moleculen, atomen en elektronen
In chemische verbindingen worden elektronen en atomen worden niet willekeurig rondgestrooid. In de ruimtelijke structuur van de moleculen van chemische verbindingen herkennen we meetkundige structuren. Om deze structuren te doorgronden, nemen we een lange aanloop. Eerst overlopen we de evolutie van het atoommodel. We leren meer over elektronenconfiguraties en het golfmechanisch atoommodel van de kwantummechanica. We bekijken hoe we deze configuraties en de chemische eigenschappen van elementen terugvinden in het PSE. Daarna maken we even een zijsprong naar de meetkunde en onderzoeken we hoe we punten ruimtelijk kunnen schikken. Zo komen we tenslotte uit bij de ruimtelijke geometrie van moleculen.
Table of Contents
- atoommodellen
- van Democritos tot Bohr
- Licht en energie
- spectraalanalyse en atoommodel van Bohr
- Bohr-Sommerfeld
- verfijning: magnetische niveaus
- elektronenparen
- golfmechanisch atoommodel
- s-orbitaal
- p-orbitaal
- d-orbitaal
- f-orbitaal
- overzicht van orbitalen
- elektronenconfiguratie en PSE
- elektronenconfiguratie
- opvulregel
- atoomnummer en elektronenconfiguratie
- opvulregel en PSE
- perioden
- groepen
- groep 1: alkalimetalen
- groep2: aardalkalimetalen
- groep 17: halogenen
- groep 18: edelgassen
- elektronenconfiguratie aflezen uit PSE
- Lewisvoorstelling
- Lewisvoorstelling
- Lewisvoorstelling en atoomnummer
- Lewisvoorstelling en hoofdgroepen
- PSE en chemische eigenschappen
- atoomstraal binnen een periode
- atoomstraal binnen een groep
- ionstraal
- metaalkarakter
- eerste ionisatie-energie
- atoombinding
- waterstoffluoride
- water
- ammoniak
- methaan
- Lewisvoorstelling fluormolecule
- Lewisvoorstelling watermolecule
- maximale afstand tussen punten
- twee punten
- drie punten
- vier punten: vlak of ruimte
- vier punten: piramide
- vier punten: viervlak
- vijf punten: vierkante piramide
- vijf punten: driehoekige bipiramide
- zes punten: octaëder
- ruimtelijke structuren
- 2_0 lineair
- 3_0 driehoekig
- 2_1 geknikt
- 3.1 trigonale piramide
- 4_0 tetraëder
- 2_2 gebogen
- 5_0 trigonale bipiramide
- 4_1 seesaw
- 3_2 T-vormig
- 2_3 lineair
- 6_0 octaëder
- 5_1 vierkante piramide
- 4_2 vierkant planair
- 5_2 pentagonaal planair
- 6_1 pentagonaal piramidaal
- 7_0 pentagonale bipiramide
- oefeningen
- oefening atoomnummer
- oefening valentie-elektronen
- oefening elektronenconfiguratie
van Democritos tot Bohr
geschiedenis
Reeds in de Griekse Oudheid werd nagedacht over de structuur van de materie. Democritos formuleerde een eerste atoommodel. In de loop van de geschiedenis werd dit model meerdere keren bijgesteld. We geven een kort overzicht van Democritos tot Sommerfeld.
Democritos (460-370 v.C.)
"Je kunt voorwerpen niet oneindig in stukken snijden. Op een bepaald ogenblik bekom je een deeltje dat je niet meer kan verdelen." [br]Deze minuscule, ondeelbare deeltjes noemt Democritos '[b]atomen[/b]'.
John Dalton (1766-1844)
Stoffen zijn opgebouwd uit ondeelbare en [b]massieve atomen[/b]. [br]In een chemische reactie verenigen atomen zich tot verbindingen in constante verhoudingen.
Joseph John Thomson (1856-1940)
Atomen zijn massief, maar niet ondeelbaar. Ze zijn opbebouwd uit veel kleinere, [b]negatief geladen electronen[/b], ingebed in een [b]positief geladen massa[/b]. Het atoom in zijn geheel is elektrisch neutraal.
