H3 Elektronenstructuur van Atomen PDF

HOOFDSTUK 3 Elektronenstructuur van atomen Het periodiek systeem 1  Atoommodellen Wat weten we al over het atoom uit hoofdstuk 1? elektronen...

HOOFDSTUK 3 Elektronenstructuur van atomen Het periodiek systeem 1  Atoommodellen Wat weten we al over het atoom uit hoofdstuk 1? elektronen Elektron ~ 10-18 m = 10-16 cm protonen + neutronen quark (niet kennen) Kern Atoom ~ 10-10 m ~ 10-14 m ongeveer 10-15 m ~ 10-15 m = 10-8 cm up, down, = 0.1 nm strange, charm, top, bottom 2 (niet kennen)  Atoommodellen Wat weten we al over het atoom uit hoofdstuk 1? Dalton: atoom is ondeelbaar Thomson: elektronen Rutherford: kern + elektronen Bohr: stationaire banen (schillen) Schrödinger: atoomorbitalen (elektronenwolken) H3 3 Welke stelling is waar? 1. We kennen de energie van een elektron precies, en de baan rond de kern ook. 2. We kennen de energie van een elektron precies, maar de baan rond de kern niet. 3. We kennen de energie van een elektron niet precies, maar de baan wel 4. We kennen noch de energie, noch de baan van een elektron precies 4  III.1 Quantummechanica is nodig om elektronen te beschrijven Kan baan object voorspeld worden? Klassieke fysica: Baan Kleine systemen: Baan Positie meten precies Positie meten maar Snelheid meten bekend Snelheid meten ruwweg Potentiële energie kennen (positie in Potentiële energie kennen bekend toekomst) Image result for rocket path Meten interfereert niet met onderwerp Meten interfereert wel met onderwerp Image result for electron 5  Meten: klein beetje energie toevoeren Voor de waarneming Startpunt: probeer positie elektron te bepalen door er een foton op af te sturen foton (om elektron te 'zien' moet er straling op gestuurd worden) elektron waarnemer Na de waarneming Positie gekend door waarneming gereflecteerd foton waarnemer Snelheid niet gekend, want snelheid wijzigt doordat elektron energie van het foton heeft opgenomen bij de 'botsing' Het elektron waarnemen beïnvloedt de positie en de energie van het elektron → Positie en snelheid kunnen niet beide precies gekend zijn voor heel kleine systemen 6  Analogie met fotografie Lange sluitertijd Korte sluitertijd Image result for short long exposure Analogie met fotografie 7 → niet-klassieke fysica nodig om atomen te beschrijven © Drew Zeller Hoe gedrag van systemen beschrijven? Macrowereld Microwereld elektron Massa = 1000 kg Massa = 9,1 × 10-31 kg Newtoniaanse Newtoniaanse mechanica mechanica niet meer bruikbaar Microwereld dient beschreven te worden met Quantummechanica Voor de beschrijving van atomen wordt golfmechanica 8 gebruikt voor de wiskundige modellering van de quantummechanica Golfmechanica Basisaanname: bewegende deeltjes komen overeen met elektromagnetische straling (golven) met een bepaalde golflengte bewegend elektron golfmechanica: "voortbewegend golfpakket" klassiek beeld: De amplitude van de golf verandert in ruimte en tijd  Plaats & snelheid van deeltje Toegepast op een elektron rond de kern, beschrijft deze golf de Plaats van het Energie van 9 elektron rond de kern het elektron  Golfmechanica: ook macroscopisch? Basisaanname: bewegende deeltjes komen overeen met elektromagnetische straling (golven) met een bepaalde golflengte h Constante van Planck golflengte (m) = 6,62 x 10-34 (J.s) m.v massa × snelheid (de