Atomen Naamgeving wordt niet letterlijk gevraagd maar zal in
oefeningen verwerkt zitten bv in de opgave: dus wel belangrijk
1. Elementen
Naam van de elementen in periodiek systeem kennen + plaats van eerste twee en laatste twee rijen
Atoommassa neemt toe van
Metaalkarakter neemt toe van
Elektronegativiteit EN neemt toe van
Relatief voorkomen (abundantie) element daalt
met atoomnummer Li, Be en B abundantie exceptioneel laag (ondergaan makkelijk transmutatie)
Ook ijzer afwijkend, zeer hoge abundantie want meest stabiele van alle kernen (komt veel voor)
Elementen met even atoomnummer zijn meer abundant, en hebben meer stabiele isotopen
Straal r neemt toe van
effectieve kernlading Z* neemt toe van
Hoofdkwantumgetal n neemt toe van
Ionisatie-energie Ei
Elektronenaffiniteit Eea neemt toe van
Niet-metalen → neiging valentie-elektronen op te nemen → anionen gevormd
Heeft valentie-elektronenconfiguratie van edelgas uit dezelfde periode (neemt er bij)
Metalen → neiging valentie-elektronen af te staan → kationen gevormd
Heeft valentie-elektronenconfiguratie van edelgas uit vorige periode (geeft er af)
Metaalkarakter neem toe in groep van boven → beneden
Atoomnummer Z = aantal protonen in de kern
,→ isotopen is zelfde elementen met evenveel protonen, maar verschillend aantal neutronen, chemisch identiek,
fysiek verschillend, bepalen adhv massaspectometer (procentueel voorkomen isotoop), Zelfde Z, ander A
Isotoop van element die meest bijdraagt aan relatieve atoommassa is meest abundant in de natuur
→ Atoommassa (A) = Atoomnummer (Z) + aantal neutronen (N)
= gewogen gemiddelde van in de natuur voorkomende isotopen van dat element
Verdeling aardkorst massa: 50% zuurstof, 25% silicium, 8% aluminium, 5% ijzer, 3% calcium,…. 0.8% koolstof
Belangrijkste elementen in lichaam
▪ Koolstof C alle organische verbindingen
▪ Waterstof H alle organische verbindingen
▪ Zuurstof O veel organische verbindingen, opgeloste gassen
▪ Stikstof N veel organische verbindingen, opgeloste gassen
Essentiële elementen in lichaam → in kleine aanwezigheid maar moeten aanwezig zijn
2. Atoomtheorieën
Atoomtheorie Dalton:
→ enkelvoudige stoffen bestaan uit atomen
→ scheikundige reactie = scheiden of verenigen van atomen (niet omzetting)
→ verbinding resultaat van combo van twee of meerdere atoomsoorten
Wetmatigheden
▪ Wet van behoud van massa – Lavoisier
In gesloten systeem blijft totale massa behouden
▪ Wet van constante samenstelling – Proust
Twee stoffen met zelfde eigenschappen hebben zelfde samenstelling
▪ Wet van veelvuldige verhoudingen – Dalton
Als 2 elementen A en B meer dan 1 verbinding vormen, is verhouding van hoeveelheid A die zich met
hoeveelheid B verbindt een geheel getal → stoichiometrie behouden
Atoom = kern (P en N, weegt zeer veel) + elektronenwolk (lege ruimte, zeer groot ivg kern, zweven elektronen in)
Adhv experiment Rutherfort, α-straal door folie, afwijking → stoot op kern anders elektronenwolk
Radioactiviteit
Kern bereikt limiet qua massa die je bijeen propt → vanaf N = 84 ontploft in heliumkernen
Verhouding N/P bij lichtere atomen ongeveer 1, stabiele zwaardere kernen meer neutronen dan protonen nodig om
afstoting + lading van de protonen te verzwakken
, ▪ Chemische reactie --> ter hoogte van elektronenwolk → orbitalen etc
▪ Kernreactie → ter hoogte van kern (onstabiele kern → radioactiviteit, het aantal proteïnen veranderen)
Kunnen uitschrijven
Som van atoommassagetal A gelijk links en rechts, som van atoomnummer Z gelijk links en rechts
1. α-straling
2. β-straling
3. γ-straling
zendt geen materiaal uit, is groot energetisch licht
