Golflengte en Frequentie: Elektromagnetisch Spectrum

Golfeigenschappen van golven

• De golflengte (λ) is de afstand tussen twee opeenvolgende pieken of dalen van een golf
• De frequentie (ν) is het aantal golven dat een bepaald punt passeert in 1 seconde

Relatie tussen golflengte en frequentie

• De relatie tussen de golflengte en de frequentie van een golf is: λ = c/ν
• c is de lichtsnelheid ($3.00 \times 10^8$ m/s)

Voorbeeld golflengte berekening blauw licht

• Wat is de golflengte van blauw licht met een frequentie van $6.4 \times 10^{14}$ Hz?
• λ = ($3.00 \times 10^8$ m/s) / ($6.4 \times 10^{14}$ Hz) = $4.7 \times 10^{-7}$ m = 470 nm

Het elektromagnetisch spectrum

• De typen elektromagnetische straling, geordend van hoogste naar laagste frequentie:
  • Gammastralen
  • Röntgenstralen
  • Ultraviolet (UV)
  • Zichtbaar licht
  • Infrarood (IR)
  • Microgolf
  • Radio

Zichtbaar lichtspectrum

• Het spectrum van zichtbaar licht loopt van violet (400 nm) tot rood (700 nm), met daartussen blauw, groen, geel en oranje

Kwantisatie van energie

• Energie wordt uitgestraald of geabsorbeerd in discrete pakketjes, quanta genaamd

Constante van Planck

• De energie van één quantum is: E = hν
• h is de constante van Planck ($6.626 \times 10^{-34}$ J⋅s)

Voorbeeld energie foton

• Wat is de energie van een foton van blauw licht met een frequentie van $6.4 \times 10^{14}$ Hz?
• E = ($6.626 \times 10^{-34}$ J⋅s) x ($6.4 \times 10^{14}$ Hz) = $4.2 \times 10^{-19}$ J

Het foto-elektrisch effect

• Licht kan worden beschreven als energiequanta (fotonen) die zich als deeltjes gedragen
• Er worden alleen elektronen van een metalen oppervlak uitgestoten als de frequentie van het licht boven een bepaalde drempelwaarde ligt

Model van Bohr van het atoom

• Elektronen kunnen alleen voorkomen op specifieke energieniveaus of banen
• Elektronen kunnen tussen energieniveaus bewegen door fotonen te absorberen of uit te zenden met een energie die gelijk is aan het verschil in energie tussen de niveaus: ΔE = Eeind - Ebegin = hν

De golf-deeltjesdualiteit van materie

• Materie kan golfachtige eigenschappen vertonen
• λ = h/mv, waarbij m de massa is en v de snelheid

Onzekerheidsprincipe van Heisenberg

• Het is onmogelijk om tegelijkertijd de exacte positie en het momentum van een elektron te kennen
• Δx ⋅ Δ(mv) ≥ h/(4π)

Kwantummechanica en atomaire orbitalen

• Schrödingervergelijking beschrijft het gedrag van elektronen in atomen
• Oplossingen van de vergelijking geven een reeks golffuncties, of orbitalen, die de waarschijnlijkheid beschrijven om een elektron in een bepaald ruimtegebied aan te treffen
• Elk orbitaal heeft een unieke set kwantumgetallen die de energie en vorm van het orbitaal beschrijven

Kwantumgetallen

• Hoofdkwantumgetal (n) beschrijft het energieniveau van het orbitaal (n = 1, 2, 3,...)
  • Nevenkwantumgetal (l) beschrijft de vorm van het orbitaal (l = 0, 1, 2,..., n-1)
    • l = 0: s-orbitaal (bolvormig)
    • l = 1: p-orbitaal (halve-haltervormig)
    • l = 2: d-orbitaal (complexere vormen)
    • l = 3: f-orbitaal (nog complexere vormen)
  • Magnetisch kwantumgetal ($m_l$) beschrijft de oriëntatie van het orbitaal in de ruimte ($m_l$ = -l, -l+1,..., 0,..., l-1, l)
  • Spinkwantumgetal ($m_s$) beschrijft de spin van het elektron ($m_s$ = +1/2 of -1/2)

Vormen van Atomic orbitalen

• s Orbitalen hebben sferische vorm
• p Orbitalen zijn Dumbbell vormig en gericht langs de x, y en z assen
• d Orbitalen hebben complexere vormen en vijf mogelijke oriëntaties
• f Orbitalen hebben nog meer complexere vormen, met zeven mogelijke oriëntaties

Energieniveaus van Atomic orbitalen

• Bij een waterstofatoom zijn de energieniveaus hangen alleen af van het hoofdkwantumgetal (n)
• In multi-elektronenatomen hangen de energieniveaus zowel van n als van l af

Afscherming

• De afname van de aantrekkingskracht tussen de kern en een elektron door de aanwezigheid van andere elektronen

Penetratie

• Het vermogen van een elektron om dicht bij de kern te komen, waardoor de aantrekkingskracht toeneemt en de energie van het orbitaal daalt

Elektronenconfiguraties

• Aufbau principe: Elektronen vullen eerst de orbitalen met de laagste energie
• Regel van Hund: Elektronen zullen elk orbitaal binnen een subschil individueel bezetten voordat ze in één orbitaal verdubbelen
• Pauli-uitsluitingsprincipe: Geen twee elektronen in hetzelfde atoom kunnen dezelfde set van vier kwantumgetallen hebben

Writing Electron Configurations(Voorbeeld)

• Zuurstof (O) heeft 8 elektronen: $1s^2 2s^2 2p^4$
• Orbitaaldiagrammen zijn visuele weergaven van elektronenconfiguraties met behulp van vakken of lijnen om orbitalen weer te geven
• Pijlen worden gebruikt om elektronen weer te geven.

Core en Valantie Elektronen

• Core-elektronen: Elektronen in de binnenste schillen, niet betrokken bij binding
• Valantie-elektronen: Elektronen in de buitenste schil, betrokken bij binding

Elektronenconfiguraties van Ionen

• Kationen: Gevormd door het verwijderen van elektronen uit de valentieschil
• Anionen: Gevormd door het toevoegen van elektronen aan de valentieschil