Elektronenmantel Sommerfeld+ golfmechanisch model NANO 3 (p.53 ev.)

Magnetische niveaus In magnetisch veld opsplitsing van s- ,p- , d- en f-subniveau in resp. 1, 3, 5 en 7 ‘magnetische’ niveaus met dezelfde energie-inhoud. In ieder magnetisch niveau: maximaal 2 elektronen

Negatieve ladingen stoten elkaar af De spin van een elektron (1912) p.55 (maximaal 2 elektronen per magnetisch niveau) Negatieve ladingen stoten elkaar af Een extra magnetische kracht compenseert echter die afstotingskracht elektronen draaien (tollen – to spin) rond hun eigen as: Hierdoor ontstaan kleine magneetjes In wijzerzin spin down  In tegenwijzerzin spin up    doublet = elektronenpaar  ongepaard elektron

Het golfmechanisch atoommodel p.57 atoommodellen, met elektronen op banen rond de kern, : voldoen om tal van eigenschappen te verklaren emissiespectra, analoge eigenschappen, max. aantal bindingspartners Maar.... Bewegende elektrische ladingen = elektrische stroom? Schijfvormige atomen i.p.v. bollen? Ruimtelijke ordening van bindingspartners rond een atoom in een molecule Daarom … is een verdere verfijning van atoommodel nodig

Louis de Broglie (1924): dualiteitsprincipe 1892 - 1985 Louis de Broglie (1924): dualiteitsprincipe een bewegend elektron heeft een deeltjeskarakter én een golfkarakter gekenmerkt door een bepaalde golflengte en een bepaalde snelheid. Door combinatie van de wetten van Einstein (E=m.c²) en Planck (E=h.f) met het verband tussen golflengte en frequentie (v=.f) ‘de Broglierelatie’:

De Broglie (1924) Elektronen vertonen (net zoals licht) zowel een deeltjes als een golfkarakter Experiment met cd en laserlicht

Energie van licht wet van Planck : E = h.f = h.c λ De energie is omgekeerd evenredig met golflengte (λ) De energie is recht evenredig met frequentie (f) blauw licht grotere energieinhoud dan rood licht (h = 6,626.10-34 J.s) Planck 1858-1947 E(a) < E(b)

Werner Heisenberg (1926): onzekerheidsbeginsel 1901 - 1976 Werner Heisenberg (1926): onzekerheidsbeginsel Om de beweging van een elektron in een atoom zo exact mogelijk te kunnen beschrijven, moet op elk ogenblik gelijktijdig de plaats en de snelheid van het elektron in het atoom gekend zijn. Heisenberg stelt in zijn beginsel dat dit niet mogelijk is! De fout op de plaats vermenigvuldigd met de fout op de impuls is een constante.

golftoestand van elektron Vanuit deze nieuwe inzichten kon het elektron niet langer beschouwd worden als een deeltje in een baan rond de kern maar als een negatieve ladingswolk, driedimensioneel uitgesmeerd rond die kern. Hierdoor afbakening binnen het atoom van een onzekerheidsband in plaats van een elektronenbaan voor het elektron. Bohrse baan Onzekerheidsband golftoestand van elektron

Erwin Schrödinger : ontwikkeling van de zogenaamde Erwin Schrödinger : ontwikkeling van de zogenaamde golfmechanica of kwantummechanica : . 1887 - 1961 voor de wiskundefreaks: zie http://www.nat.vu.nl/~jo/quantum/node19.html)

Schrödinger (1927) Een kansberekening (plaats waar elektronen zich kunnen bevinden.) Stippendiagram Orbitaal als ruimte waar een grote kans is elektronen aan te treffen s-orbitaal, p-orbitaal, (d-orbitaal f-orbitaal) D:\Chemieprogramma's\Atomos D:\Chemieprogramma's\Orbital Viewer

Met schrödingervergelijking kon de waarschijnlijkheid berekend worden om een elektron op een bepaalde plaats rond de atoomkern aan te treffen. Schrödinger bakende zo gebieden af met 90% kans een elektron aan te treffen. Deze trefkansgebieden noemde hij orbitalen. Een orbitaal is het ‘denkbeeldige’ gebied waarbinnen de waarschijnlijkheid om een elektron aan te treffen 90% is.

