Samenvatting Atomen en Moleculen

Atomen en moleculen


HOOFSTUK 2:
Isotopen:
Isotopen
o Isotopen hebben eenzelfde atoomnummer maar verschillend massagetal. Ze verschillen in aantal neutronen.

o Een welbepaald atoom met eigen aantal p+, n0 en e- wordt een nuclide genoemd.
De nucliden van één element noemt men ook de isotopen van dat element.

o isotopen hebben dezelfde kernlading maar verschillende kernmassa.

o isotopen bezitten dezelfde chemische eigenschappen maar verschillende fysische
eigenschappen.

o isotopen van één element staan op dezelfde plaats in het PSE.

o Alle nucliden van eenzelfde element (isotopen) dragen dezelfde naam/zelfde symbool.
Voor waterstof wordt een uitzondering gemaakt.
Daarvoor worden soms de nuclidenamen deuterium en tritium gebruikt met als symbolen 1H, 2H of D en 3H of T.

Vb.: de 3 natuurlijke isotopen van magnesium (Mg, Z = 12) De gemiddelde atoommassa voor magnesium
(cfr. Chemisch rekenen)
isotoo Verschillende m gemiddelde
isot
isot # # p- atomen is a atoommassa =
oop
oop p n abund ot ss
(want een andere - 0,7899 . 23,98
antie o a
kern) abu
24 o ( + 0,1000 . 24,99
M 1 1 78,99 nda
MAAR p u
g 2 2 % ntie
) + 0,1101 . 25,98
25
M 1 1 10,00 Identiek chemisch
2 = 24,31 u
g 2 3 % gedrag
24
78,9 3,
26 M
M 1 1 11,01 9% 9
g
g 2 4 % 8

25 2
10,0 4,
M
0% 9
g
9

26 2
11,0 5,
M
1% 9
g
8



1

, De structuur van de elektronenwolk:
De structuur van de elektronenwolk
er wordt verwezen naar ENERGIENIVEAU’S en een overgang tussen die niveau’s in het voorbeeld
van vuurwerk
o niet elke energietoestand is mogelijk, en zijn maar welbepaalde ‘banen’ toegelaten binnen
een atoom

o die ‘banen’ verschillen tussen atomen onderling (verschillende kleuren)

o excitatie (= energie toevoegen) brengt een deeltje in een ‘aangeslagen energietoestand’
en wanneer het terugvalt, zendt het energie uit (= emissie).


Bij waterstof: het emissiespectrum van waterstof

Excitatie of energie toevoegen gebeurt in de figuur aan de linkerzijde door een vonk
(gasontladingsbuis




LIJNENSPECTRUM




CONTINU SPECTRUM

Hoe onstaat het emissiespectrum van waterstof?

Elke lijn heeft een bepaalde kleur. Die kleur komt overeen met een
bepaalde energie (zie later ook cursus fysica BLC1 en instrumentele
analyse BLC1).

In een atoom zitten de elektronen op banen. Bohr noemde dit
schillen. Nog volgens zijn theorie zijn er 7 schillen, elk met hun

2

, energie-inhoud.

Een elektron op een schil dicht bij de kern heeft een lagere energie-inhoud dan een elektron op
een schil verder van de kern verwijderd.




Wanneer energie toegevoegd wordt aan een atoom kan een elektron naar een niveau of baan
springen verder van de kern verwijderd (met een hogere energie).


Dergelijke toestand met verhoogde energie wordt een aangeslagen
toestand genoemd en is ONSTABIEL.



Er wordt steeds gestreefd naar een ZO LAAG MOGELIJKE
energie-inhoud!

De elektronen zullen terugkeren naar een lagere
energietoestand.

Daarbij wordt energie uitgezonden onder de vorm van licht
met een welbepaalde kleur die overeenstemt met het
energieverschil tussen de begintoestand en de eindtoestand.




GRONDTOESTAND = toestand met de kleinste energie-inhoud


Het lijnenspectrum is kenmerkend voor een welbepaald metaal
(gevolg: elk metaal zijn typische kleur, vuurwerk!)



Vervolg hieronder




3

, De postulaten van Bohr


Bohr omschreef zijn waarnemingen in twee postulaten
(= niet bewijsbare uitgangspunten van een theorie)

Eerste postulaat
N
Elektronen bewegen in constante, sM
cirkelvormige bewegingen rond de cs L
kern, waarbij hun energie constant hc sK
blijft. Slechts welbepaalde banen zijn ilhicPositief
s
h c
l gelade
toegelaten.
iln
h kern
(= stationaire toestanden)
il




Tweede postulaat

Elektronen kunnen van baan
veranderen (“verspringen”).
De verandering van baan gaat
gepaard met een energieverandering




4