Boundless Microbiology
Electron Orbitals
Electron orbitals zijn driedimensionale representaties van de ruimte waarin een elektron waarschijnlijk te vinden is.
Leerdoelen
Onderscheid maken tussen elektronenbanen in het Bohr-model versus de kwantummechanische banen
Key Takeaways
Key Punten
- Het Bohr-model van het atoom geeft niet nauwkeurig weer hoe elektronen ruimtelijk rond de kern verdeeld zijn, omdat ze niet rond de kern cirkelen zoals de aarde om de zon draait.
- De elektronenbanen zijn het resultaat van wiskundige vergelijkingen uit de kwantummechanica, bekend als golffuncties, en kunnen met een bepaalde mate van waarschijnlijkheid voorspellen waar een elektron zich op een bepaald moment kan bevinden.
- Het aantal en type omloopbanen neemt toe met toenemend atoomnummer, waardoor verschillende elektronenschillen worden gevuld.
- Het gebied waar een elektron zich met de grootste waarschijnlijkheid bevindt, wordt zijn orbitaal genoemd.
Key Terms
- elektronenschil: De collectieve toestanden van alle elektronen in een atoom die hetzelfde hoofdkwantumgetal hebben (gevisualiseerd als een baan waarin de elektronen bewegen).
- orbitaal: Een specificatie van de energie- en waarschijnlijkheidsdichtheid van een elektron op een willekeurig punt in een atoom of molecuul.
Hoewel nuttig om de reactiviteit en chemische binding van bepaalde elementen te verklaren, geeft het Bohr-model van het atoom niet nauwkeurig weer hoe elektronen ruimtelijk verdeeld zijn rond de atoomkern. Zij omcirkelen de kern niet zoals de aarde om de zon draait, maar zijn veeleer te vinden in elektronenbanen. Deze relatief complexe vormen zijn het gevolg van het feit dat elektronen zich niet alleen als deeltjes gedragen, maar ook als golven. Wiskundige vergelijkingen uit de kwantummechanica, bekend als golffuncties, kunnen met een bepaalde mate van waarschijnlijkheid voorspellen waar een elektron zich op een bepaald moment kan bevinden. Het gebied waar een elektron zich het meest waarschijnlijk bevindt, wordt zijn orbitaal genoemd.
Eerste Elektronen Shell
De orbitaal die het dichtst bij de kern ligt, de 1s orbitaal genoemd, kan maximaal twee elektronen bevatten. Deze orbitaal komt overeen met de binnenste elektronenschil van het Bohr-model van het atoom. Hij wordt de 1s-baan genoemd omdat hij bolvormig is rond de atoomkern. De 1s-baan is altijd eerder gevuld dan enige andere baan. Waterstof heeft één elektron; daarom is er maar één plek in de 1s-baan bezet. Dit wordt aangeduid als 1s1, waarbij de superscripted 1 verwijst naar het ene elektron binnen de 1s-baan. Helium heeft twee elektronen; daarom kan het de 1s-baan volledig vullen met zijn twee elektronen. Dit wordt aangeduid als 1s2, verwijzend naar de twee elektronen van helium in de 1s orbitaal. Op het periodiek systeem zijn waterstof en helium de enige twee elementen in de eerste rij (periode); dit komt omdat zij de enige elementen zijn die alleen elektronen hebben in hun eerste schil, de 1s-baan.
Tweede elektronen-schil
diagram van de S- en P-banen: De s-subschillen hebben de vorm van bollen. Zowel de 1n- als de 2n-hoofdschil hebben een s-baan, maar de grootte van de bol is groter bij de 2n-baan. Elke bol is een enkele orbitaal. p deelschelpen bestaan uit drie haltervormige orbitalen. Hoofdschil 2n heeft een p-subschil, maar schil 1 niet.
De tweede elektronenschil kan acht elektronen bevatten. Deze schil bevat nog een bolvormige s-baan en drie “halter”-vormige p-banen, die elk twee elektronen kunnen bevatten. Nadat de 1s-baan is gevuld, wordt de tweede elektronenschil gevuld, waarbij eerst de 2s-baan en daarna de drie p-banen worden opgevuld. Bij het vullen van de p-banen neemt elke schil een enkel elektron op; zodra elke p-baan een elektron heeft, kan een tweede worden toegevoegd. Lithium (Li) bevat drie elektronen die de eerste en tweede schil bezetten. Twee elektronen vullen de 1s orbitaal, en het derde elektron vult dan de 2s orbitaal. De elektronenconfiguratie is 1s22s1. Neon (Ne) daarentegen heeft in totaal tien elektronen: twee in de binnenste 1s-baan, en acht in de tweede schil (telkens twee in de 2s-baan en drie p-banen). Het is dus een inert gas en energetisch stabiel: het vormt zelden een chemische verbinding met andere atomen.
Derde elektronenschil
Grotere elementen hebben extra banen, die samen de derde elektronenschil vormen. De subschillen d en f hebben een complexere vorm en bevatten respectievelijk vijf en zeven orbitalen. De hoofdschil 3n heeft s-, p- en d-subschillen en kan 18 elektronen bevatten. De hoofdschil 4n heeft s-, p-, d- en f-banen en kan 32 elektronen bevatten. Als men zich van de kern verwijdert, neemt het aantal elektronen en orbitalen in de energieniveaus toe. Van het ene atoom naar het volgende in het periodiek systeem kan de elektronenstructuur worden uitgewerkt door een extra elektron in te passen in de eerstvolgende beschikbare orbitaal. Hoewel de concepten van elektronenschillen en orbitalen nauw verwant zijn, geven orbitalen een nauwkeuriger beeld van de elektronenconfiguratie van een atoom, omdat het orbitaalmodel de verschillende vormen en speciale oriëntaties specificeert van alle plaatsen die elektronen kunnen innemen.