Broglie-relatie) elektron Snelheid v = 60 km/u = 16,7 m/s Snelheid = v= 107 m/s Massa= 1000 kg Massa = 9,1 x 10-31 kg λ= 0,3964 × 10-37 m λ= 0,74 × 10-10 m E1  E1→2 = E2 – E1 > 0: Energie atoom stijgt Atoom neemt energie op uit licht met frequentie foton,uit 27 Fotonemissie in het H-atoom zichtbaar deel emissiespectrum H-atoom H E4 E4 > E3 E3 > E2 E2 > E = hν = hc/λ E1 E1  λ = 122 nm λ in UV-gebied 28 Grondtoestand Geëxciteerde toestand Fotonemissie in het H-atoom zichtbaar deel emissiespectrum H-atoom H E4 E4 > E3 E3 > E2 E2 > E = hν = hc/λ E1 E1  λ = 103 nm λ in UV-gebied 29 Grondtoestand Geëxciteerde toestand Fotonemissie in het H-atoom zichtbaar deel emissiespectrum H-atoom H E4 E4 > E3 E3 > E2 E2 > E = hν = hc/λ E1 E1  λ = 656 nm Rode 30 Grondtoestand Geëxciteerde toestand spectraallijn Fotonemissie in het H-atoom zichtbaar deel emissiespectrum H-atoom H Atoomspectrum = E4 elektromagnetische straling uitgezonden > door verhitten van een gas of damp van een E3 atoom > E2 Deze spectra zijn lijnenspectra > reconstrueren energieën E1 elektronen op basis van opgemeten atoomspectra Energieniveaus van elektronen zijn niet continu maar gekwantiseerd 31 Atoommodel van Bohr: gekwantiseerde energieniveaus H-atoom: reconstructie energieniveau's op basis van golflengtes in discreet spectrum In het atoommodel van Bohr zijn de de energieën van elektronen in atomen niet continu maar "discreet" of "gekwantiseerd" Energieniveaus dat het elektron in een H-atoom kan aannemen volgens het model van Bohr: Opgesteld op basis van − RH.Z − RH2 Geldt voor alle atomen lijnenspectrum H-atoom En = 2 = 2 met één elektron: H, He+, … n n Z = Atoomnummer RH = Rydbergconstante = 2,179914 × 10-18 J 32 n = geheel getal > 0 : hoofdquantumgetal  III.4 Elektronenstructuur atomen Energieniveau's in atomen: algemeen Hoofdquantumgetal n 32e- N 4 18e- M3 8e- L 2 2e- K 1 Aantal e- per 33 energieniveau 2n2 Sterk vereenvoudigde voorstelling  Energieniveau's in atomen: algemeen Hoofdenergieniveau's Subniveau's Opsplitsing in magneetveld Hoofdquantumgetal n Nevenquantumgetal l3 f Magnetisch quantumgetal ml 32e- 2d N 4 1p 0s -2 2e- per niveau -1 18e- 2d 0 M3 1p +1 0s +2 2e- per niveau -1 8e- 1p 0 L 2 0s +1 2e- 2e- K 1 0s 0 Notatie: e-(n,l,ml) 34 2n2 (al iets minder) vereenvoudigde voorstelling vb. e- (2,1,1) III.5 Golfkarakter en quantisering hangen nauw samen Klassiek voorbeeld: staande golven op een snaar met ingeklemde uiteinden De golflengtes nemen discrete waarden aan, andere waarden zijn niet mogelijk: amplitude A 2𝑎 𝜆= 𝑛 A=0 A=0 2𝑎 𝜆= de mogelijke golflengtes 1 zijn dus "gequantiseerd": 2𝑎 ze kunnen maar bepaalde 𝜆= 2 waarden aannemen. 2𝑎 Analoog voor de frequenties 𝜆= en de energie van de golf 3 2𝑎 𝜆= 4 (uitrekenen van een 2𝑎 dergelijk systeem leert 𝜆= 5 u later in mechanica: oplossen van een 35 afstand x differentiaalvergelijking) Golfkarakter van elektron in atoom Analoog aan de ingeklemde snaar: welke golf beschrijft de beweging van een elektron rond de kern? Als een bewegend elektron voorgesteld wordt als een golf die voortbeweegt rond de kern, welke golf is wel/niet mogelijk? golf 1 golf 2 36 Tussendoor: interferentie van golven Interference of waves (a) Constructive interference. When two waves are in phase their crests and troughs add to produce a new wave of greater