verlies van energie voor atoom via uitstaling fotonen
→ kan excitatie gebeuren: elektron van orbitaal aangeslagen uit grondtoestand, en dan terugvalt
→ kan ionisatie gebeuren: voldoende energie om elektron te verwijderen van het atoom
3. Elektronenstructuur
Kwantummechanica
▪ Beschrijving natuur op atomair niveau
▪ Systeem in stabiele toestand ψ (golffunctie om positie, impuls, ... te beschrijven)
▪ Meten van info met operator Ô (grootheid die we willen weten, veranderen de toestand niet)
Bv 𝐻 ̂ = Hamiltoniaan-operator, beschrijft energie van systeem
▪ Resultaat van metingen: ο = kwantumgetal (eigenwaarde operator, karakterisering van atomaire orbitalen)
▪ De meting van een eigenschap kan de toestand van het systeem veranderen
Het begrip gekwantiseerd
verwijst naar het idee dat bepaalde eigenschappen of grootheden van een systeem alleen discrete, specifieke
waarden kunnen aannemen in plaats van continu te variëren
, Kwantumgetallen: Bijvoorbeeld, in een atoom zijn de energieniveaus van elektronen gekwantiseerd,
wat betekent dat elektronen alleen bepaalde toegestane energiewaarden kunnen hebben in atoom
Lading van elektronen: elektronen hebben altijd een lading van -1, -2, -3, enzovoort, maar nooit
bijvoorbeeld -1,5
De spin kan 1/2 en -1/2 zijn, maar niet elk willekeurig getal
Elektromagnetische straling = licht
Max Planck → materie is gekwantiseerd, interactie straling – materie → energie in kwanta opgenomen/afgegeven
→ energie kwantum: E = hf met h de constante van Planck = 6.626 10-34
Einstein → licht is gekwantiseerd, energie foton E = hf
Model van Bohr → energie van elektron in waterstofatoom is gekwantiseerd, Ehoogste_in_H2 – Elaagste = hf
Hypothese van Broglie → de beweging van elektron heeft een golfaspect
Elektronen gedragen zich als deeltje (sterk gelokaliseerd) en als golf (sterk gedelokaliseerd)
Golfmechanisme Schrödinger
Kan niet plaats en snelheid met zelfde zekerheid beweren over een elektron
Hoe zekerder van ene, hoe onzekerder van andere
Onzekerheidsprincipe
Waarschijnlijkheidsvoorstelling
Golfmechanisch atoommodel voor waterstofatoom
̂ = Hamiltoniaan-operator
𝐻
ψ = golffunctie
E = de eigenwaarde: energie
Enkel deze golfvergelijking (van waterstof) is oplosbaar!!
,Waterstof bestaat uit slechts één proton in de kern en één elektron dat rond die kern beweegt. Vanwege deze
eenvoudige symmetrieën kan de Schrödingervergelijking voor waterstof worden opgelost met behulp van
wiskundige technieken zoals sferische coördinaten en scheidingsvariabelen
1. Opstellen van golfvergelijking
2. Oplossen van golfvergelijking
3. Invoeren van randvoorwaarden
De golffunctie ψ moet:
▪ Continu zijn: kans om elektron aan te treffen kan niet radicaal veranderen bij naastliggende punt
▪ Eenduidig zijn: kan geen verschillende waarden in 1 punt hebben
▪ Eindig zijn: totale kans om elektron aan te treffen is 1 → dus eindig
Golffunctie oplossen levert uitdrukking voor energie E en de golffunctie ψ, rekening!:
▪ Energie is gekwantiseerd
▪ De oplossing schrödingervergelijking voor elektron kan met 4 kwantumgetallen beschreven worden
Kwantumgetallen en orbitalen
Hoofdkwantumgetal n: Geeft energieniveau van elektron in atoom aan. (hoofdniveau)
Het bepaalt de grootte van de orbitaal
Gekwantificeerd → discrete waarden: n = 1, 2, 3, enz. Hoe hoger het hoofdkwantumgetal, hoe verder
het elektron van de kern verwijderd is en hoe hoger de energie, hoe groter orbitaal 1s < 2s
Alle orbitalen met dezelfde n vormen samen elektronenschil of hoofdniveau
Nevenkwantumgetal l: Hangt samen met vorm van orbitaal waarin het elektron zich bevindt. (subniveau)
Het heeft waarden van 0 tot n-1.