Elke orbitaal heeft een typische vorm of oriëntatie in de ruimte rond de kern s-orbitaal: bolvormig : slechts één oriëntatie: geen opsplitsing p-orbitaal: haltervormig: knooppunt in atoomkern 3 oriëntaties in magnetisch veld : px, py en pz d-orbitalen: ingewikkelde vormen : 5 oriëntaties f-orbitalen : ingewikkelde vormen : 7 oriëntaties een bepaalde grootte : een s-orbitaal van de K-schil is kleiner dan een s-orbitaal van de L-schil : 1s < 2s

Op volgende site kan je AVI-filmpjes bekijken van de 3D-structuren van bovenstaande orbitalen : http://hmchem.cubicsci.com/docs/movies/movieindex.htm

Opdracht: Teken de elektronenwolk van een Ne-atoom volgens Bohr, volgens Sommerfeld en volgens de golfmechanica. Gebruik verschillende kleuren om de verschillende onderdelen te tekenen. Benoem die onderdelen in de overeenkomstige kleur. 10Ne 2s 1s 2py 2px 2pz golfmechanisch model L K Bohr K L 10Ne 2 8 1s 2s 2p Sommerfeld K L 10Ne 1s2 2s2 2p6

ENERGIENIVEAUS – ELEKTRONENCONFIGURATIES p.60 Elektronenconfiguratie = vertaling van atoommodel in symbolische voorstelling van de verdeling van de elektronen over de schillen de subniveaus de orbitalen 7N : 1s² 2s² 2p³   2px 2py 2pz  Dit elektron bevindt zich meestal (90% kans) op de 2de schil (L-schil) in een p-subniveau in een 2py-orbitaal (geörienteerd volgens de y-as) met een spin up 

SYMBOLISCHE VOORSTELLING VAN DE ELEKTRONENCONFIGURATIE Werkwijze Orbitaal voorgesteld als code bvb. 1s2 1ste cijfer : hoofdniveau (schil) de letter : subniveau (orbitaaltype ) 2de cijfer : aantal elektronen in orbitaal Bvb. 11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 Iedere orbitaal (magnetisch niveau) voorgesteld door een vakje, met één of twee pijltjes (elektronen) : 2 gepaarde elektronen in een orbitaal hebben tegengestelde spin: pijltjes in tegengestelde zin! 11Na   1s2 2s2 2p6 3s1

Opvulling van de energieniveaus Regel van de minimale energie e- in grondtoestand steeds laagst mogelijk energieniveau eerst opvulling orbitalen met lagere energie-inhoud, dan pas aanvulling orbitalen met hogere energie-inhoud memotechnisch middeltje: diagonaalregel (vanuit berekening energieën) Energie Rangschikking van de schillen (links) en van de subniveaus (rechts) tot en met schilnummer 4 volgens energie-inhoud. Hieruit kan de volgorde van opvullen van de subniveaus worden afgeleid:1s  2s  2p  3s  3p  4s  3d  4p  5s  4d  5p  6s  …

Webelements elektronenconfiguratie

Spreidingsregel van HUND te bezetten subniveau met laagste energie-inhoud: steeds maximaal aantal ongepaarde elektronen elektronen in eenzelfde subniveau: ongepaard, tenzij niet anders kan in magnetische niveaus in een subniveau: eerst 1 elektron, en dan pas doubletvorming ongepaarde elektronen steeds dezelfde spin (spin up  ) Bvb. 6C 1896-1997 6C: 1s² 2s² 2p² NIET 1s² 2s² 2p²   

Dus maximaal 2 elektronen in één orbitaal Verbodsregel van PAULI In éénzelfde atoom kunnen geen twee dezelfde elektronen gevonden worden Elektronen verschillen in minstens één van de vier karakteristieken: hoofdniveau subniveau magnetisch niveau (orbitaal) spin Dus maximaal 2 elektronen in één orbitaal 2 elektronen in eenzelfde orbitaal hebben dus steeds een verschillende spintoestand; ze vormen een doublet of gepaarde elektronen 1900 - 1958

