Scheikunde Thema 2 (PDF)

Thema 2: atoombouw Herhaling Gecombineerd atoommodel van Bohr-Rutherford - bolvormig - massieve kern: p+ en n0 - elektrisch neutraal (#p+= #e-) - 7 schillen/energieniveaus: e- - #p+ = #e- = Z - #n0 = A - Z - = gemiddelde relatieve atoommassa = gewogen gemiddelde van voorko...

Thema 2: atoombouw Herhaling Gecombineerd atoommodel van Bohr-Rutherford - bolvormig - massieve kern: p+ en n0 - elektrisch neutraal (#p+= #e-) - 7 schillen/energieniveaus: e- - #p+ = #e- = Z - #n0 = A - Z - = gemiddelde relatieve atoommassa = gewogen gemiddelde van voorkomende isotopen isotopen = nucliden met hetzelfde aantal p+ , maar een verschillend aantal n0 nuclide = atoom met een gegeven aantal protonen Z en een welbepaald aantal neutronen N Voorkomen van isotopen: x ⋅ A1 + (1-x) ⋅ A2 = met x = voorkomen van isotoop 1 A1 = relatieve atoommassa van isotoop 1 (1-x) = voorkomen van isotoop 2 A2= relatieve atoommassa van isotoop 2 Hoofdstuk 1 1. op weg naar een nieuw atoommodel Bohr: vlamproeven: ○ e- op schillen/energieniveaus/hoofdkwantums ○ kleuren vlam: energiesprongen van de e- Planck: ○ E-inhoud van een e- blijft onveranderd (zonder invloed van buitenaf) ○ enkel bepaalde waarden van hoeveelheden ondeelbare energie = kwanta ○ e- verspringen van schil door kwanta op te nemen of af te staan ○ kwantum = minimale E betrokken bij verandering e--configuratie element ○ lichtkwantum = foton 2. Energie als een golfbeweging licht = energie = golf: E =h⋅f = h⋅c / λ - amplitude h = constante van Planck - golflengte = 6,62607015 ⋅ 10-34 J ⋅ s - frequentie daarbij geldt: hogere frequentie → meer E f = frequentie van het licht (Hz) - kleur: bepaalde E c = 3 ⋅ 108 m/s → bepaalde frequentie λ = golflengte van het licht 3. Emissiespectra virtuele voorstelling bohr : hoe verder de schil verwijderd is van de kern, hoe hoger het energieniveau van de e- op de schil → planck werkte daarop verder: uitgezonden licht stuurde hij door een prisma → tot het emissiespectrum de energiesprong tussen de schillen = niet altijd even groot → dus : de schillen liggen niet allemaal even ver van elkaar verwijderd 4. Het duale karakter van een elektron massadeeltjes energiedeeltjes (deeltje dat enkel E bezit) - e- hebben een massa - e- vertonen een golfkarakter hetzelfde experiment met 2 spleten → verwachten dat er 2 gausscurves en aantrefkans de som van de curves maar de aantrefkans is op sommige plaatsen heel gering * De Broglie maakt vergelijking met interferentie van golven op water: → e- vertonen eigenschappen van golven * duale karakter e- = gecombineerd golfmechanisch model: →e- is zowel een energiedeeltje (golf) als een massadeeltje 5. De onzekerheidsrelatie van Heisenberg → bouwde verder op de theorie van De Broglie bredere spleet: golffront bewoog voort in rechte lijn: ○ richting en snelheid kunnen nauwkeurig bepaald worden ○ plaats oorsprong (S) moeilijk te bepalen smallere spleet: cirkelvormig golffront: ○ richting varieert ○ snelheid afhankelijk van waar W staat ○ plaats nauwkeurig te bepalen ! onzekerheidsrelatie van Heisenberg = je kan niet tegelijkertijd de plaats EN de snelheid van een deeltje met golfkarakter (zoals een elektron) bepalen Hoofdstuk 2 1. hoofd- en nevenkwantumgetallen - Sommerfeld: naast hoofdniveaus ook subniveaus - hoofdkwantumgetal n = hoofdniveaus = schillen (Bohr) - nevenkwantumgetal l = subniveaus = subschillen → 4 subniveaus : s, p, d, f l=0 s-subniveau → max 2 e- per subniveau l=1 p-subniveau → max 6 e- per subniveau l=2 d-subniveau → max 10 e- per subniveau l=3 f-subniveau → max 14 e- per subniveau  e- bewegen binnen 3D ruimte rond kern ○ beschreven door Schrödingervergelijkingen → beschrijven waarschijnlijkheid om e- aan te treffen in bepaald gebied rond