Waarden corresponderen met verschillende vormen van orbitalen:
s-orbitalen hebben l = 0, p-orbitalen hebben l = 1, d-orbitalen hebben l = 2, enz.
Alle orbitalen met zelfde l vormen samen subniveau
Magnetisch kwantumgetal m: Geeft ruimtelijke oriëntatie van orbitalen aan (orbitaal)
Waarden -l tot l in stappen van 1.
Beschrijft oriëntatie van orbitalen in de ruimte.
Aantal verschillende waarden van m = aantal orbitalen in gegeven subniveau (l) bij p dus 3
➔ de kwantumgetallen worden bij de golffunctie genoteerd om de orbitalen te karakteriseren ψn,l,m(r,θ,φ)
,Bij n =2, l = 1 (dus p-orbitaal) is -1 het px orbitaal 0 het py en 1 het pz
Spin-kwantumgetal s: Beschrijft intrinsieke eigenschap van elektron, namelijk zijn spin. (spin)
Kan waarden +1/2 (spin-up) of -1/2 (spin-down) aannemen.
Moet golffunctie kunnen berekenen en interpreteren, niet kunnen uitwerken!
Energie en uitdrukking van atoomorbitalen: de eigenwaarden geven de energietoestand corresponderend met
eigenfunctie
→ eigenwaarden alleen door hoofdkwantumgetal gekenmerkt
→ hebt dus meerdere golffuncties met eenzelfde energie En, bv ψ2,1,1(r,θ,φ) en ψ2,0,0(r,θ,φ) = gedegenereerd
Hoofd Sub
n=1 s l=0 1
n=2 p l = -1,1 2
n=3 d l = -2,2 3
R2,-1 beschrijf dan 2p-orbitaal
De waarschijnlijkheid wordt bepaald door het verloop van de radiale en angulaire functie
,Fysieke betekenis van golffunctie voorgesteld door ψ² (maat van waarschijnlijkheid om elektron aan te treffen)
Bekomen oplossingen van de schrödingervergelijking van waterstof: dit niet kunnen geven maar interpreteren
Picturale voorstelling van orbitalen
Schets kunnen maken van golfvergelijking (van angulair, radiaal deel, of radiale distributiefunctie, of terug
redeneren welk soort orbitaal het is, kwantumgetallen geven, aantal nodes,…
Kunt golfvergelijking en waarschijnlijkheid visualiseren
radiale deel van 3p meer plat want ligt verder van kern
Radiaal deel = kansverdeling om elektron op bepaalde afstand r te vinden van de kern
Angulair deel = geeft de kansverdeling weer van het vinden van een elektron in een atomaire orbitaal, afhankelijk
van de hoekafhankelijke factoren (θ,φ) in de ruimte.
