguraties
2.3.1 Betekenis
De elektronenconfiguratie is een symbolische voorstelling waaruit blijkt hoe de
elektronen verdeeld zitten over de schillen, subniveaus en orbitalen
2.3.2 Symbolische schrijfwijze
Opvulling van de energieniveaus: 5 opvulregels:
1) Opbouwprincipe: De elektronenconfiguratie v/e element met
atoomnummer Z is gelijk aan die van element met atoomnummer (Z-1)
waaraan 1 elektron is toegevoegd
2) Regel van de minimale energie: diagonaalregel
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
6f
7p
7d
3) Regel van Hund
7f
7s
↑↓
NIET
↑
↑
↑
↑
WEL
Elk subniveau wordt eerst opgevuld met ongepaarde elektronen, daarna
worden ze gepaard.
4) Verbodsregel van Pauli: Binnen 1 atoom verschillen 2 elektronen
minstens in 1 kenmerk: subniveau, hoofdniveau, orbitaalspin.
5) Stabiliteitsregels: Sommige elektronenconfiguraties geven extra
stabiliteit.
- Edelgasconfiguraties: 1s², s2 p6

Volledig bezet subniveau: s2, p6, d10, f14

Half bezette subschil: s1, p3, d5, f7
Ⓒ Jefke Delen @ hammeleeft.tk
4
2.3.3 Verband tussen elektronenconfiguratie en bouw PSE
In het PSE staan de elementen volgens stijgend atoomnummer. Het gedrag
van elementen hangt af van hun aantal elektronen op de buitenste schil
(valentie-elektronen). Eénzelfde aantal valentie-elektronen betekent analoge
eigenschappen. De indeling van elementen volgens massa en eigenschappen
betekent dus eigenlijk indeling volgens elektronenconfiguratie.
Indeling in periodes
Perioden: 7 hoofdenergieniveaus
Indeling in groepen

A – groepen: Hoofdgroepen

s-blok:
Groep IA: Alkalimetalen
Groep IIA: Aardalkalimetalen

p-blok:
Groep IIIA: Aardmetalen
Groep IVA: Koolstofgroep
Groep VA: Stikstofgroep
Groep VIA: Zuurstofgroep
Groep VIIA:
Groep VIIIA: Edelgassen

B-groepen: Nevengroepen

d-blok: Groepsnummer: Hoogst mogelijke OG
-> Aantal e- dat ze moeten afgeven om stabiel te worden.

Lanthamiden en Actimiden

f-blok: Bovenste rij: 4f
Ⓒ Jefke Delen @ hammeleeft.tk
5
2.3.4 Verband elektronenconfiguratie en ionische energie.
1. Atoomstraal
PSE
2. Ionstraal
3. ionisatie-energie.
= Energie nodig om het minst sterk gebonden e- te onttrekken aan een
gebonden atoom.
PSE
4. Elektronenaffiliteit
= De energie die vrijkomt wanneer een neutraal in gasfase een extra
elektron opneemt.
Ⓒ Jefke Delen @ hammeleeft.tk
6