Ernest Rutherford (1871-1937)
Atomen zijn niet massief maar ijl. Ze bestaan uit een [b]harde, positieve kern[/b], met daarrond een [b]wolk van bewegende elektronen[/b].
Niels Bohr (1885-1962)
Elektronen bewegen niet willekeurig rond de kern, maar op een [b]beperkt aantal welbepaalde energieniveau's[/b] (schillen).
[list][*]Een atoom bezit 7 mogelijke [b]energieniveaus [/b]of [b]schillen[/b] concentrisch rond de kern. [br]Elektronen die zich op dezelfde schil bewegen bezitten eenzelfde energie-inhoud.[br][/*][*]Deze schillen dragen een schilnummer van [b]1 tot en met 7[/b] .[br]Ze worden ook aangeduid met de letters [b]K, L, M, N, O, P, Q [/b](beginnend vanaf de kern).[br][/*][*]Op schil met nummer n is er plaats voor [b]maximaal 2n² elektronen[/b], met een maximum van 32.[br]Het maximum aantal elektronen per schil is dus:[br]schil K: [b]2[/b] elektronen[br]schil L: [b]8[/b] elektronen[br]schil M: [b]8[/b] elektronen[br]schillen N, O, P en Q: [b]32[/b] elektronen [/*][*]De elektronen bevinden zich bij voorkeur zo dicht mogelijk bij de kern. Ze bevinden zich dan in de energetisch laagste toestand. Schillen het dichtst bij de kern worden dus het eerst opgevuld met elektronen. Pas als deze vol zijn worden hoger gelegen schillen opgevuld.[/*][/list]
Uit spectrumonderzoek blijkt dat het licht dat atomen uitzenden niet verdeeld is over een continu spectrum, maar een lijnenspectrum vormt van welbepaalde kleuren. Bohr leidde hieruit af dat de elektronen zich op welbepaalde energieniveau's moesten bevinden. Ruimtelijk komt dit neer op schillen op welbepaalde afstanden van de kern.
elektronenconfiguratie
Hoe de elektronen in een bepaald atoom verdeeld zitten over hoofdniveaus, subniveaus en orbitalen noteren we symbolisch in de elektronenconfiguratie. [br][br][b]SYMBOLEN[/b] [br][list][*]Het eerste cijfer stelt het hoofdniveau voor.[/*][*]De letter stelt het orbitaalniveau voor[/*][*]Het tweede cijfer stelt het aantal elektronen voor in het vermelde orbitaal of subniveau[/*][/list][br][u]voorbeeld:[/u] De elektronenconfiguratie van Natrium schrijven we als [sub]11[/sub]Na: 1s[sub]2[/sub] 2s[sub]2[/sub] 2p[sub]6[/sub] 3s[sub]1[/sub] . [br]Een natriumatoom heeft 11 elektronen, als volgt verdeeld:[br][list][*]hoofdniveau 1: 2 elektronen [/*][*]hoofdniveau 2, subniveau s: 2 elektronen [/*][*]hoofdniveau 2, subniveau p: 6 elektronen [/*][*]hoofdniveau 3, subniveau s: 1 elektron[/*][/list][b][br]VAKJESDIAGRAM[/b]: In een vakje wordeb één of twee pijltjes getekend worden naargelang één of twee elektronen de orbitaal bezetten. Twee elektronen in eenzelfde orbitaal (een doublet of elektronenpaar) hebben een tegengestelde spin. De pijltjes hebben een tgengestelde zin .[br][br][br][b]VEREENVOUDIGDE NOTATIE[/b]: In een vereenvoudigde notatiewijze noteert men tussen rechthoekige haakjes het symbool van het voorafgaandelijk edelgas, gevolgd door de normale notatiewijze voor de overige bezette orbitalen.[br][br]Verken in volgend applet de elektronenconfiguratie van de eerste 18 elementen van het PSE.[br]
spreidingsregel van Hund
Het opvullen van de niveaus en subniveaus gebeurt niet willekeurig maar volgens stijgend energieniveau. Voor elk subniveau betekent dit dat het bij voorkeur wordt opgevuld met ongepaarde elektronen. Deze hebben steeds dezelfde spin (bij afspraak: spin up). Pas wanneer elk gelijksoortig orbitaal bezet is door een elektron worden eventueel doubletten gevormd.