Bepaalde elektronenconfiguraties geven extra stabiliteit Stabiliteitsregels Bepaalde elektronenconfiguraties geven extra stabiliteit de edelgasconfiguratie: ns2 np6 (octet) (een zeer stabiele configuratie) een volledig bezet subniveau: een toestand d10 is stabieler dan een toestand d9 een halfbezet subniveau: een toestand d5 is stabieler dan een toestand d4 of d6 Enkele voorbeelden : 42Mo: 36Kr 5s1 4d5 twee halfbezette subniveaus i.p.v 36Kr 5s2 4d4 43Tc: 36Kr 5s2 4d5 een volledig bezet en een halfbezet subniveau 46Pd : 36Kr 4d10 volzet subniveau i.p.v. 36Kr 5s2 4d8 Opmerking: Soms gebruikt men bij het noteren van elektronenconfiguraties een vereenvoudigde notatiewijze (zie bovenstaande voorbeelden). Men noteert daarbij tussen rechthoekige haakjes het symbool van het voorafgaandelijk edelgas gevolgd door de normale notatiewijze voor de overige bezette orbitalen! Voorbeeld : 20Ca :  18Ar 4s2.

Een aantal interessante websites in verband met de elektronenconfiguraties Quicktime moviefile :werkwijze voor het opstellen van de elektronenconfiguratie in beeld (Engels) http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/media_portfolio/text_images/043_ElectronConfig.MOV Opbouwprincipe (door willekeurig ergens op het scherm te klikken), vertrekkende bij het waterstofatoom: http://intro.chem.okstate.edu/WorkshopFolder/Electronconfnew.html Interactieve periodieke systemen (PSE) elektronenconfiguratie met eventuele eigenschappen en dergelijke. Een paar voorbeelden hiervan: http://chemlab.pc.maricopa.edu/periodic http://www.chemistrycoach.com/periodic_tables.htm http://www.thecatalyst.org/m03ptabl.html De laatste 2 geven een overzicht van wat er rond dit onderwerp op het web te vinden is.

Opgaven 23V 2 8 11 2 1 De elektronenconfiguratie van vanadium (V). A Schrijf de voorstelling van de elektronenconfiguratie in symbolentaal B Teken daaronder de voorstelling van de elektronenconfiguratie via het vakjesdiagram en nummer de elektronen volgens volgorde van opvulling K L M N 23V 2 8 11 2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2        1,2 3, 4 5, 8 6, 9 7,10 11,12 13,16 14,17 15,18 21 22 23 19,20

De elektronenconfiguratie van magnesium in symbolentaal De elektronenconfiguratie van argon in symbolentaal De elektronenconfiguratie van ijzer in symbolentaal De beknopte elektronenconfiguratie van ijzer in symbolentaal De beknopte elektronenconfiguratie van palladium in symbolentaal 12Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2 18Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 26Fe :  18Ar 4s2 3d6 46Pd :  36Kr 4d10

De beknopte elektronenconfiguratie van chroom in symbolentaal De beknopte elektronenconfiguratie van zilver in symbolentaal 24Cr :  18Ar 4s1 3d5 47Ag :  36Kr 5s1 4d10

Overzicht van de elektronenconfiguratie van de atomen in de grondtoestand Zie boek p.63

2.3 VERBAND ELEKTRONENCONFIGURATIE EN OPBOUW VAN HET PERIODIEK SYSTEEM Rangschikking van elementen volgens stijgend atoomnummer stijgend aantal protonen Chemisch gedrag van de elementen hangt af van aantal elektronen van buitenste schil Elementen met eenzelfde aantal valentie-elektronen hebben analoge eigenschappen Hierdoor : indeling volgens massa en eigenschappen = indeling volgens elektronenconfiguratie Dimitri Mendelejev (1834- 1907) vereeuwigd op een Russische postzegel