a0 = elektron is op het verste punt
,Visualisatie van de waarschijnlijkheid:
▪ Elektrondensiteitsplot: dichtheidsplot
▪ Orbitaal grensoppervlakken: oppervlak waarop alle punten dezelfde waarschijnlijkheid hebben
▪ Radiale golfdistributie: kans om elek te vinden:
De orbitalen van H
Bij een binding zal er nooit overlap van de orbitalen over het nodaal vlak zijn → daarom kunnen px en py niet
binden met pz en s-orbitalen over de z-as
,Atomen met meer dan één elektron (niet H = één-elektronsysteem)
Kunnen niet één elektron meer meten, want meerdere elektronen voelen elkaar elektromagnetisch
Schrödingervergelijking niet exact meer oplosbaar, allen nog via benaderingsmethoden
Gebruik maken van inzichten bij H
Nemen aan dat:
1. Elk elektron wordt door 4 kwantumgetallen gekarakteriseerd
2. Elke individuele golffunctie: product radiaal en angulair deel met spinfunctie
3. De angulaire functie is dezelfde voor het 1-elektronensysteem radiale functie verschillend
4. In de radiale functie wordt de kernlading z vervangen door de effectieve kernlading z* met
∑𝜎 = som van afschermingsfactoren, deze hangt af van het aantal elektronen die zich op een
welbepaalde schil bevindt en wordt als volgt berekend:
Een bepaald elektron op een gegeven schil n wordt in beschouwing genomen.
Indien nog andere elektronen op schil n aanwezig zijn, dan wordt per elektron een afscherming van
0,35 veroorzaakt.
Per elektron op schil n - 1 wordt een waarde van 0,85 afgetrokken en voor alle andere elektronen
dichter bij de kern (vanaf n - 2) wordt een waarde van 1 als afscherming genomen.
De som van de bekomen waarden is de totale afschermingsfactor.
Opvullen van orbitalen: Aufbau-principe
Organisatie van elektronen -> elektronenconfiguratie (1s²2s²2p6..)
In eenzelfde atoom hebben alle elektronen verschillende
kwantumgetallen: bv in 1s2 -> 2 elekt (1,0,0,1/2 en 1,0,0,-1/2)
2 elektronen in zelfde orbitaal hebben zelfde n, l en m
E stijgt met hoofdniveau (n = hoofdkwantumgetal)
E stijgt binnen elk subniveau (l = nevenkwantumgetal)
E stijgt binnen elk magnetisch niveau (m)
Niveaus gaan beginnen overlappen 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
, Regel van Hund en opvulvolgorde
Elektronen vullen eerst de beschikbare orbitalen
voordat ze er een tweede elektron in plaatsen
Gepaarde elektronen → in magneetveld lichtjes afgestoten (diamagnetische bestandsdelen)
Ongepaarde elektronen → in magneetveld aangetrokken (paramagnetische bestandsdelen)
Halfvol →spins in elk subniveau wijzen in zelfde richting (feromagnetische bestandsdelen)
Buitenste schil → valentieschaal die aantal valentie elektronen bepaald!!! En dus ook valentieorbitalen
→ wanneer je edelgasconfiguratie moet geven kijken naar laatste hoofdniveau (met meeste energie)
Elektronenconfiguratie van bv calcium: De elektronenconfiguratie van calcium is 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² of je kan het
ook als het edelgas voor dit element schrijven (volle subniveaus) en dan het volgende niveau toevoegen, voor
calcium wordt dit bv [Ar] 4s² !!hier wel per hoofdniveau zetten, niet overlappen
Voor elektronenconfiguratie van ion doe je het volgende:
▪ Kation: trek het aantal verloren elektronen af van de elektronenconfiguratie van het element
▪ Anion: voeg het aantal gewonnen elektronen toe aan de elektronenconfiguratie van het element
Afbauprincipe
=> altijd eerst halfgevuld subniveau bekomen
Half en volledig gevulde subniveaus → meer stabiliteit
=> 3d9 4s2 → 3d10 4s1 (zal 1 elektron overbrengen)
Atoomafmeting – covalente radius
Reactiviteit door kernlading Z, elektronenconfiguratie en afmeting bepaald