amplitude. (b) Destructive interference. When two 37 waves are out of phase, their crests and troughs cancel each other and the net amplitude is 0  Golfkarakter van elektron in atoom e: gevangen in elektrisch veld kern e: beschouwen als staande golf mogelijk niet mogelijk De omtrek van de "baan" moet een even aantal golflengtes zijn golf vernietigd zichzelf door destructieve interferentie De quantisering van energieniveau's van elektronen kan dus vereenvoudigd verklaard worden doordat de locatie van elektronen bepaald wordt door staande golven rond de kern dit is een golffunctie: we weten dus niet precies waar het elektron zit: Ψ beschrijft enkel de kans om elektron op een bepaalde plaats in de ruimte 38 aan te treffen (herinner: we kunnen niet precies èn plaats èn positie kennen)  Golfmechanica voor het H-atoom Analoog aan de ingeklemde snaar: bepaal waar een elektron is, en wat de energie is, door het oplossen van een wiskundige vergelijking: de Schrödingervergelijking voor het H-atoom Amplitude van de golf = Ψ(x,y,z) h2   2 2 2  − 2  2 + 2 + 2  ψ( x, y, z ) + V ( x, y, z ) ψ( x, y, z ) = E ψ( x, y, z ) 8 me   x y z  Lange notatie zelden gebruikt Eenvoudiger schrijven als: ˆ H = E Ψ= golffunctie (eigenfunctie) E= energie (eigenwaarde) Ĥ H= = Hamiltoniaan (operator) 39 (vergelijking niet kennen)  Atoommodel van Schrödinger De wiskundige oplossing van de Schrödingervergelijking voor het H-atoom Hˆ  = E blijkt 'gekwantiseerd' te zijn en te resulteren in discrete waarden voor de energie: E (n, l , ml ) met daarbij horende 'golffuncties' die de amplitude van de golf weergeeft. De amplitude geef de locatie van het elektron weer:  (n, l , ml ) → Golfmechanica voorspelt experimenteel waargenomen gedrag Hoe precies weten we nu waar een elektron in een atoom zit? 40 Hoe precies kunnen we dat weten?  Heisenberg: onzekerheidsprincipe h ( x ) ( mv )  4 onzekerheid positie onzekerheid snelheid elektron: onzekerheid op mv: mv  10−25 kg m s−1 −34 6.626  10 J s W. Heisenberg h −10 ( x )  = − 25 −1  10 m 4( mv ) 4  10 kg m s diameter atoom = 10−10 m beschrijving van elektron als deeltje dat welgedefinieerde baan rond de kern volgt zoals in model van Bohr kan niet Kan wel: een bepaald gebied van de ruimte rond de atoomkern waar het elektron met grote kans aangetroffen kan worden 41 → orbitalen in het atoommodel van Schrödinger Atoommodel van Schrödinger Hˆ  = E Energie elektron positie elektron Beweging/plaats van de elektronen bespreken a.d.h.v. de verandering van de amplitude in de ruimte E (n, l, ml) = eigenwaarde Ψ (n, l, ml) = golffunctie = eigenfunctie  orbitaal Quantumgetallen n, l, ml 42 grote kans om elektron in dit gebied aan te treffen III.6 Atoomorbitalen: quantumgetallen opsplitsing van energienieveau's in afwezigheid van een magneetveld: Hoofdquantumgetal n n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, … Nevenquantumgetal l l = 0, 1, 2, 3, 4, …(n − 1) verdere opsplitsing van energienieveau's zien we enkel in een magneetveld: Magnetisch quantumgetal ml : -l tot +l ml = − l, −l +1, −l + 2, …, 0, 1, …, l −1, l Magnetisch spinquantumgetal ms : +½ of −½ 43  Vierde quantumgetal: spinquantumgetal Wanneer een elektron zich in een magnetisch veld bevindt moet een 4de quantumgetal ingevoerd worden om de energietoestand van elektronen volledig te kunnen