Lewisvoorstelling
Gilbert Newton Lewis
Een van de eerste modellen om de elektronenconfiguratie in atomen en moleculen voor te stellen, werd in 1916 gepubliceerd door de Amerikaanse scheikundige Gibert Newton Lewis (1875-1946). Hij ontwikkelde zijn model enkele jaren daarvoor vanuit de onderwijspraktijk. [br]Scheikundigen vonden zijn systeem zo handig, dat het tot op vandaag wijdverspreid blijft. Het is dan ook eenvoudig om op te stellen en om te lezen. Lewis stelde de kern van een atoom voor door de naam van het element. Daarrond stelde hij het aantal valentie-elektronen voor door het overeenkomende aantal stippen.
chemische verbindingen
In een volgend hoofdstuk zal je zien dat je met dit systeem niet alleen atomen kunt voorstellen, maar ook moleculen, samengesteld uit atomen van dezelfde of verschillende elementen.
atoomstraal binnen een periode
atoomstraal binnen een periode
Volgende tabel toont voor de hoofdgroepen de atoomstralen in pm (picometer), dit is 1 . 10[sup]-12[/sup] m. [br]Versleep de schuifknop naar rechts en zie hoe in het PSE de atoomstraal evolueert binnen een periode.
Bij toenemende lading (van kernlading en elektronen) worden de aantrekkingskrachten van de kernelektronen groter: Binnen een periode neemt de atoomstraal af van links naar rechts. [br]Gevolg: Aan elementen rechts in een periode kan je moeilijker een elektron onttrekken, maar gemakkelijker een elektron toevoegen.
waterstoffluoride
Zowel een fluoratoom als een waterstofatoom kunnen een elektron beschikbaar stellen. Beide elektronen vormen een gemeenschappelijk elektronenpaar. In een molecole [b]waterstoffluoride [/b](HF)[br][list][*]bezit het waterstofatoom nu de edelgasconfiguratie van helium.[br][/*][*]bezit het fluoratoom nu de octetconfuguratie van neon.[/*][/list]
twee punten
[list][*]Versleep in het linkervenster het punt C zo dat de afstand tot het punt A maximaal is.[/*][*]Versleep in het rechtervenster het punt D zo dat de afstand tot het punt A maximaal is.[/*][/list]
De afstand tussen twee punten A en B op een cirkel met straal = 1 is maximaal wanneer A en B de middellijn vormen van de cirkel. Elk willekeurig punt C dat niet samenvalt met B ligt dichter bij het punt A dan het punt B.[br]Ruimtelijk is het niet anders. De afstand tussen een willekeurig punt D en een gegeven punt A is maximaal als D samenvalt met B. [br][b]De afstand tussen twee punten op een bol liggen is maximaal wanneer ze op een lijnstuk liggen met het middelpunt van de bol als midden[/b].
2_0 lineair
berillyumchloride
In een molecule wordt een berylliumatoom [sub]4[/sub]Be (4) omgeven door twee chlooratomen [sub]17[/sub]Cl (2-8-7).[br]De K-schil van berillium wordt opgevuld tot vier elektronen en de M-schil van stikstof tot acht elektronen (octetconfiguratie).
Lewisstructuur
De twee valentie-elektronen van het berylliumatoom vormen elk een gemeenschappelijk elektronenpaar met een chloorelektron. De Lewisstructuur van berylliumchloride ziet er uit als volgt:
ruimtelijke voorstelling
De twee chlooratomen en het berylliumatoom vormen een lijnstuk met het berylliumatoom als midden.
We een kunnen een molecule berylliumchloride ook voorstellen als volgt: