Samenvatting Natuurkunde h40-41-42

Hoofdstuk 40
1. Types chemische bindingen: Covalente en Ionaire binding
 Covalente
o Als 2 H-atomen elkaar naderen, zullen de elektronenwolken elkaar
beginnen te overlappen en elektronen van elk atoom kunnen een
baan beschrijven om de beide kernen  delen van elektronen
o 2 mogelijkheden als beide elektronen in grondtoestand bevinden
 Spin is evenwijdig; de totale spin is ½ + ½ = 1
 Volgens uitsluitingsprincipe kan het niet zijn dat 2
elektronen hetzelfde kwantumgetal èn dezelfde
kwantumtoestand/spin.
 Dus moeten ze op een andere manier van elkaar
verschillen door vb de plaats in de ruimte
 Als zo een 2 elektronen elkaar naderen blijven ze van
elkaar weg




 Spin is tegengesteld; totale spin is ½ + - ½ = 0  BINDING
 De kwamtumtoestand/spin is tegengesteld, dus worden
naar elkaar toegetrokken




 Ionaire
o Een speciale vorm van covalente binding
o Elektronen worden ongelijk/assymetrisch verdeelt

, o Aantrekking tussen 2 ionen Na+ en Cl-
o Een gedeeltelijk ionair karakter waar moleculen polair zijn

2. Zwakke/sterke bindingen
 Zwakke binding = verbindingen tussen moleculen als gevolg van
elektrostatische aantrekking, zoals tussen polair moleculen
o = Van der Waals-bindingen
o De kracht neemt snel af met de toegenomen afstand
o Waterstofbrug = een binding tussen 2 dipolen waarvan 1 een
wateratoom is ( sterkste Van der Waalsverbinding; het is het
kleinste en kan dichter worden benaderd)
o Bindingsenergieën zijn echter klein (0,04 – 0,3 eV)
 Sterke binding = verbindingen tussen atomen of vormen moleculen

3. Bindingen in vaste stoffen
 Amorf
o Atomen en moleculen hebben geen specifieke ordening
 Kristallijn
o Atomen, moleculen of ionen hebben een algemeen geaccepteerde
ordering in een kristalrooster
 Andere binding in metalen: metaalbinding
o Metaalatomen hebben relatief los gebonden buitenste elektronen
o Metaalbindingstheorieën = gaan uit van een metalen vaste stof
waarvan de buitenste elektronen redelijk vrij kunnen bewegen
tussen alle metaalatomen die, zonder hun buitenste elektronen,
fungeren als positieve ionen
o een ‘gas’ van vrije elektronen rond het rooster van metaalionen
o binding is ong. 1 – 3 eV, lager dan typische ionaire of covalente
 Vergelijking…
o Ionbinding: elektronen worden ui een atoom ‘gegrepen’ door een
ander
o Covalente: elektronen worden gedeeld door atomen binnen 1
molecuul
o Metaalbinding: elektronen worden gedeeld door alle atomen in het
metaal

4. Bandtheorie voor vaste stoffen


,  a) We hebben gezien dat als 2 atomen elkaar naderen, golffuncties
overlappen en de twee 1s-toestanden (1 voor elk atoom) splitsen in 2
toestanden met verschillende niveaus
 b) Als 6 atomen bij elkaar komen (naar links gaande) dan splitsen de 1s en
2s toestand in 6 niveaus
 c) Als een groot aantal atomen bij elkaar komt en een vaste stof ontstaan,
vormen alle oorspronkelijke atomaire energieniveaus een band
 De energieniveaus bevinden zich in elke band zo dicht bij elkaar dat ze in
wezen in elkaar overlopen





 a) een goede geleider is dat waar de hoogste energieband die elektronen
bevat maar gedeeltelijk gevuld is of é banden elkaar overlappen en er dus
nog lege toestanden beschikbaar zijn  Daardoor kan er makkelijk een
stroom lopen
 b) een isolator heeft de hoogste band volledig vol met elektronen
(valentieband). De 1 op na hoogste band (geleidingsband) is
gescheiden van de valentieband door een ‘verboden’ energiekloof/band
gap, Eg
 c) halfgeleiders, zoals silicium of germanium, zijn vergelijkbaar met die
van een isolator. MAAR de energiekloof Eg tussen de niet-gevulde
geleidingsband en de gevulde valentieband is veel minder breed

5. Halfgeleiders




 a) Silicium verkrijgt nuttige eigenschappen voor in elektronica wanneer er
een miniscule hoeveelheid verontreiniging in kristalstructuur wordt
gebracht  Doteren
 b) Enkele arseenatomen nemen posities in het kristalrooster in waar
normaal silicium moet zijn. Maar in de bindingenstructuur passen maar 4