Grondslagen van de chemie
Deel A: de wereld van atomen en moleculen
A1: de atoomstructuur
De eigenschappen van licht zijn de start voor het onderzoek naar de atoomstructuur. Licht is slechts
een kleine fractie van het totale elektromagnetische spectrum. Deze straling is plant zich transversaal
voor, dit betekent dat de uitwijking van de amplitude van het veld loodrecht gebeurt op de
voortplantingsrichting van de golf. Het omgekeerde hiervan noemt men een longitudinale golf en
hun uitwijking van de amplitude is volgens de voortplantingsrichting.
Het wisselende elektromagnetische veld ondergaat cycli, het aantal cycli per tijdseenheid noemt men
de frequentie van de golf en wordt uitgedrukt in Hertz. Het wordt ook gekenmerkt door de golflengte
λ, dit is de lengt tussen 2 maxima of minima. Naast de golfeigenschappen heeft licht ook een
deeltjeskarakter, het wordt dan een stroom van energiepakketjes genoemd; fotonen. Hiermee kan
men het foto-elektrische effect verklaren: er kan namelijk alleen een elektron losgeslagen worden uit
een metaal als de minimale energie om dit te onttrekken wordt toegediend. Hieruit hebben Compton
en later ook Broglie 2 verbanden gevonden die deze 2 beschrijvingen van licht met elkaar in verband
brengen, de resulterende toepassingen zijn de elektronenmicroscoop en elektronendiffractie. Met
zichtbaar licht kunnen we enkel deeltjes onderscheiden met een minimale grootte ongeveer gelijk
aan de golflengte van dit licht, dit noemt men de diffractie limiet. Wilt men dan kleinere deeltjes
bekijken dan heeft men licht met een kleinere golflengte nodig.
Het onzekerheidsbeginsel van Heisenberg zegt dat we nooit met zekerheid tegelijkertijd de positie en
de impuls van het waargenomen deelt kunnen bepalen. Hierdoor kan het atoommodel van Bohr dus
niet opgaan omdat met dit model een exacte waarde voor de energieniveaus en de straal van het
elektron rond de kern kan berekenen.
Omdat het elektron golfeigenschappen heeft, kunnen we werken met de golfvergelijking van
Schrödinger. Deze vergelijking gaat niet in tegen het onzekerheidsbeginsel omdat de oplossing ervan
de waarschijnlijkheid aangeeft om een elektron op de bepaalde plaats x te vinden. De oplossing van
de vergelijking kan men vinden door het invoeren van de kwantumgetallen:
1. Hoofdkwantumgetal n
n= 1,2,3,4,5,….
Het geeft de hoofdschil aan waarin het elektron zich bevindt (K,L,M,N,O,P,Q,… schil.
Het bepaalt de energie van het elektron: K<L<M<N<O<P<Q.
Het bepaalt de uitgestrektheid van de elektronenwolk of orbitaal.
Het bepaalt het aantal nodale vlakken*: n-1.
(*)= een nodaal vlak is een vlak waarin de waarschijnlijkheid om elektronen te vinden nul is
2. Nevenkwantumgetal l
l<n
het bepaalt de vorm van het orbitaal: l=0,1,2,3 komt overeen met s-, p-, d- en f-
orbitaal.
Voor één-elektronsystemen geldt dat alle orbitalen dezelfde energie bezitten en dus
op hetzelfde energieniveau zitten. Men noemt dit “ontaarde” orbitalen.
Voor meer-elektronsystemen is er een opheffing van de ontaarding: de s-, p-, d- en
f-orbitalen hebben niet meer hetzelfde energieniveau.
, 3. Magnetisch kwantumgetal ml
-l< ml < +l
Bepaalt de richting in de ruimte
Alle orbitalen met hetzelfde magnetisch kwantumgetal hebben dezelfde energie,
buiten een magneetveld
4. Spinkwantumgetal ms
Dit kwantumgetal volgt niet uit de oplossing van de Schrödingervergelijking. De 2 mogelijke
1
waarden, ± , worden in de energiediagramma’s weergegeven door ↑ en ↓.
2
In een meer-elektronsysteem is er een repulsieterm, ontstaan uit de onderlinge afhankelijkheid van
de elektronen, die er voor zorgt dat de Schrödingervergelijking niet meer exact oplosbaar is. Voor de
beschrijving van de atoomstructuur mag er echter hetzelfde systeem worden gebruikt als in één-
elektronsystemen, er moeten echter een aantal regels worden gevolgd:
1. De regel van Pauli: “Elk elektron moet een uniek set van 4 kwantumgetallen hebben”. Dit
betekend dat er maar 2 elektronen in 1 orbitaal kunnen. Dit zijn gepaarde elektronen.
