Hoofdstuk 2: Bouw van de stoffen

Transcriptie

1 Hoofdstuk 2: Bouw van de stoffen 2. Atoommodellen 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 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. C Jefke hammeleeft.tk 1

2 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 s, 3p, 3d 2, 6, 10 N s, 4p, 4d, 4f 2, 6, 10, 14 O s, 5p, 5d, 5f 2, 6, 10, 14 P s, 6p, 6d, 6f 2, 6, 10, 14 Q s, 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 - C Jefke hammeleeft.tk 2

3 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 Broglierelatie: λ = h 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 C Jefke hammeleeft.tk 3

4 2.3 Energieniveaus en elektronenconfiguraties Betekenis De elektronenconfiguratie is een symbolische voorstelling waaruit blijkt hoe de elektronen verdeeld zitten over de schillen, subniveaus en orbitalen 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 7s 7p 7d 7f 3) Regel van Hund 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 C Jefke hammeleeft.tk 4

5 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 C Jefke hammeleeft.tk 5

6 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. C Jefke hammeleeft.tk 6