Chemie vragen examenbundel
Chemie hoofdstuk 5: periodiciteit en de elektronische structuur van atomen
1) Bespreek zo gedetailleerd mogelijk:
Het emissiespectrum van waterstof
Het zichtbare emissiespectrum van waterstof werd voor het eerst ontdekt door John Balmer
en kreeg daardoor de naam Balmerreeks of Balmerlijnen. Omdat het H-atoom geen continu
spectrum heeft zoals vaste stoffen of bv. de gloeilamp in dit geval spreekt men van een
lijnenspectrum. In het spectrum van waterstof zijn dus slechts enkele lijnen te zien, namelijk
Balmerlijnen, dit zijn spectrale lijnen van atomair waterstof die in het visuele gebied liggen
van het elektromagnetisch spectrum. Deze lijnen kunnen optreden als emissielijnen
(uitzenden) en absorptielijnen (opnemen).
Wanneer een elektron terugvalt naar een lage toestand zal er energie vrijkomen onder de
vorm van licht. Specifiek voor het emissiespectrum van het waterstof: dit atoom zendt rood
licht uit (lage frequentie en grote golflengte) van 656 nm wanneer een elektron verspringt
van de derde schil (n=3) naar de lagere tweede schil (n=2).
Atoommodel van Bohr
Werd in 1913 geïntroduceerd door Niels Bohr, het is een theorie die de opbouw van atomen
beschrijft. Bohr baseerde zich op de theorie van Planck over de kwantisering van starling.
Zijn theorie bestaat uit 2 postulaten:
1) elektronen bewegen rond de atoomkern in denkbeeldige banen (schillen) met
welbepaalde stralen.
2) een elektron kan alleen energie opnemen of afgeven door van de ene baan naar de
andere over te springen. Het te overbruggen energieverschil wordt opgenomen of
afgegeven onder de vorm van licht. Niet al de energiewaarden zijn mogelijk, maar
slechts een welbepaalde hoeveelheid energie (kwanta). De discontinue sprongen
leiden tot een gekwantiseerd spectrum van de energie van een elektron
Postulaat van de Broglie
De Broglie formuleerde een hypothese dat alle materie het karakter van een golf heeft
waarvan de golflengte afhangt van de massa en de snelheid van het deeltje.
Formule: λ = h / m . v
Onzekerheidsprincipe van Heisenberg
Zegt dat het onmogelijk is om de exacte positie en snelheid van een deeltje op dezelfde
moment te bepalen. Dit is mede een van de belangrijkste resultaten van de
kwantummechanica.
2) Teken 5D-x-y en 5D-y-x orbitalen, bekom eerst de knoopvlakken
,3) Geef de formule van Rydberg
Deze formule wordt gebruikt om het volledige elektromagnetische spectrum van waterstof te
bepalen. Later werd deze formule uitgebreid voor "elk" element:
1 2 1 1
λ𝑣𝑎𝑐
= 𝑅𝐻. 𝑍 . ( 2 − 2 )
𝑛1 𝑛2
𝑅𝐻 : Rydbergconstante voor waterstof
2 4
2 . 𝝅 . 𝑚𝑒. 𝑒
7 −1
𝑅𝐻 = 3 = 1,097 . 10 𝑚
ℎ
λ𝑣𝑎𝑐: golflengte van het uitgezonden licht in vacuüm
2
𝑍 : het atoomnummer van het element, voor waterstof 1
𝑛1en 𝑛2 gehele getallen (schillen) 𝑛
1
< 𝑛2
4) Leg uit en bespreek aan de hand van formule: Planck’s axioma
Planck’s axioma luidt als volgt: E = h . v = h . c / λ
−34
met h de constante van Planck: 6,626 . 10 J.s
Deze vergelijking is gebaseerd op het foto-elektrisch effect van Einstein en beschrijft het
verband tussen de stralingsenergie en de frequentie van de fotonen.
→ wanneer de frequentie van het foton (in de lichtstraal dat het metaal bestraalt) lager is
dan de treshold value dan zal er geen energie worden uitgezonden en bijgevolg geen
elektron worden weggezonden. Wanneer de frequentie van het foton boven de threshold
value (grenswaarde) ligt zal er genoeg energie zijn die kan worden overgedragen van foton
op elektron om de aantrekkingskrachten te overwinnen en zo het elektron weg te zenden.
, de hoeveelheid energie die nodig is om een elektron weg te zenden noemen we the work
function. De energie van een foton hangt enkel af van de frequentie (zie formule) en niet van
de lichtintensiteit.
→ wanneer we een metaal bestralen met een lichtstraal met een lage intensiteit aan fotonen
maar met een hoge energie (hoge frequentie), kunnen er gemakkelijk een aantal elektronen
loskomen. Wanneer je stralen gebruikt met een lage energie (lage frequentie) en een hoge
intensiteit aan fotonen zullen er geen elektronen loskomen.
5) Vergelijk het emissiespectrum van water en een gloeilamp, geef uitleg over het Bohr
model adhv de formules van Balmer en Rydberg
De gloeilamp heeft een spectrum dat licht van alle golflengtes uitstraalt, het spectrum loopt
van blauw licht (golflengte +/- 440 nm) tot rood licht (golflengte +/- 700 nm) met daartussen
al de kleuren van de regenboog met hun bijhorende golflengtes. Dit type spectrum wordt dus
een continu spectrum genoemd.
Gassen hebben dit niet, als je gassen opwarmt zullen ze enkel licht uitstralen van bepaalde
golflengtes. Er zullen dan enkel lijnen van verschillende kleuren te zien zijn in het spectrum
van gassen en meer bepaald ook het spectrum van H, daarom wordt dit ook wel het
lijnenspectrum genoemd. De lijnen in een spectrum zijn karakteristiek voor een stof
Een waterstofatoom zendt rood licht uit (lage frequentie en grote golflengte) van 656 nm
doordat een elektron verspringt van de derde schil (n=3) naar de tweede schil (n=2). Dit
fenomeen werd voor het eerst ontdekt door John Balmer en kreeg zo de naar Balmerreeks,
specifiek voor het waterstofatoom.
Volgens het atoommodel van Bohr bewegen elektronen in denkbeeldige banen rond de kern
van een atoom. De atoomkern en de elektronen die daarrond zitten hebben een
tegengestelde lading en willen dus graag dicht bij elkaar zitten. Er zal dus energie nodig zijn
om een elektron naar een hogere schil over te dragen, dit kan door het atoom te bestralen
met licht zodat de elektronen energie kunnen opnemen. Er zal energie vrijkomen wanneer
een elektron terugvalt naar een lagere schil deze energie komt vrij onder de vorm van licht.
De energie die hiervoor nodig is hangt nauw samen met de frequentie van de fotonen. Bohr
stelde een formule op adhv de Rydbergconstante van water
→ de frequenties van de lijnen in het zichtbare gedeelte van het spectrum passen allemaal
in volgende vergelijking:
1 1
v=𝑅
𝐻
.( 2 − 2 )
𝑛1 𝑛2
6) Leg hoekafhankelijke en radiale knoopvlakken uit
hoekafhankelijke knoopvlakken
hoekknopen zijn vlakke vlakken (of kegels) waar de kans om een elektron aan te treffen 0 is.
Deze hoekknopen bevinden zich onder vaste hoeken. Het aantal hoekknopen aanwezig in
een atoom wordt bepaald door het kwantumgetal van het impulsmoment.
Chemie hoofdstuk 5: periodiciteit en de elektronische structuur van atomen
1) Bespreek zo gedetailleerd mogelijk:
Het emissiespectrum van waterstof
Het zichtbare emissiespectrum van waterstof werd voor het eerst ontdekt door John Balmer
en kreeg daardoor de naam Balmerreeks of Balmerlijnen. Omdat het H-atoom geen continu
spectrum heeft zoals vaste stoffen of bv. de gloeilamp in dit geval spreekt men van een
lijnenspectrum. In het spectrum van waterstof zijn dus slechts enkele lijnen te zien, namelijk
Balmerlijnen, dit zijn spectrale lijnen van atomair waterstof die in het visuele gebied liggen
van het elektromagnetisch spectrum. Deze lijnen kunnen optreden als emissielijnen
(uitzenden) en absorptielijnen (opnemen).
Wanneer een elektron terugvalt naar een lage toestand zal er energie vrijkomen onder de
vorm van licht. Specifiek voor het emissiespectrum van het waterstof: dit atoom zendt rood
licht uit (lage frequentie en grote golflengte) van 656 nm wanneer een elektron verspringt
van de derde schil (n=3) naar de lagere tweede schil (n=2).
Atoommodel van Bohr
Werd in 1913 geïntroduceerd door Niels Bohr, het is een theorie die de opbouw van atomen
beschrijft. Bohr baseerde zich op de theorie van Planck over de kwantisering van starling.
Zijn theorie bestaat uit 2 postulaten:
1) elektronen bewegen rond de atoomkern in denkbeeldige banen (schillen) met
welbepaalde stralen.
2) een elektron kan alleen energie opnemen of afgeven door van de ene baan naar de
andere over te springen. Het te overbruggen energieverschil wordt opgenomen of
afgegeven onder de vorm van licht. Niet al de energiewaarden zijn mogelijk, maar
slechts een welbepaalde hoeveelheid energie (kwanta). De discontinue sprongen
leiden tot een gekwantiseerd spectrum van de energie van een elektron
Postulaat van de Broglie
De Broglie formuleerde een hypothese dat alle materie het karakter van een golf heeft
waarvan de golflengte afhangt van de massa en de snelheid van het deeltje.
Formule: λ = h / m . v
Onzekerheidsprincipe van Heisenberg
Zegt dat het onmogelijk is om de exacte positie en snelheid van een deeltje op dezelfde
moment te bepalen. Dit is mede een van de belangrijkste resultaten van de
kwantummechanica.
2) Teken 5D-x-y en 5D-y-x orbitalen, bekom eerst de knoopvlakken
,3) Geef de formule van Rydberg
Deze formule wordt gebruikt om het volledige elektromagnetische spectrum van waterstof te
bepalen. Later werd deze formule uitgebreid voor "elk" element:
1 2 1 1
λ𝑣𝑎𝑐
= 𝑅𝐻. 𝑍 . ( 2 − 2 )
𝑛1 𝑛2
𝑅𝐻 : Rydbergconstante voor waterstof
2 4
2 . 𝝅 . 𝑚𝑒. 𝑒
7 −1
𝑅𝐻 = 3 = 1,097 . 10 𝑚
ℎ
λ𝑣𝑎𝑐: golflengte van het uitgezonden licht in vacuüm
2
𝑍 : het atoomnummer van het element, voor waterstof 1
𝑛1en 𝑛2 gehele getallen (schillen) 𝑛
1
< 𝑛2
4) Leg uit en bespreek aan de hand van formule: Planck’s axioma
Planck’s axioma luidt als volgt: E = h . v = h . c / λ
−34
met h de constante van Planck: 6,626 . 10 J.s
Deze vergelijking is gebaseerd op het foto-elektrisch effect van Einstein en beschrijft het
verband tussen de stralingsenergie en de frequentie van de fotonen.
→ wanneer de frequentie van het foton (in de lichtstraal dat het metaal bestraalt) lager is
dan de treshold value dan zal er geen energie worden uitgezonden en bijgevolg geen
elektron worden weggezonden. Wanneer de frequentie van het foton boven de threshold
value (grenswaarde) ligt zal er genoeg energie zijn die kan worden overgedragen van foton
op elektron om de aantrekkingskrachten te overwinnen en zo het elektron weg te zenden.
, de hoeveelheid energie die nodig is om een elektron weg te zenden noemen we the work
function. De energie van een foton hangt enkel af van de frequentie (zie formule) en niet van
de lichtintensiteit.
→ wanneer we een metaal bestralen met een lichtstraal met een lage intensiteit aan fotonen
maar met een hoge energie (hoge frequentie), kunnen er gemakkelijk een aantal elektronen
loskomen. Wanneer je stralen gebruikt met een lage energie (lage frequentie) en een hoge
intensiteit aan fotonen zullen er geen elektronen loskomen.
5) Vergelijk het emissiespectrum van water en een gloeilamp, geef uitleg over het Bohr
model adhv de formules van Balmer en Rydberg
De gloeilamp heeft een spectrum dat licht van alle golflengtes uitstraalt, het spectrum loopt
van blauw licht (golflengte +/- 440 nm) tot rood licht (golflengte +/- 700 nm) met daartussen
al de kleuren van de regenboog met hun bijhorende golflengtes. Dit type spectrum wordt dus
een continu spectrum genoemd.
Gassen hebben dit niet, als je gassen opwarmt zullen ze enkel licht uitstralen van bepaalde
golflengtes. Er zullen dan enkel lijnen van verschillende kleuren te zien zijn in het spectrum
van gassen en meer bepaald ook het spectrum van H, daarom wordt dit ook wel het
lijnenspectrum genoemd. De lijnen in een spectrum zijn karakteristiek voor een stof
Een waterstofatoom zendt rood licht uit (lage frequentie en grote golflengte) van 656 nm
doordat een elektron verspringt van de derde schil (n=3) naar de tweede schil (n=2). Dit
fenomeen werd voor het eerst ontdekt door John Balmer en kreeg zo de naar Balmerreeks,
specifiek voor het waterstofatoom.
Volgens het atoommodel van Bohr bewegen elektronen in denkbeeldige banen rond de kern
van een atoom. De atoomkern en de elektronen die daarrond zitten hebben een
tegengestelde lading en willen dus graag dicht bij elkaar zitten. Er zal dus energie nodig zijn
om een elektron naar een hogere schil over te dragen, dit kan door het atoom te bestralen
met licht zodat de elektronen energie kunnen opnemen. Er zal energie vrijkomen wanneer
een elektron terugvalt naar een lagere schil deze energie komt vrij onder de vorm van licht.
De energie die hiervoor nodig is hangt nauw samen met de frequentie van de fotonen. Bohr
stelde een formule op adhv de Rydbergconstante van water
→ de frequenties van de lijnen in het zichtbare gedeelte van het spectrum passen allemaal
in volgende vergelijking:
1 1
v=𝑅
𝐻
.( 2 − 2 )
𝑛1 𝑛2
6) Leg hoekafhankelijke en radiale knoopvlakken uit
hoekafhankelijke knoopvlakken
hoekknopen zijn vlakke vlakken (of kegels) waar de kans om een elektron aan te treffen 0 is.
Deze hoekknopen bevinden zich onder vaste hoeken. Het aantal hoekknopen aanwezig in
een atoom wordt bepaald door het kwantumgetal van het impulsmoment.
