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
