Atoom theorie. Inleiding

Transcriptie

1 Atoom theorie Inleiding

2 Democritus Democritus van Abdera (ca. 460 v. Chr.-380/370 v. Chr.) was een Grieks geleerde, filosoof astronoom en reiziger. Materie bestaat uit zeer kleine ondeelbare eenheden (a-tomos = ondeelbaar) met daartussen lege ruimte. Atomen kunnen een oneindig aantal vormen aannemen. Atomen kunnen botsen en zo iets creeren maar nadien kunnen zij weer uiteenvallen.

3 Atoom theorie Atoommodel van Dalton (1808)

4 Atoomtheorie van Dalton 1. Elementen bestaan uit kleine deeltjes, atomen genaamd. 2. Elk element wordt gekarakteriseerd door de massa van het atoom; atomen van hetzelfde element hebben dezelfde massa en atomen van verschillende elementen hebben een verschillende massa. 3. Bij het ontstaan van nieuwe stoffen verandert alleen de manier waarop atomen met elkaar verbonden zijn; de atomen zelf veranderen niet.

5 Atomen volgens Dalton Simpele atomen. 1 = waterstof De hogere atoomnummers zijn volgens Dalton samengestelde atomen: binair, tertiar, quartenair enz.

6

7 Symbolen voor de verschillende elementen

8 PROBLEEM Waar bestaan atomen uit?

9 Atoom theorie Atoommodel van Thomson (1897)

10 Ontdekking van het electron Aan het einde van de 19e eeuw voerden verschillende wetenschappers experimenten uit met kathodestraalbuizen en langzaam kwamen zij tot het besef dat er zich daarin negatief geladen subatomaire deeltjes bevonden.

11 PROBLEEM Atomen zijn neutraal. Als elektronen negatief zijn, moeten er ook nog positief geladen deeltjes zijn!

12 Het atoom volgens Thomson. Ook wel het krentenbol of pudding model genoemd.

13 Atoom theorie Atoommodel van Rutherford (1911)

14 De hypothese Wat gebeurt er als ik een atoom met α-deeltjes (heliumkernen) beschiet? Rutherford dacht het volgende te zullen waarnemen: /thomfilm.html

15 Het experiment

16 Resultaten De meeste α-deeltjes gingen rechtdoor of werden nauwelijks verstrooid. Sommige α-deeltjes werden onder grote hoeken verstrooid. Probleem: Dit rijmt niet met de verwachtingen die Rutherford had uit het model van Thomson.

17 Een nieuw model Het atoom bestaat voor het grootste deel uit lege ruimte. Er is een positief geladen kern. De electronen cirkelen om de kern in banen. /ruthfilm.html

18 Het atoom volgens Rutherford

19 Afmetingen

20 PROBLEEM Waarom valt het electron niet op de kern?

21 Atoom theorie Atoommodel van Bohr (1914)

22 De Theorie Electronen bevinden zich in schillen rond de kern. Een schil kan een beperkt aantal electronen bevatten. De electronen van een stabiel atoom zitten in de schillen met de laagst mogelijke energie.

23 Schillen worden volgens toenemende afstand tot de kern voorgesteld door: K, L, M, N, O, P en Q. Het rangnummer wordt het schilnummer 'n' genoemd. Een schil met rangnummer n kan maximaal 2n 2 elektronen bevatten, zoals aangegeven in de volgende tabel: Schil K L M N O P Q Nummer (n) Max. bezetting (2n 2 )

24 Het atoom volgens Niels Bohr

25 CHLOOR

26 NATRIUM

27 Atoom theorie Orbitals

28 Sommerfeld (1916) Sommerfeld stelde voor dat een elektronenschil of hoofdenergieniveau samengesteld is uit subniveaus. Het aantal subniveaus in een hoofdschil is gelijk aan het nummer van die hoofdschil (max. 4 subniveaus). De subniveaus worden s-, p-, d- en f-subniveaus genoemd met respectievelijk een maximale elektronenbezetting van 2, 6, 10 en 14, voorgesteld als s 2, p 6, d 10 en f 14

29 Uiteindelijk! Erwin Schrödinger (1926) stelt een kwantummechanisch model waarbij elektronen niet als deeltjes, maar als golfverschijnsel werden voorgesteld. Een jaar later kwam Werner Heisenberg met het onzekerheidsprincipe van Heisenberg, waarmee hij aangaf dat het inderdaad niet mogelijk was van een elektron de precieze plaats in een atoom aan te geven.

30 Onzekerheidsprincipe van Heisenberg Een electron heeft geen vaste plaats, maar een waarschijnlijkheid dat hij zich op een bepaalde plek bevindt. Het electron in de 1s orbitaal bevindt zich voor 95% zeker in de wolk die hier is getekend. Op de plaatsen waar de wolk dicht is, is de waarschijnlijkheid het electron aan te treffen het grootst.

31

32 Ruimtelijke voorstelling van de s,p en d orbitalen. De vorm van de orbitalen geeft aan op welke plekken we de meeste kans hebben het electron te vinden.

33

34

35 Opvulling van de orbitalen het Pauli-principe Elke orbitaal kan slechts 2 electronen bevatten. Deze electronen hebben een tegengestelde spin. y/config.html

36

37 Atoom theorie Lewis structuren tekenen

38 OCTETREGEL VAN LEWIS 8 electronen in de buitenste schil zorgt voor verhoogde stabiliteit. Waterstof vormt hier een uitzondering op. De buitenste schil van een waterstofatoom bestaat uit alleen een 1s orbitaal en biedt slechts plaats aan twee elektronen. Daarom vormt het atoom maar één binding.

39 EDELGASSEN Edelgassen hebben een met acht elektronen hun buitenste schil volledig gevuld, waardoor ze door hun stabiliteit geen chemische reacties aangaan. belements.com/webelements/elements/media/kosselpics/kr.jpg&imgrefurl= webelements/elements/text/kr/econ.html&h=300&w= 300&sz=15&tbnid=VARd2uzJUZ8J:&tbnh=111&tbn w=111&hl=n

40 ionbinding en covalente binding

41 Lewis structuur Een Lewisstructuur gaat op dezelfde manier als een structuurformule, alleen moet je ook rekening houden met vrije electronenparen. - Bekijk van elk atoom hoeveel bindingen het aangaat - Bekijk hoeveel valentie-elektronen het atoom heeft - Het aantal vrije electronenparen kan je bereken met: VEP = 1/2 * (aantal valentie - aantal bindingen) - Bekijk tenslotte welke atomen nu een formele lading dragen.

42

43

44

45

46 resonantie

47 Atoom theorie Ruimtelijke structuur

48

49

50

51

52

53 Het tekenen van een lewisstructuur ewis/