beschrijven Magnetisch spinquantumgetal = ms tegenwijzerzin wijzerzin 44 Spreektaal: "spin up" "spin down" Atoomorbitalen: spinquantumgetal Elektron tolt rond zijn eigen as; bepaald door magnetisch spinquantumgetal elektron kern 'Baan' bepaald door hoofdquantumgetal, nevenquantumgetal en magnetische quantumgetal 45 Vereenvoudige analogie "spin" met aarde die rond eigen as roteert Atoomorbitalen: quantumgetallen n l (0, n−1) ml (−l Golffunctie of Eigenwaarde tot +l) eigenfunctie 1 0 0 Ψ(1,0,0) E(1,0,0) 1s Maximaal aantal elektronen per s-toestand: 2 46 (2 elektronen per energieniveau: één met ms =+½ en één met ms =−½ ) n l (0, n−1) ml (−l Golffunctie of Eigenwaarde tot +l) eigenfunctie 2 0 0 Ψ(2,0,0) E(2,0,0) 2s 2 1 -1 Ψ(2,1,-1) E(2,1,-1) 2 1 0 Ψ(2,1,0) E(2,1,0) 2 1 +1 Ψ(2,1,+1) E(2,1,+1) 2p Maximaal aantal elektronen per p-toestand: 6 47 n l (0, n−1) ml (−l Golffunctie of Eigenwaarde tot +l) eigenfunctie 3 0 0 Ψ(3,0,0) 3s E(3,0,0) 3 1 -1 Ψ(3,1,-1) E(3,1,-1) 3 1 0 Ψ(3,1,0) 3p E(3,1,0) 3 1 +1 Ψ(3,1,+1) E(3,1,+1) 3 2 -2 Ψ(3,2,-2) E(3,2,-2) 3 2 -1 Ψ(3,2,-1) E(3,2,-1) 3 2 0 Ψ(3,2,0) 3d E(3,2,0) 3 2 +1 Ψ(3,2,+1) E(3,2,+1) 3 2 +2 Ψ(3,2,+2) E(3,2,+2) 48 Maximaal aantal elektronen per d-toestand: 10 Atoomorbitalen: quantumgetallen Beweging van de elektronen- link met quantumgetallen Hoofdquantumgetal = n: maat voor de gemiddelde afstand van het elektron tot de kern maat voor de grootte van het orbitaal (voorgesteld door grensvlak) Nevenquantumgetal = l : Maat voor de vorm van het orbitaal l = 0 : sferisch l = 1, 2,…: haltervormig,…. Magnetisch quantumgetal = ml Maat voor de ruimtelijke oriëntering van een orbitaal l= 0 : niet richtingsafhankelijk l= 1,2,3,… : richtingsafhankelijk 49 Magnetisch spinquantumgetal = ms In 1-elektron-systemen zijn de energieniveaus "ontaard" Meerdere niveau's hebben éénzelfde energie toestanden met n 1: aangeslagen of geëxciteerde toestanden van het H-atoom in één-elektronsystemen hebben alle atoomorbitalen met een zelfde n dezelfde energie: de energieniveau’s met zelfde n zijn ontaard Z = 1: H-atoom (in afwezigheid van een extern magnetisch veld) 50  In systemen met meerdere elektronen wel opsplitsing niveau's één-elektronsysteem Meer-elektronen-systeem Energie Energie 4s 4p 4d 4f 4p 3d 3s 3p 3d 4s 3p 3s 2s 2p 2p ontaard Niet ontaard 2s 1s 1s 51 waarom treedt deze opsplitsing al dan niet op? Atoomorbitalen: opsplitsing niveau’s door e-e interactie Eén-elektronsysteem Meer-elektronensysteem enkel interacties interacties tussen tussen elektronen en kern EN elektron en kern tussen elektronen onderling En Energie enkel functie van n En, Energie functie van n en  − RH.Z − RH 2 vorm orbitaal () bepaalt mee energie Bohr: En = 2 = 2 minder ontaarding, maar nog steeds ontaarding van de orbitalen n n (energie is nog niet afhankelijk van m) In magnetische velden: energie functie van n,  en m En, ,m  52 magnetische velden brengen een voorkeursrichting aan in de ruimte Welke stelling is waar? 1. We kennen de energie van een elektron precies, en de baan rond de kern ook. 2. We kennen de energie van een elektron precies, maar de baan rond de kern niet. 3. We kennen de energie van een elektron niet precies, maar de baan wel 4. We kennen noch de energie, noch de baan van een elektron precies 53 III.7 Ruimtelijke voorstelling orbitalen