Afstand tussen twee atoomkernen = covalente radius = helft aftand tussen twee atoom/eff kernalding
oefeningen verwerkt zitten bv in de opgave: dus wel belangrijk
1. Elementen
Naam van de elementen in periodiek systeem kennen + plaats van eerste twee en laatste twee rijen
Atoommassa neemt toe van
Metaalkarakter neemt toe van
Elektronegativiteit EN neemt toe van
Relatief voorkomen (abundantie) element daalt
met atoomnummer Li, Be en B abundantie exceptioneel laag (ondergaan makkelijk transmutatie)
Ook ijzer afwijkend, zeer hoge abundantie want meest stabiele van alle kernen (komt veel voor)
Elementen met even atoomnummer zijn meer abundant, en hebben meer stabiele isotopen
Straal r neemt toe van
effectieve kernlading Z* neemt toe van
Hoofdkwantumgetal n neemt toe van
Ionisatie-energie Ei
Elektronenaffiniteit Eea neemt toe van
Niet-metalen → neiging valentie-elektronen op te nemen → anionen gevormd
Heeft valentie-elektronenconfiguratie van edelgas uit dezelfde periode (neemt er bij)
Metalen → neiging valentie-elektronen af te staan → kationen gevormd
Heeft valentie-elektronenconfiguratie van edelgas uit vorige periode (geeft er af)
Metaalkarakter neem toe in groep van boven → beneden
Atoomnummer Z = aantal protonen in de kern
,→ isotopen is zelfde elementen met evenveel protonen, maar verschillend aantal neutronen, chemisch identiek,
fysiek verschillend, bepalen adhv massaspectometer (procentueel voorkomen isotoop), Zelfde Z, ander A
Isotoop van element die meest bijdraagt aan relatieve atoommassa is meest abundant in de natuur
→ Atoommassa (A) = Atoomnummer (Z) + aantal neutronen (N)
= gewogen gemiddelde van in de natuur voorkomende isotopen van dat element
Verdeling aardkorst massa: 50% zuurstof, 25% silicium, 8% aluminium, 5% ijzer, 3% calcium,…. 0.8% koolstof
Belangrijkste elementen in lichaam
▪ Koolstof C alle organische verbindingen
▪ Waterstof H alle organische verbindingen
▪ Zuurstof O veel organische verbindingen, opgeloste gassen
▪ Stikstof N veel organische verbindingen, opgeloste gassen
Essentiële elementen in lichaam → in kleine aanwezigheid maar moeten aanwezig zijn
2. Atoomtheorieën
Atoomtheorie Dalton:
→ enkelvoudige stoffen bestaan uit atomen
→ scheikundige reactie = scheiden of verenigen van atomen (niet omzetting)
→ verbinding resultaat van combo van twee of meerdere atoomsoorten
Wetmatigheden
▪ Wet van behoud van massa – Lavoisier
In gesloten systeem blijft totale massa behouden
▪ Wet van constante samenstelling – Proust
Twee stoffen met zelfde eigenschappen hebben zelfde samenstelling
▪ Wet van veelvuldige verhoudingen – Dalton
Als 2 elementen A en B meer dan 1 verbinding vormen, is verhouding van hoeveelheid A die zich met
hoeveelheid B verbindt een geheel getal → stoichiometrie behouden
Atoom = kern (P en N, weegt zeer veel) + elektronenwolk (lege ruimte, zeer groot ivg kern, zweven elektronen in)
Adhv experiment Rutherfort, α-straal door folie, afwijking → stoot op kern anders elektronenwolk
Radioactiviteit
Kern bereikt limiet qua massa die je bijeen propt → vanaf N = 84 ontploft in heliumkernen
Verhouding N/P bij lichtere atomen ongeveer 1, stabiele zwaardere kernen meer neutronen dan protonen nodig om
afstoting + lading van de protonen te verzwakken
, ▪ Chemische reactie --> ter hoogte van elektronenwolk → orbitalen etc
▪ Kernreactie → ter hoogte van kern (onstabiele kern → radioactiviteit, het aantal proteïnen veranderen)
Kunnen uitschrijven
Som van atoommassagetal A gelijk links en rechts, som van atoomnummer Z gelijk links en rechts
1. α-straling
2. β-straling
3. γ-straling
zendt geen materiaal uit, is groot energetisch licht