kern ⇒ orbitalen = plaatsafhankelijke waarschijnlijkheidsverdeling (PW) van een e- = beschrijving vd ruimte waarin een e- zich 90% vd tijd bevindt - voor hetzelfde hoofdkwantumgetal: ○ energie: Es < Ep < Ed < Ep ○ bewegingsvrijheid: s < p < d < f - vorm orbitaal onafhankelijk van n ○ volume stijgt wanneer n groter wordt 2. magnetisch kwantumgetal en spinkwantumgetal verschillen in E voor e- met dezelfde n en l → te wijten aan ruimtelijke oriëntatie vd orbitalen langs de hoofdassen ⇒ magnetisch kwantumgetal ml ( waarden van -l tem +l) - l = 0 ml = 0 1 oriëntatie voor het s-orbitaal - l = 1 ml = -1, 0 of +1 3 oriëntaties: px, py en pz - l = 2 ml = -2, -1, 0, +1 of +2 5 oriëntaties voor d-orbitalen - l = 3 ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2 of +3 7 oriëntaties voor f-orbitalen * verschillen in E voor e- met dezelfde n, l en ml → te wijten aan beweging van e- rond eigen as (= spin) → magnetisch veld → lorentzkrachten: ○ e- met zelfde spin stoten elkaar af ○ e- met tegengestelde spin trekken elkaar aan ⇒ spinkwantumgetal ms (-1⁄2 of +1⁄2 ) - Overzicht kwantumgetallen voor de eerste 4 schillen: overzicht kwantumgetallen - Alle orbitalen samen →min of meer bolvormige landingswolk rond de kern HOOFDSTUK 3 1. het uitsluitingsprincipe van Pauli = alle e- in 1 atoom hebben een ander Eniveau 1. alle e- in een atoom moeten van elkaar verschillen in minstens 1 kwantumgetal 2. eenzelfde orbitaal bevat max. 2 e-, deze e- moeten dan tegengestelde spin hebben ! elektronenpaar = 2 e- in 1 orbitaal 2. opvullingsorde van de orbitalen * Orbitalen opgevuld op stijgende E-inhoud ○n↑→E↑ ○ zelfde hoofdkwantumgetal: Es < Ep < Ed < Ep vb. chloor: 17Cl: Z = 17 → 17 e- 3e jaar: 17Cl: 2/8/7 nu: 17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ! overlapping Eniveaus volgorde: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p diagonaalregel: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f 3. elektronenconfiguratie met spinaanduiding: hokjesmodel hokjesmodel = hokjesvoorstelling = boxnotatie 4. De regel van Hund = e- in gelijksoortige orbitalen van eenzelfde subniveau hebben zoveel mogelijk dezelfde spin * verkorte elektronenconfiguratie: 17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 → 17Cl: [Ne] 3s2 3p5 5. inversies en stabiele e--configuratie - volledig gevulde orbitalen → stabielere toestand - 16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 het 3p-orbitaal is NIET volledig vol S2-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 het 3p-orbitaal is WEL volledig vol - 11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 het 3s-orbitaal is NIET volledig vol Na+ (10 e-): 1s2 2s2 2p6 alle orbitalen zijn volledig vol - d- en f-orbitalen: halfgevulde orbitale → stabielere toestand ⇒ inversie: e- verplaatst van een s-orbitaal naar een d- of f-orbitaal met lager hoofdkwantumgetal - vb. 24Cr: [18Ar] 4s2 3d4 ⇒ inversie: 24Cr: [18Ar] 4s1 3d5 - Waarom hebben de meeste overgangselementen ionlading 2+? omdat eerst elektronen met het hoogste hoofdkwantumgetal geïoniseerd worden en bij de overgangsmetalen zijn dit doorgaans de 2e- in het hoogste s-subniveau: 30Zn: [18Ar] 4s2 3d10 →Zn2+: [18Ar] 4s0 3d10 - Waarom hebben sommige overgangselementen toch een andere ionlading dan 2+? omdat er dan eerst inversie heeft plaatsgevonden 47Ag: [36Kr] 5s2 4d9 →47Ag: [36Kr] 5s1 4d10 →Ag1+: [36Kr] 5s0 4d10 - Sommige elementen hebben meerdere ionladingen omdat er na inversie nog een stabielere toestand bereikt kan worden: 26Fe: [18Ar] 4s2 3d6 → Fe2+: [18Ar] 4s0 3d6 26Fe: [18Ar] 4s2 3d6 → 26Fe2+: [18Ar] 4s0 3d6 → Fe3+: [18Ar] 4s0 3d5 HOOFDSTUK 4 X+ < X vb. Na+ < Na X- > X vb. Cl- > Cl Hoe negatiever een ion is, hoe groter het is Hoe positiever het ion is hoe kleiner het is