Thema 2: Atoombouw ⚛️

1. Herhaling Atoombouw en het Bohr-Rutherfordmodel

• Samenstelling van het atoom:

  • Een neutraal atoom heeft evenveel protonen als elektronen: aantal $p^+$ = aantal $e^-$.

  • Atoomnummer ($Z$): het aantal protonen in de kern. Dit bepaalt de chemische identiteit van het element.

  • Massagetal ($A$): de som van het aantal protonen en neutronen ($A = Z + N$).

  • Nuclide: een atoomsoort gekenmerkt door een specifieke waarde voor $Z$ en $N$.

  • De kern ($p^+$ en $n^0$) bepaalt voornamelijk de fysische eigenschappen.

  • De elektronenmantel ($e^-$) bepaalt de chemische eigenschappen.

  • Ionen: geladen deeltjes die ontstaan wanneer een neutraal atoom elektronen opneemt (anion, negatief) of afstaat (kation, positief).

• Isotopen:

  • Nucliden met hetzelfde aantal protonen ($Z$), maar een verschillend aantal neutronen ($N$) en dus een verschillend massagetal ($A$).

  • Bezitten identieke chemische eigenschappen, maar verschillende fysische eigenschappen.

  • Stabiliteit:

  • Stabiele isotopen: vertonen geen spontaan radioactief verval en komen van nature voor.

  • Onstabiele isotopen (radionucliden): vertonen spontaan radioactief verval.

  • Voorbeeld waterstof:

  • Gewone waterstof ($^1_1\text{H}$): $1\,p^+$, $0\,n^0$, $1\,e^-$

  • Deuterium ($^2_1\text{H}$ of $\text{D}$): $1\,p^+$, $1\,n^0$, $1\,e^-$

  • Tritium ($^3_1\text{H}$ of $\text{T}$): radionuclide met $1\,p^+$, $2\,n^0$, $1\,e^-$

• Atoommassa:

  • Absolute atoommassa ($A_a$): de werkelijke massa in kg (extreem klein getal).

  • Relatieve atoommassa ($A_r$): onbenoemd getal, uitgedrukt ten opzichte van de atomaire massaeenheid $u$.

  • $1\,u = \frac{1}{12} \cdot m(^{12}_6\text{C}) = 1{,}66 \times 10^{-27}\,\text{kg}$

  • Gemiddelde relatieve atoommassa ($\langle A_r \rangle$): gewogen gemiddelde van alle in de natuur voorkomende isotopen:     $\langle A_r \rangle = \sum (x_i \cdot A_{r,i})$     waarbij $x_i$ staat voor de relatieve abundantie (fractie) van isotoop $i$.

2. Op Weg naar een Kwantummechanisch Atoommodel

• Grondtoestand en aangeslagen toestand:

  • Grondtoestand: elektronen bevinden zich op het laagst mogelijke energieniveau.

  • Promotie (excitatie): opname van energie waardoor een elektron naar een hoger energieniveau springt.

  • Relaxatie: terugval van het elektron naar een lager niveau onder uitzending van elektromagnetische straling (lichtenergie).

  • Lichtkwanta (Planck): energieoverdracht gebeurt niet continu, maar in ondeelbare pakketjes (kwanta of fotonen):     $E = h \cdot f = h \cdot \frac{c}{\lambda}$     waarbij $h$ de constante van Planck is, $f$ de frequentie, $c$ de lichtsnelheid en $\lambda$ de golflengte.

• Emissiespectra en spectroscopische reeksen (Waterstof):

  • Doordat energieniveaus discreet zijn, zendt elk element specifieke golflengten uit (lijnspectrum).

  • Hoe verder van de kern verwijderd, hoe dichter de schillen bij elkaar liggen.

  • Spectrale reeksen:

  • Lymanreeks: elektronen vallen terug naar de eerste schil ($n=1$) $\rightarrow$ UV-straling.

  • Balmerreeks: elektronen vallen terug naar de tweede schil ($n=2$) $\rightarrow$ zichtbaar licht.

  • Paschenreeks: elektronen vallen terug naar de derde schil ($n=3$) $\rightarrow$ infraroodstraling.

• Onzekerheidsrelatie van Heisenberg:

  • Het is principieel onmogelijk om gelijktijdig de exacte positie en snelheid (impuls) van een deeltje met golfkarakter (zoals een elektron) te bepalen.

3. De Vier Kwantumgetallen en Orbitalen

• Orbitaalbegrip (Schrödinger):

  • Een orbitaal is een ruimtelijk gebied (trefkansgebied) rond de kern waarin de kans om een elektron aan te treffen minstens $90\,\%$ bedraagt.

• De vier kwantumgetallen:

  1. Hoofdkwantumgetal ($n$):

  • Bepaalt het hoofdenergieniveau (de elektronenschil: K, L, M, N, … met waarden $n = 1, 2, 3, \dots$).