verlies van energie voor atoom via uitstaling fotonen
→ kan excitatie gebeuren: elektron van orbitaal aangeslagen uit grondtoestand, en dan terugvalt
→ kan ionisatie gebeuren: voldoende energie om elektron te verwijderen van het atoom
3. Elektronenstructuur
Kwantummechanica
▪ Beschrijving natuur op atomair niveau
▪ Systeem in stabiele toestand ψ (golffunctie om positie, impuls, ... te beschrijven)
▪ Meten van info met operator Ô (grootheid die we willen weten, veranderen de toestand niet)
Bv 𝐻 ̂ = Hamiltoniaan-operator, beschrijft energie van systeem
▪ Resultaat van metingen: ο = kwantumgetal (eigenwaarde operator, karakterisering van atomaire orbitalen)
▪ De meting van een eigenschap kan de toestand van het systeem veranderen
Het begrip gekwantiseerd
verwijst naar het idee dat bepaalde eigenschappen of grootheden van een systeem alleen discrete, specifieke
waarden kunnen aannemen in plaats van continu te variëren
, Kwantumgetallen: Bijvoorbeeld, in een atoom zijn de energieniveaus van elektronen gekwantiseerd,
wat betekent dat elektronen alleen bepaalde toegestane energiewaarden kunnen hebben in atoom
Lading van elektronen: elektronen hebben altijd een lading van -1, -2, -3, enzovoort, maar nooit
bijvoorbeeld -1,5
De spin kan 1/2 en -1/2 zijn, maar niet elk willekeurig getal
Elektromagnetische straling = licht
Max Planck → materie is gekwantiseerd, interactie straling – materie → energie in kwanta opgenomen/afgegeven
→ energie kwantum: E = hf met h de constante van Planck = 6.626 10-34
Einstein → licht is gekwantiseerd, energie foton E = hf
Model van Bohr → energie van elektron in waterstofatoom is gekwantiseerd, Ehoogste_in_H2 – Elaagste = hf
Hypothese van Broglie → de beweging van elektron heeft een golfaspect
Elektronen gedragen zich als deeltje (sterk gelokaliseerd) en als golf (sterk gedelokaliseerd)
Golfmechanisme Schrödinger
Kan niet plaats en snelheid met zelfde zekerheid beweren over een elektron
Hoe zekerder van ene, hoe onzekerder van andere
Onzekerheidsprincipe
Waarschijnlijkheidsvoorstelling
Golfmechanisch atoommodel voor waterstofatoom
̂ = Hamiltoniaan-operator
𝐻
ψ = golffunctie
E = de eigenwaarde: energie
Enkel deze golfvergelijking (van waterstof) is oplosbaar!!
,Waterstof bestaat uit slechts één proton in de kern en één elektron dat rond die kern beweegt. Vanwege deze
eenvoudige symmetrieën kan de Schrödingervergelijking voor waterstof worden opgelost met behulp van
wiskundige technieken zoals sferische coördinaten en scheidingsvariabelen
1. Opstellen van golfvergelijking
2. Oplossen van golfvergelijking
3. Invoeren van randvoorwaarden
De golffunctie ψ moet:
▪ Continu zijn: kans om elektron aan te treffen kan niet radicaal veranderen bij naastliggende punt
▪ Eenduidig zijn: kan geen verschillende waarden in 1 punt hebben
▪ Eindig zijn: totale kans om elektron aan te treffen is 1 → dus eindig
Golffunctie oplossen levert uitdrukking voor energie E en de golffunctie ψ, rekening!:
▪ Energie is gekwantiseerd
▪ De oplossing schrödingervergelijking voor elektron kan met 4 kwantumgetallen beschreven worden
Kwantumgetallen en orbitalen
Hoofdkwantumgetal n: Geeft energieniveau van elektron in atoom aan. (hoofdniveau)
Het bepaalt de grootte van de orbitaal
Gekwantificeerd → discrete waarden: n = 1, 2, 3, enz. Hoe hoger het hoofdkwantumgetal, hoe verder
het elektron van de kern verwijderd is en hoe hoger de energie, hoe groter orbitaal 1s < 2s
Alle orbitalen met dezelfde n vormen samen elektronenschil of hoofdniveau
Nevenkwantumgetal l: Hangt samen met vorm van orbitaal waarin het elektron zich bevindt. (subniveau)
Het heeft waarden van 0 tot n-1.