Visualiseren van de kans om ergens een elektron aan te treffen Ψ(n,l,ml) Mathematische manier om golfgedrag van elektron te beschrijven Relatie met positie elektron in ruimte? Kans om een elektron op Ψ(n,l,ml)2 een bepaalde plaats aan te treffen → probabiliteitsdistributie Hoe makkelijk Ψ(x,y,z) wordt meestal geschreven voorstellen? in bolcoördinaten Ψ(r,,) : via grensoppervlaktenotatie Ψ(r,,) = Rn,l(r)·Yl,ml(,) radiale · angulaire functie = gebied in de ruimte begrend door een grensoppervlak waarbinnen grootte vorm 90% kans om elektron aan te treffen orbitaal bolcoördinaten 54 (r,,)  55 Probabiliteitsdistributie  2 Z=1 21s radiale probabiliteits- distributie: kans = f(r) 21s grootst dicht bij de kern probabiliteit om e in de energietoestand 1s in één punt op een afstand r van de kern van het H-atoom aan te treffen 21s streeft asymptotisch naar 0 afmetingen atoom niet exact 55 gedefiniëerd  56 32% 93% 21s % lading omsloten door bolopp. met straal r 1s orbitaal: boloppervlak omsluit 90% van lading e 21s in toestand 1s orbitaal = gebied in de ruimte waarbinnen de kans om een elektron aan te treffen 90% is bolcoördinaten 56 (r,,) Atoomorbitalen: 1s Ψ(1,0,0) Ψ(1,0,0)2 kans 1s Afstand r tot de kern 57 Atoomorbitalen: 2s Ψ(2,0,0) Ψ(2,0,0)2 kans 1s Afstand r tot de kern kans 2s r Knoop / Radiale knoop 58 → sfeer met nul kans om elektron aan te treffen Atoomorbitalen: 3s Ψ(3,0,0) Ψ(3,0,0)2 kans 1s 3s Afstand r tot de kern kans 2s Afstand r tot de kern kans 3s Afstand r tot de kern 59 3s: 2 radiale knopen  Atoomorbitalen: 1s vs. 2s vs. 3s 1s 2s 3s 60 dwarsdoorsnede: zwart: veel kans om elektron aan te treffen wit: weinig kans om elektron aan te treffen geen radiale knoop radiale knoop radiale knopen kwart: blauw: veel kans om elektron aan te treffen Kans: wit: weinig kans om elektron aan te treffen 60  Atoomorbitalen: p Ψ(2,1,0) Ψ2(2,1,0) → p-orbitalen p-orbitalen Ψ2(2,1,-1) Ψ2(2,1,0) YZ-vlak voor px: XZ-vlak voor py: knoopvlak "knoopvlak" / "nodaal vlak" → nul kans om elektron aan te treffen → Parallel knopen bij staande golven voor beweging elektron rond de kern (zie slide 40) Magnetisch quantumgetal ml Maat voor de ruimtelijke oriëntering 61 van een orbitaal XY-vlak voor pz: knoopvlak → duidelijk 3 verschillende oriëntaties Ψ2(2,1,1)  De knoopvlakken bij p-orbitalen: getoond in grijs (rood en blauw duidt enkel de fase van het orbitaal aan, niet de grootte – net als golven een positief of negatief teken kunnen hebben.) 62 https://open-inorganic-chemistry.digitalscholarship.utsc.utoronto.ca/node/41  Ψ2(3,2,-2) tot Ψ2(3,2,2) Atoomorbitalen: d ml =- 2 -1 0 1 2 : 5 mogelijke oriëntaties d-orbitalen 63 ieder d-orbitaal heeft 2 knoopvlakken elk d-orbitaal heeft 2 knoopvlakken (getoond in het grijs) (rood en blauw duidt enkel de fase van het orbitaal aan, niet de grootte – net als golven een positief of negatief teken kunnen hebben.) 