Periodiciteit en de Structuur van Atomen College 7a, ACH11 (HO5a) E. Kamst

5.3 Electromagnetische energie en atomaire lijnspectra Wit licht is opgebouwd uit alle golflengtes van het zichtbare gebied, (380 – 780 nm) Waneer wit licht op een prisma valt krijg je de afzonderlijke kleuren te zien. Wanneer zonlicht op waterdruppels valt gebeurt hetzelfde. Licht van 1 golflengte wordt monochromatisch licht genoemd

5.3 Electromagnetische energie en atomaire lijnspectra Verhitte (aangeslagen) atomen geven straling af (emissie) Deze straling is een combinatie van verschillende specifieke golflengtes die m.b.v een prisma zichtbaar worden en dat noemt men een lijnspectrum Ieder atoom heeft zijn eigen karakteristieke lijn(en) spectrum

5.4 Het deeltjeskarakter van elektromagnetische energie Niels Bohr (1885-1962) postuleerde in overeenstemming met het deeltjeskarakter van elektromagnetische straling het atoommodel dat lijnspectra verklaart * Elektronen bewegen in banen om de kern * Er zijn alleen specifieke banen met een specifieke energie toegestaan * Een atoom zendt licht uit van een bepaalde golflengte als een electron van een baan met veel energie terugvalt naar een baan met minder energie.

5.8 De vorm van orbitalen De s-orbitalen -Vanaf schil 1 -Bolvormig. -Hierdoor is er ook maar 1 mogelijke oriëntatie in de ruimte mogelijk (ml = 0). -van orbitalen wordt meestal het 95% waarschijnlijkheidsgebied aangegeven. 1s, 2s, 3s, etc.: Grotere orbitalen dus grotere gemiddelde afstand tot de nucleus. Meerdere gebieden van hoge waarschijnlijkheid,gescheiden door knopen (nodes) met ψ2 = 0 (waarschijnlijkheid van 0)

5.8 De vorm van orbitalen De p-orbitalen Vanaf schil 2 (!) Dumbbell (handhalter)-vormig met 2 fases, gescheiden dooreen knoop met ψ2 = 0. 3 orbitalen (ml = -1, 0, 1) px, py, en pz met hun eigen oriëntatie langs respectievelijk de x, y, en z-as 2p, 3p, etc.: Dezelfde vorm maar groter (grotere gemiddelde afstand van elektronen tot de nucleus)

5.8 De vorm van orbitalen De d- en f-orbitalen D-orbitalen komen voor vanaf schil 3 (!) Er zijn er 5, die allemaal hetzelfde energienivo hebben. 4 oriëntaties (dxy, dyz, dxz, dx2-y2) met klaverbladvorm met 4 lobben De 5e oriëntatie dz2 lijkt op pz met een donut-vormige lob ertussen. Er zijn 7 f-orbitalen Vanaf schil 2 (!) met ieder 8 lobben en 3 knopen.

5.7 Golffuncties en Quantumgetallen Een overzicht van de kwantumgetallen voor de eerste 4 schillen schil orbitaal ruimtelijke oriëntatie (0 t/m n-1) (-l,…,l)

5.10 Elektron spin en het Pauli uitsluitingsprincipe Elektronen draaien om hun eigen as en kunnen hierdoor 2 verschillende kanten op draaien. Deze draaiïng veroorzaakt een piepklein magnetisch moment. Deze draaiïngsrichting wordt uitgedrukt met het 4e kwantumgetal Ms, het zogenaamde spinkwantumgetal(Ms = +1/2 of -1/2, of ↑ of ↓). Het Pauli uitsluitingsprincipe zegt dat twee elektronen nooit dezelfde 4 kwantumgetallen kunnen hebben dus als, n, l em m gelijk zijn moet de Ms anders zijn. Dit betekent dat er per orbitaal maar 2 electronen max. kunnen voorkomen met tegengestelde spin. Omdat 2 elektronen, die alleen van elkaar verschillen in spinkwantumgetal, heel licht van elkaar verschillen in energieniveau, bestaan lijnspectra vaak uit zeer dicht bij elkaar liggende paren