2. Het Aufbau-principe: doordat de ontaarding van de orbitalen wegvalt krijgen de orbitalen
een bepaald energieniveau: s<p<d<f. hierbij komt nog eens dat als er een magneetveld is,
de nevenschillen (vb. 2px, 2py en 2pz) ontaard zijn. Dit kan er toe leiden dat de volgorde van
energie bepaalt door het hoofdkwantumgetal niet meer wordt gerespecteerd. Het niveau
van een 4s-orbitaal is namelijk lager dan dat van een 3d-orbitaal. De elektronen worden dus
ingevuld via het volgend schema:
3. De regel van Hund: de verschillende orbitalen moeten eerst worden ingevuld met
elektronen die dezelfde spin bezitten. Dit komt omdat de elektronen elkaar afstoten en de
laagste energietoestand wordt verkregen als de elektronen zover mogelijk apart zijn, vb. 1
in 2px, 1 elektron in 2py en 1 in 2pz.
Een zijn wel een paar uitzonderingen op deze regels, dit komt omdat volledig bezette of halfbezette
schillen energetisch gunstiger zijn door hun symmetrische verdeling van elektronen rond de kern.
Deze uitzonderingen komen alleen voor in de D- en f-blokken van het PSE.
A2: periodiciteit van atomaire eigenschappen
De atomen in de groepen en periodes van het PSE delen gemeenschappelijke eigenschappen.
1. De atoomstraal
, De atoomstraal wordt voor metalen en atomen in vaste toestand omschreven als de helft
van de afstand tussen de kernen. Voor niet-metalen is het de helft van de afstand tussen de
kernen in een covalente binding.
De atoomstraal neemt geleidelijk af van links naar rechts in een periode
De atoomstraal neemt geleidelijk toe van boven naar onder in een groep
2. De ionstraal
Bij het afgeven van een elektron zal het atoom de vorige edelgasconfiguratie aannemen,
hierdoor is de kationstraal dus kleiner als de atoomstraal. Bij het opnemen van een elektron
wordt de volgende edelgasconfiguratie aangenomen, de anionstraal is dus groter dan de
atoomstraal.
Binnen een periode neemt de ionstraal af van links naar rechts, met een
sprongsgewijze toename bij overgang van kation naar anion.
Binnen een groep is er een geleidelijke toename van de ionstraal van boven naar
onder omdat het aantal schillen toeneemt.
3. De ionisatie-energie of ionisatiepotentiaal
Dit is de energie die moet worden toegevoegd om een elektron aan een neutraal atoom te
onttrekken in de gasfase.
De ionisatiepotentiaal neemt geleidelijk toe van links naar rechts in een periode,
De atoomstraal neemt af van links naar recht in een periode terwijl de effectieve
lading toeneemt. De attractieve Coulomb-interactie wordt dus groter van links naar
rechts in een periode, zodat de energie nodig om het elektron te onttrekken ook
toeneemt
De ionisatiepotentiaal neemt geleidelijk af van boven naar onder in een groep,
De atoomstraal stijgt ook van boven naar onder in een groep zodat het makkelijker
wordt om het elektron te onttrekken; de attractieve Coulomb-interactie wordt
steeds geringer.
4. De elektronenaffiniteit
Dit is de energie die vrijkomt wanneer een elektron wordt toegevoegd aan het atoom in de
gasfase oftewel de energie vereist om een elektron te onttrekken aan een eenwaardig
negatief ion in de gasfase.
De elektronenaffiniteit neemt geleidelijk toe van links naar rechts in een periode
De elektronenaffiniteit neemt heel geleidelijk af van boven naar onder in een groep
De redenen hiervoor zijn dezelfde als bij de ionisatiepotentiaal.
5. De elektronegativiteit
Dit geeft de relatieve neiging weer van een ion om elektronen aan te trekken. Een goede
basis voor deze waarde is ionisatiepotentiaal : hoe groter de IP hoe moeilijker een elektron
kan worden onttrokken. Men kan ook met de elektronenaffiniteit werken: hoe groter deze
is, hoe groter de neiging om een elektron naar zich toe te trekken.
De elektronegativiteit neemt toe van links naar rechts in een periode
De elektronegavititeit neemt af van boven naar onder in een groep
Al deze eigenschappen bepalen de fysische en chemische kwaliteiten van de metalen en niet-
metalen. Deze zijn hier weergeven:
,