64 https://open-inorganic-chemistry.digitalscholarship.utsc.utoronto.ca/node/41 Atoomorbitalen kunnen tegelijk knoopvlakken en radiale knopen hebben: 3s vs. 3p vs. 3d Het aantal radiale knopen is gelijk aan n − l − 1 Radiale functie (afstand tot de kern) Angulaire functie Aantal Aantal n = 3, l = 0: 2 radiale knopen knoopvlakken radiale knopen l=0 kans n−l−1=3−0−1=2 geen knoopvlak n = 3, l = 1 : 1 radiale knoop l=1 n−l−1=3−1−1=1 kans 1 knoopvlak n = 3, l = 2 : 0 radiale knopen kans n−l−1=3−2−1=0 l=2 2 knoopvlakken 65 Afstand r tot de kern Atoomorbitalen: f f-orbitalen Nevenquantumgetal  = 3 66 (slechts enkele getoond; f-orbitalen niet kunnen herkennen)  67 f-orbitaal:  = 3  = 3  m = -3,-2, -1, 0, 1, 2, 3 : zeven f orbitalen 4f-orbitalen: n = 4,  = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 Z=1 67 (vorm f-orbitalen niet kunnen herkennen) Atoomorbitalen Extra afbeeldingen/animaties van orbitalen via volgende links http://www.orbitals.com/orb/orbtable.htm https://www.youtube.com/watch?v=K-jNgq16jEY https://www.youtube.com/watch?v=sMt5Dcex0kg 69 Voorbeeldvraag examen 2023 Welke van onderstaande stellingen is correct? a) Het magnetisch quantumgetal bepaalt het aantal knoopvlakken in een orbitaal b) Het emissiespectrum van een atoom is een lijnenspectrum met één lijn voor ieder elektron dat in het atoom aanwezig is c) in een één-elektronsysteem hebben alle atoomorbitalen met hetzelfde hoofdquantumgetal dezelfde energie d) een orbitaal beschrijft de ruimte rond de kern waarbinnen de kans om het elektron aan te treffen één is 70 III.8 Opvullen energieniveau's in atomen 3 basisregels: 1 laagst energetische niveau's worden eerst opgevuld: gebruik Aufbauprincipe of "regel σ 𝒏 + l" (Bohr & Pauli, jaren 1920) 2 Regel van Hund of Regel van de maximale spreiding (elektronen met parallelle spin energetisch gunstiger) 3 Pauliverbod: ieder elektron in het atoom moet in minstens één van de 4 quantumgetallen verschillend zijn 71 Opvullen energieniveau's in atomen Electron Energy Level Configuration Diagram 1 Aufbauprincipe Laagst energetische niveau's worden eerst opgevuld regel σ 𝒏 + l Laagste som heeft laagste energie Als gelijke som: kleinste n heeft laagste energie 72 Opvullen energieniveau's in atomen Energievolgorde : 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d regel σ 𝑛 + l < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 1s 1+ 0 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p 2s 2 +0 Als gelijke som 𝒏 + l , wordt eerst het 2p 2 +1 Gelijke som: 3 orbitaal met de laagste n opgevuld. 3s 3 +0 3p 3 +1 Gelijke som: 4 3d 3 +2 4s 4 +0 4p 4 +1 Gelijke som: 5 4d 4 +2 73 4f 4 +3  III.8 Opvullen energieniveau's in atomen Electron Energy Level Configuration Diagram 1 laagst energetische niveau's worden eerst opgevuld: gebruik Aufbauprincipe of "regel σ 𝒏 + l" (Bohr & Pauli, jaren 1920) 2 Regel van Hund of Regel van de maximale spreiding (elektronen met parallelle spin energetisch gunstiger) Eerst alle orbitalen in eenzelfde niveau met één elektron vullen, vooraleer een tweede toe te voegen 3 Pauliverbod: ieder elektron in het atoom moet in minstens één van de 4 quantumgetallen verschillend zijn 74 maximaal 2 elektronen per orbitaal, met ms = ½ en –½ Opvullen energieniveau's in atomen Regel van Hund of Regel van de maximale spreiding 2 (elektronen met parallelle spin energetisch gunstiger) d- orbitalen p- orbitalen s- 3de elektron in s-orbitaal onmogelijk orbitalen gezien Pauliverbod Per atoomorbitaal maximaal 2 elektronen met tegengestelde spin Pauliverbod: ieder elektron in het atoom moet in minstens één van de 4 3 quantumgetallen verschillend zijn 76  Opvullen energieniveau's in atomen H 1 elektron 1s1 Electron Energy Level Configuration Diagram He 2 elektronen 