Waarden corresponderen met verschillende vormen van orbitalen:
s-orbitalen hebben l = 0, p-orbitalen hebben l = 1, d-orbitalen hebben l = 2, enz.
Alle orbitalen met zelfde l vormen samen subniveau
Magnetisch kwantumgetal m: Geeft ruimtelijke oriëntatie van orbitalen aan (orbitaal)
Waarden -l tot l in stappen van 1.
Beschrijft oriëntatie van orbitalen in de ruimte.
Aantal verschillende waarden van m = aantal orbitalen in gegeven subniveau (l) bij p dus 3
➔ de kwantumgetallen worden bij de golffunctie genoteerd om de orbitalen te karakteriseren ψn,l,m(r,θ,φ)
,Bij n =2, l = 1 (dus p-orbitaal) is -1 het px orbitaal 0 het py en 1 het pz
Spin-kwantumgetal s: Beschrijft intrinsieke eigenschap van elektron, namelijk zijn spin. (spin)
Kan waarden +1/2 (spin-up) of -1/2 (spin-down) aannemen.
Moet golffunctie kunnen berekenen en interpreteren, niet kunnen uitwerken!
Energie en uitdrukking van atoomorbitalen: de eigenwaarden geven de energietoestand corresponderend met
eigenfunctie
→ eigenwaarden alleen door hoofdkwantumgetal gekenmerkt
→ hebt dus meerdere golffuncties met eenzelfde energie En, bv ψ2,1,1(r,θ,φ) en ψ2,0,0(r,θ,φ) = gedegenereerd
Hoofd Sub
n=1 s l=0 1
n=2 p l = -1,1 2
n=3 d l = -2,2 3
R2,-1 beschrijf dan 2p-orbitaal
De waarschijnlijkheid wordt bepaald door het verloop van de radiale en angulaire functie
,Fysieke betekenis van golffunctie voorgesteld door ψ² (maat van waarschijnlijkheid om elektron aan te treffen)
Bekomen oplossingen van de schrödingervergelijking van waterstof: dit niet kunnen geven maar interpreteren
Picturale voorstelling van orbitalen
Schets kunnen maken van golfvergelijking (van angulair, radiaal deel, of radiale distributiefunctie, of terug
redeneren welk soort orbitaal het is, kwantumgetallen geven, aantal nodes,…
Kunt golfvergelijking en waarschijnlijkheid visualiseren
radiale deel van 3p meer plat want ligt verder van kern
Radiaal deel = kansverdeling om elektron op bepaalde afstand r te vinden van de kern
Angulair deel = geeft de kansverdeling weer van het vinden van een elektron in een atomaire orbitaal, afhankelijk
van de hoekafhankelijke factoren (θ,φ) in de ruimte.