  • Het maximaal aantal elektronen per schil is gelijk aan $2n^2$ (tot en met $n = 4$).

  1. Nevenkwantumgetal ($l$):

  • Bepaalt de vorm van het orbitaal (het subniveau).

  • Waarden: $l = 0, 1, \dots, (n - 1)$.

  • $l = 0$: s-orbitaal (sferisch / bolvormig).

  • $l = 1$: p-orbitaal (haltervormig, loodrecht op elkaar langs de x-, y- en z-as).

  • $l = 2$: d-orbitaal (klaverbladvormig).

  • $l = 3$: f-orbitaal.

  1. Magnetisch kwantumgetal ($m_l$):

  • Bepaalt de ruimtelijke oriëntatie van het orbitaal.

  • Waarden: van $-l$ tot $+l$ (inclusief 0).

  • s-subniveau ($l=0$): 1 oriëntatie ($m_l = 0$).

  • p-subniveau ($l=1$): 3 oriëntaties ($p_x, p_y, p_z$; $m_l = -1, 0, +1$).

  • d-subniveau ($l=2$): 5 oriëntaties ($m_l = -2, -1, 0, +1, +2$).

  • f-subniveau ($l=3$): 7 oriëntaties ($m_l = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3$).

  1. Spinkwantumgetal ($m_s$):

  • Beschrijft het intrinsieke magnetische moment (de eigenrotatie) van het elektron.

  • Twee mogelijke waarden: $+\frac{1}{2}$ (spin-up, $\uparrow$) of $-\frac{1}{2}$ (spin-down, $\downarrow$).

4. Elektronenconfiguraties en Opvullingsregels

• Fundamentele opvulregels:

  • Aufbau-principe (regel van minimale energie): elektronen bezetten eerst de beschikbare orbitalen met de laagste energie.

  • Volgorde: $1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < \dots$

  • Je kan ook volgend diagram gebruiken.

    

  • Uitsluitingsprincipe van Pauli: binnen eenzelfde atoom kunnen nooit twee elektronen bestaan met identiek dezelfde vier kwantumgetallen. Elk orbitaal kan maximaal twee elektronen bevatten, mits tegengestelde spin.

  • Regel van Hund: bij gelijkwaardige (ontaarde) orbitalen binnen een subniveau ordenen elektronen zich eerst met parallelle spin over afzonderlijke orbitalen alvorens te paren.

• Verkorte notatie en ionenvorming:

  • Edelgasnotatie: voorafgaand edelgas tussen vierkante haken, gevolgd door de valentie-elektronen (bijv. Wolfraam: $[\text{Xe}]\,6s^2 4f^{14} 5d^4$).

  • Ionisatie van overgangsmetalen: bij het verwijderen van elektronen worden eerst de elektronen met het hoogste hoofdkwantumgetal afgestaan (eerst $4s$, pas daarna $3d$).

  • Stabiliteitsregels:

  • Bijzondere stabiliteit treedt op bij een edelgasconfiguratie ($s^2 p^6$), een volledig gevuld subniveau ($d^{10}, f^{14}$), of een halfgevuld subniveau ($p^3, d^5, f^7$).

• Plaats in het Periodiek Systeem (PSE):

  • Periode: gelijk aan het hoogste hoofdkwantumgetal $n$.

  • Blok: bepaald door het laatst opgevulde subniveau (s-, p-, d- of f-blok).

5. Periodieke Eigenschappen van Atomen en Ionen

• Atoomstraal:

  • Binnen een periode (links naar rechts): de atoomstraal neemt af. De effectieve kernlading ($Z$) neemt toe terwijl de schil gelijk blijft, waardoor de elektronen sterker worden aangetrokken (grotere Coulombkracht).

  • Binnen een groep (boven naar onder): de atoomstraal neemt toe. Er komt telkens een volledige elektronenschil bij.

• Ionstraal:

  • Positieve ionen (kationen) zijn kleiner dan hun neutrale atoom (verlies van valentie-elektronen en verminderde onderlinge afstoting).

  • Negatieve ionen (anionen) zijn groter dan hun neutrale atoom (elektronenovermaat vergroot de onderlinge afstoting).

  • Algemene regel: hoe groter de negatieve lading, hoe groter de straal; hoe groter de positieve lading, hoe kleiner de straal.

• Ionisatie-energie (IE):

  • De energie (in $\text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$) die nodig is om een elektron te verwijderen van een gasvormig atoom of ion in de grondtoestand.

  • Opeenvolgende ionisatie-energieën stijgen altijd: $IE_1 < IE_2 < IE_3 < \dots$

  • Een abrupte energiesprong vindt plaats zodra een elektron uit een afgesloten edelgasconfiguratie moet worden verwijderd.

  • Neemt over het algemeen toe van links naar rechts binnen een periode en af van boven naar onder binnen een groep.

• Elektronenaffiniteit (EA):

  • De energieverandering die optreedt wanneer een gasvormig atoom een elektron opneemt om een negatief ion te vormen.