Samenvatting van het deel anorganische chemie (van het vak kwantumchemie en anorganische chemie)

Samenvatting deel Anorganische chemie (SK-BKWAN)

Atoomopbouw (H1)
Het periodiek systeem (PS) met blokken, groepen en
periodes
- Periode: nummer is hetzelfde als het aantal
schillen dat gebruikt wordt door een element
- Groep: vergelijkbare elektronen configuratie
(buitenste schil)
- Blokken: de reeks waarin de elektronen schillen
van de elementen gevuld worden


Schillen, sub schillen, orbitals en kwantumgetallen van
atomen

Alle orbitalen met een bepaalde n behoren tot dezelfde schil,
alle orbitalen met dezelfde waarde voor l behoren tot dezelfde
sub schil. Individuele orbitalen zijn te onderscheiden door de
waarde ml.
- Aantal sub schillen is evenredig met n2

Bijvoorbeeld voor:
- n=1, bestaat uit 1 sub schil met s-orbitalen met l=0
- n=2, bestaan uit 2 sub schillen met s- en p-orbitalen en
met l=0 en l=1

Dus er is één orbitaal is in een s-subschil (l = 0), die met ml = 0: deze orbitaal wordt een s-
orbitaal genoemd.

Er zijn drie orbitalen in een p-subschil (l = 1), met kwantumgetallen ml = +1, 0, − 1; ze
worden p-orbitalen genoemd.

De vijf orbitalen van een d-subschill (l = 2) worden d-orbitalen genoemd, met
kwantumgetallen ml = + 2, + 1, 0, − 1, − 2.

Hoofdkwantumgetal: geeft de grote van een
orbitaal aan

Nevenkwantumgetal: geeft de vorm van het
orbitaal aan, het aantal lobben neemt toe
naarmate l toeneemt

Magnetisch kwantumgetal: geeft de oriëntatie
van de lobben aan

,Energie schil: E= - 13.6* (Z2/n2) eV
- Hoger hoofdkwantum dan wordt de totale term minder negatief en ligt hij dus hoger
in energie  elektron komt verder van de kern
- Hoe dieper negatief de energie, hoe dichter het elektron bij de kern kan komen.

Waterstof heeft maar 1 elektron en is dus vrij van elektron-elektron repulsie (hydrogenic
atoom)

In een hydrogenic atoom hebben alle orbitalen met hetzelfde hoofdkwantumgetal dezelfde
energie (=degeneratie).
- Dus energie s=p=d=f omdat er maar 1 elektron is

Het begrip effectieve kernlading in relatie tot penetratie en afscherming

Kinetische energie: meer het opsluitingseffect
Potentiële energie: meer repulsie en attractie is: coulomb achtige interacties  wordt
belangrijker bij meer elektron atomen

Knoopvlak/node: een punt waar de kans om het elektron aan te treffen gelijk aan nul en is
waar golffunctie door nul gaat.
- Zijn belangrijk voor de opbouw van atomen

Totaal aantal knoopvlakken= n-1
Knoopvlakken op de kern = l
Aantal radiale node= n – l – 1

Radiale knoopvlakken= gebieden niet op de kern waar de kans om het
elektron aan te treffen nul is

S-orbitaal l=0  geen knoopvlakken op de kern
- 1s: 0 knoopvlakken
- 2s: 1 knoopvlak

P-orbitaal l=2  1 knoopvlak op de kern
- Van – naar + over een knoopvlak (wissel van fase)
- Kans om een elektron in een p-orbitaal aan te treffen bij de kern is
kleiner dan een elektron in een s-orbitaal




D-orbitaal l=2  2 knoopvlakken op de kern
- De kans om een elektron aan te treffen dicht bij de kern is kleiner dan p-orbitaal en
weer kleiner dan s-orbitaal

, Veel elektronatomen  elektronen gaan elkaar beïnvloeden

Effectieve kernlading (Zeff)= kernlading -  (=shielding/afscherming)
- De kernlading ondervonden door een elektron wordt verminderd door de shielding
van andere elektronen in dezelfde schil of dieper gelegen schillen/orbitalen
- Hoe dichter een elektron bij de kern kan komen hoe dichter de waarde van Zeff ligt bij
Z, omdat het elektron minder afgestoten wordt door andere elektron die aanwezig zijn

Shielding van elektronen
- 2s heeft geen knoopvlak op de kern, terwijl 2p dit wel heeft 
hierdoor heeft 2s een hogere waarschijnlijkheid dicht bij de kern dan
2p  en zal 2s eerst gevuld worden
o De 2s elektronen penetreren meer in de 1s schil dan de 2p
elektronen
o De shielding van 2s door 1s is minder dan de shielding van 2p
door 1s
o Dus Zeff is groter voor 2s dan voor 2p
o 2s is meer negatief en dus dichter bij de kern

Penetratie: de potentiële aanwezigheid van een elektron binnen de schillen
van andere elektronen
- S-orbitalen kunnen het meest penetreren en f-orbitalen het minst

1s, 2s en 3s orbitalen
- De 2s en 3s penetreren in 1s,
waardoor de shielding van 2s
door 1s niet volledig is
- Als het volledig geshield zou
zijn zou er geen overlap zijn in
de waarschijnlijkheid

Radiale distributiefuncties 
De kans dat een elektron gevonden
wordt op een bepaalde afstand van de
kern ongeacht de richting

Aufbau principe
- Als de kernlading toeneemt wordt 1s, etc. dieper naar de kern toegetrokken  dieper
in energie liggen
- Subtiele verschillen in energie rondom K, Ca en Sc
o K, Ca elektronen: eerst in 4s orbitaal terwijl ook 3d orbitaal is
 Door de effectieve kernlading die heel hard aan de 4s elektron gaat
trekken gaat er waarschijnlijkheid van de 4s dicht bij de kern komen 
de 4s kan heel erg penetreren in de 1s  eerst 4s opvullen en dan pas
de 3d.
 Shielding van 4s door 1s is klein
 3d penetreert nauwelijks in onderliggende schillen door knoopvlakken
dicht bij de kern
 Shielding van 3d door 1s is groot