a0 = elektron is op het verste punt
,Visualisatie van de waarschijnlijkheid:
▪ Elektrondensiteitsplot: dichtheidsplot
▪ Orbitaal grensoppervlakken: oppervlak waarop alle punten dezelfde waarschijnlijkheid hebben
▪ Radiale golfdistributie: kans om elek te vinden:
De orbitalen van H
Bij een binding zal er nooit overlap van de orbitalen over het nodaal vlak zijn → daarom kunnen px en py niet
binden met pz en s-orbitalen over de z-as
,Atomen met meer dan één elektron (niet H = één-elektronsysteem)
Kunnen niet één elektron meer meten, want meerdere elektronen voelen elkaar elektromagnetisch
Schrödingervergelijking niet exact meer oplosbaar, allen nog via benaderingsmethoden
Gebruik maken van inzichten bij H
Nemen aan dat:
1. Elk elektron wordt door 4 kwantumgetallen gekarakteriseerd
2. Elke individuele golffunctie: product radiaal en angulair deel met spinfunctie
3. De angulaire functie is dezelfde voor het 1-elektronensysteem radiale functie verschillend
4. In de radiale functie wordt de kernlading z vervangen door de effectieve kernlading z* met
∑𝜎 = som van afschermingsfactoren, deze hangt af van het aantal elektronen die zich op een
welbepaalde schil bevindt en wordt als volgt berekend:
Een bepaald elektron op een gegeven schil n wordt in beschouwing genomen.
Indien nog andere elektronen op schil n aanwezig zijn, dan wordt per elektron een afscherming van
0,35 veroorzaakt.
Per elektron op schil n - 1 wordt een waarde van 0,85 afgetrokken en voor alle andere elektronen
dichter bij de kern (vanaf n - 2) wordt een waarde van 1 als afscherming genomen.
De som van de bekomen waarden is de totale afschermingsfactor.
Opvullen van orbitalen: Aufbau-principe
Organisatie van elektronen -> elektronenconfiguratie (1s²2s²2p6..)
In eenzelfde atoom hebben alle elektronen verschillende
kwantumgetallen: bv in 1s2 -> 2 elekt (1,0,0,1/2 en 1,0,0,-1/2)
2 elektronen in zelfde orbitaal hebben zelfde n, l en m
E stijgt met hoofdniveau (n = hoofdkwantumgetal)
E stijgt binnen elk subniveau (l = nevenkwantumgetal)
E stijgt binnen elk magnetisch niveau (m)
Niveaus gaan beginnen overlappen 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
, Regel van Hund en opvulvolgorde
Elektronen vullen eerst de beschikbare orbitalen
voordat ze er een tweede elektron in plaatsen
Gepaarde elektronen → in magneetveld lichtjes afgestoten (diamagnetische bestandsdelen)
Ongepaarde elektronen → in magneetveld aangetrokken (paramagnetische bestandsdelen)
Halfvol →spins in elk subniveau wijzen in zelfde richting (feromagnetische bestandsdelen)
Buitenste schil → valentieschaal die aantal valentie elektronen bepaald!!! En dus ook valentieorbitalen
→ wanneer je edelgasconfiguratie moet geven kijken naar laatste hoofdniveau (met meeste energie)
Elektronenconfiguratie van bv calcium: De elektronenconfiguratie van calcium is 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² of je kan het
ook als het edelgas voor dit element schrijven (volle subniveaus) en dan het volgende niveau toevoegen, voor
calcium wordt dit bv [Ar] 4s² !!hier wel per hoofdniveau zetten, niet overlappen
Voor elektronenconfiguratie van ion doe je het volgende:
▪ Kation: trek het aantal verloren elektronen af van de elektronenconfiguratie van het element
▪ Anion: voeg het aantal gewonnen elektronen toe aan de elektronenconfiguratie van het element
Afbauprincipe
=> altijd eerst halfgevuld subniveau bekomen
Half en volledig gevulde subniveaus → meer stabiliteit
=> 3d9 4s2 → 3d10 4s1 (zal 1 elektron overbrengen)
Atoomafmeting – covalente radius
Reactiviteit door kernlading Z, elektronenconfiguratie en afmeting bepaald
Afstand tussen twee atoomkernen = covalente radius = helft aftand tussen twee atoom/eff kernalding