1s2 Li 3 elektronen 1s2 2s1 Sc 21 elektronen (scandium) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 Fe 26 elektronen (ijzer) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 77 Opvullen energieniveau's in atomen Sc- atoom : 21 elektronen Notatie elektronenconfiguratie: Exponentennotatie: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 Opvullingsdiagramma: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 78  Elektronenstructuur bepaalt magnetisch gedrag in gedrag atomen magneetveld: Diamagnetisch Alle elektronen gepaard He 1s2 geen aantrekking in magneetveld Stof ontwijkt veld Paramagnetisch Er zijn ongepaarde elektronen Stof wordt aangetrokken in magneetveld (evenredig met aantal ongepaarde elektronen) Stof zoekt veld op Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 (enkel 3d getoond) Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 (enkel 3d getoond) 79 Ioniseren van atomen Wat is elektronconfiguratie Fe2+? Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Bij ionisatie (ontrekken van enkele elektronen): Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 Bij ionisatie: Elektronen verwijderen uit het hoogste hoofdenergieniveau want de elektronenopbouw in een geïoniseerd atoom volgt niet exact de Aufbau-regels (energieniveau's wijzigen beetje) 80 Opvullen energieniveau's in atomen: uitzonderingen Energieniveau's 4s en 3d dit gedrag kunnen herkennen maar verschillen niet zoveel niet actief kunnen reproduceren Volle of half gevuld orbitaal is vaak lager in energie Cr: verwacht 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 realiteit 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 half stabilisatie Cu: verwacht 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 realiteit 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 half-gans stabilisatie [Ar] 4s1 3d10 [Ar] is elektronenconfiguratie van Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Half of volledig gevulde p- of d-niveau's hebben een sferisch symmetrische elektronverdeling zoals een s-orbitaal: 81 minimale Coulomb-afstoting tussen de elektronen een halve of volledig gevulde subschil is inderdaad sferisch symmetrisch projecties van d-orbitalen op yz, xz, en xy-vlak: dxy dyz dz² dxz dx²-y² Elektrondensiteit van alle d-orbitalen samen: 82 https://www.dartmouth.edu/~genchem/0102/spring/6winn/SpAtoms.html  Niet alle elektronen zijn even belangrijk: Valentie-elektronen bepalen grotendeels chemisch gedrag Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 verwacht 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 realiteit Valentie-elektronen bepalen chemisch gedrag atoom 2 definities gangbaar: 1. Elektronen op het hoogst bezette hoofdenergieniveau 2. Elektronen op de hoogste bezette energieniveaus elektronen uit de hoogst bezette energieniveaus die betrokken zijn bij chemische reacties en de vorming van chemische bindingen. voor elementen uit de hoofdgroepen (1,2,13-18) zijn dit altijd elektronen uit het hoogst bezette hoofdenergieniveau voor transitiemetalen behoren de d-elektronen uit het onderliggende hoofdenergieniveau hier ook bij. 83 Gebruik in deze cursus de eerste definitie tenzij uitdrukkelijk vermeld Voorbeeld examenvraag (2020) Electron Energy Level Configuration Diagram Welke van de onderstaande uitspraken is/zijn correct? I. Volgens het Aufbau principe wordt het 6s-energieniveau opgevuld voor het 4f-niveau II. Volgens het Aufbau principe wordt het 4d-energieniveau opgevuld voor het 5s-niveau 1. Enkel I 2. Enkel II 3. I en II 4. Geen van beide 84  Electron Energy Level Configuration Diagram III.9 Periodiek systeem Een tabel van de elementen, geordend volgens atoomnummer elektronconfiguratie eigenlijk hetzelfde gelijkaardige chemische kenmerken laatst toegevoegd elektron volgens Aufbau/Hund ns2p… (in de praktijk soms kleine afwijkingen, zeker d & f): ns1 1 2 3 4 5 6 d… ns2 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 Sc: [Ar] 4s2 3d1 f… 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Ce: [Xe] 6s2 5d0 4f2 85 De rus Dmitri Mendeljev kwam als een van de eersten met een werkbaar systeem (1869) → ook wel 'tabel van Mendeljev' https://www.newscientist.com/article/mg24132190-400-three-reasons-why-the-periodic-table-needs-a-redesign/  Periodiek systeem kan ingedeeld worden in blokken a.d.h.v. hoogst bezette orbitaal H He Li Fe La Ac Lu Lu: [Xe]4f145d1 6s2 Lr Lr: [Rn]5f146d1 7s2 De f-blok wordt doorgaans onder de rest getoond, om alles op 1 pagina te passen eerste rij: 'lanthanoïden', naar La: hebben alle zeer gelijkaardige eigenschappen als La 86 tweede rij: 'actinoïden', naar Ac: hebben alle zeer gelijkaardige eigenschappen als Ac Volgens Aufbau is La: [Xe]4f16s2 ; Ac: [Rn]5f17s2 ; in de praktijk is La: [Xe]5d16s2 ; Ac: [Rn]6d17s2 →daarom zijn La en Ac doorgaans in de d-blok getoond  hoofdgroep- elementen hoofdgroep-elementen A-groep Periodiek systeem A-groep PERIODE "overgangsmetalen" "transitiemetalen" B-groep Groep B-groep (correcte weergave van de f-blok) 87 Elementen met analoge chemische eigenschappen nieuwe IUPAC- nummering 11 12 13 … laatste nummer zelfde in beide nummeringen oude CAS nummering (tot 1988): grootst mogelijke oxidatiegetal in groep 88 Verschil tussen A- en B-groep A-groep elementen (IA tot VIIIA, of 1,2,13,14,15,16,17,18) Streven naar edelgasconfiguratie n s2p6 B-groep elementen (transitiemetalen, 3-12) Streven naar pseudo-edelgasconfiguratie Vb Ag: [Kr] 5s1 4d10 ns2 np6 nd10 → Ag+ : [Kr] 4d10 met (n-1)s2 (n-1)p6 (n-1)d10ns2 volledig gevulde n=4 (Kr = [Ar]3d104s24p6) 89  p2 p3 p1 p4 d-'blok' s² p5 p6 s1 Eigenlijk loopt het periodiek systeem gewoon door… f-'blok' 90 (alternatieve voorstelling, niet kennen)  91 (alternatieve voorstelling, https://www.newscientist.com/article/mg24132190-400-three-reasons-why-the-periodic-table-needs-a-redesign/ niet kennen) Groep 1 (groep I-A) GROEPEN Periodiek systeem Alkalimetalen 1s1 ns1 1s2 2s1 1s2 2s22p63s1 92 Groep 2 (groep II-A) GROEPEN Periodiek systeem Aardalkalimetalen ns2 1s2 2s2 1s2 2s22p63s2 93 Groep 13 (groep III-A) GROEPEN Periodiek systeem Aardmetalen ns2p1 1s2 2s22p1 1s2 2s22p63s23p1 94 Groep 14 (groep IV-A) GROEPEN Periodiek systeem C-groep ns2p2 1s2 2s22p2 1s2 2s22p63s2 3p2 95 Groep 15 (groep V-A) GROEPEN Periodiek systeem N-groep ns2p3 1s2 2s2 2p3 1s2 2s22p63s2 3p3 96 Groep 16 (groep VI-A) GROEPEN Periodiek systeem O-groep (chalcogenen) ns2p4 1s2 2s2 2p4 1s2 2s22p63s2 3p4 97 Groep 17 (groep VII-A) GROEPEN Periodiek systeem Halogenen ns2p5 1s2 2s2 2p5 1s2 2s22p63s2 3p5 98 Groep 18 (groep VIII-A) GROEPEN Periodiek systeem Edelgassen 2 ns p6 1s2 1s2 2s2 2p6 1s2 2s22p63s2 3p6 99