Kapittel 7 Atomstruktur og periodisitet Repetisjon 1 ( )

Transkript

1 Kapittel 7 Atomstruktur og periodisitet Repetisjon 1 ( ) 1. Generell bølgeteori - Bølgenatur (i) Bølgelengde korteste avstand mellom to topper, λ (ii) Frekvens antall bølger pr tidsenhet, ν (iii) Intensitet amplitude, høgden på bølgene - Elektromagnetisk stråling Måten energi beveger seg i rommet 2. Sammenheng mellom elektromagnetisk stråling (energi), partikler og bølgenatur Energi er kvantifisert 1

2 Elektromagnetisk stråling har egenskap til en partikkel /den har masse) i tillegg til at den har bølgenatur. Partikler/stoff kan bare ta opp/avgi energi med visse størrelser (energien som blir tatt opp er kvantifisert) Partikler/stoff har bølgenatur 3. Litt mer om bølgeteori Konstruktiv interferens: To bølger møtes og er i samme fase. En vil då få en bølge med større amplituder Destruktiv interferens: To bølger møtes og er i motsatt fase. Bølge vil dø ut. 2

3 Kapittel 7 Atomstruktur og periodisitet Repetisjon 2 ( ) 4. Atommodell Beskrivelse av hvor elektronene befinner seg i et atom - Bohrs atommodell (bare hovedpunkt) Elektronene går i baner rundt elektronkjernen. En har bare baner med bestemte energier. Denne modellen kan bare beskrive hydrogen. - Kvantemekanisk atommodell Denne modellen bygger på at elektronene har bølgenatur og at elektronene oppfører seg som en stående bølge (bølger som står stille og vibrerer opp og ned som en gitarstreng). o Scrödinger ligningen Et sett av ligninger som beskriver elektronene i et atom HΨ = EΨ der H - sett med ligninger Ψ - bølgefunksjon (gir posisjonen (x,y,z) til elektronene i rommet) E - total energien til atomet Løser vi denne ligningssett får vi et sett med løsninger der hver løsning har en bølgefunksjon (beskriver posisjonen til elektronet) og tre kvantetall som beskriver energi, 3-dimmensjonal form og orientering i rommet. o Fysisk tolking av hva en bølgefunksjon er (orbital) For å få en et fysisk bilde av hvor elektronene er tar vi kvadratet av bølgefunksjonen. Ψ 2 gir oss et 3-dim. område det er sannsynlig å finne elektronet (Atomorbital eller ofte bruker vi bare orbital). Tar en kvadratet av bølgefunksjonen for det ene elektronet i hydrogen får en et kuleforma området (rundt kjernen) 3

4 Så atomorbitalene er et 3-dimmensjonalt område i rommet. De ulike atomorbitalene har ulik energi, form og orientering. Størrelse på atomorbital: Så stor at det er 90 % sannsynlig at elektronet befinner seg i dette området For å få en fullstendig beskrivelse av alle elektronene i et atom må vi finne formen (3-dimmensjonal) og energien til alle atomorbitalene som blir brukt. o Beskrivelse av de ulike orbitalene kvantetall En beskrivelse av alle orbitalene vil en få dersom en løser Scrødinger ligningen. Hver bølgefunksjon (eller orbital) får 3 kvantetall fra Scrødinger ligningen og disse beskriver energi, form (3-dim) og orientering i rommet. Scrødinger ligningen kan bare løses for H, men orbitalene en får vil også gjelde for de andre atomene. Vi ser på et eksempel: Atomet klor: I klor har vi 17 elektron. Vi vil finne energien til alle elektronene og hvor vi kan forvente å finne de (i rommet). Vi må då først finne alle orbitalene elektronene bruker. Det første kvantetallet er hovedkvantetallet, n Hovedkvantetall, n = 1, 2, 3,. (ofte kalla hovedenerginivå) 4

5 n sier noe om energien. Hovedkvantetallet gir ikke den eksakte energien til orbitalene. Der er ofte flere orbitaler som har samme hovedkvantetall (en kan si at hovedkvantetallet gir en grovinndeling av orbitalene når det gjelder energi). Grunnen til at energien øker når n (og størrelsen øker) er at avstanden fra elektronet til kjernen øker. Elektronet er ikke så hardt bundet til kjernen og energien er mindre negativ. n gir størrelsen på orbitalene. Når n øker så øker størrelsen på orbitalene. Vi såg på orbitalen der det ene elektronet til hydrogen befinner seg kuleformet. Denne type orbital ligger på alle hovedenerginivåene, den har samme form, men størrelsen når n øker. Energi } n = 2 } n = 1 Det neste kvantetallet er det sekundære kvantetallet (eller vinkelkvantetallet), l Sekundære kvantetall l = 0 til n-1 l beskriver den 3-D formen på orbitalene. Den er også relatert til energi. Ofte sier en at l gir underenerginivåene (underenerginivåene er då orbitalene). l = 0 l = 0 l = 1 } n = 2 } n = 1 Verdien for l gir 3D-formen: - l = 0 Gir kuleformet orbital som vi kaller s-orbital 5

6 - l = 1 Gir orbital med to kuler som vi kaller p-orbital - l = 2 Gir orbital med fire kuler som vi kaller d-orbital - l = 3 som vi kaller f-orbital Antall ulike orbitaler på et hovedenerginivå er gitt av hvor mange ulike verdier l kan ha. Mulige orbitaler (underenerginivå) har en for de ulike hovedenerginivå (n): - På hovedenergi nivå 1 (n = 1) finnes det en type atomorbital (underenerginivå) nemlig l = 0 - På hovedenergi nivå 2 (n = 2) finnes det to typer atomorbital (underenerginivå) nemlig l = 0 og l =1 - På hovedenergi nivå 3 (n = 3) finnes det tre typer atomorbital (underenerginivå) nemlig l = 0, l = 1 og l = 2 - På hovedenergi nivå 4 (n = 4) finnes det fire typer atomorbital (underenerginivå) nemlig l = 0, l = 1, l = 2 og l = 3 Samme type atomorbital (form) finnes på de ulike hovedenerginivåene. Vi ser at vi har atomorbitalen som er kuleformet både på hovedenerginivå 1 og 2. Forskjellen mellom disse atomorbitalene er størrelsen. Til høgre hovedenerginivå til større er atomorbitalene Relativ energi for de ulike atomorbitalene (på samme hovedenerginivå) E s < E p < E d < E f Fullstendig beskrivelse av en orbital: Vi gir både hovedenerginivå og hvilke orbital en har (underenerginivå): Eksempel: n = 2 og l = 0 Fullstendig beskrivelse: 2s n = 2 og l = 1 Fullstendig beskrivelse: 2p 6

7 Magnetiske kvantetall, m l = -l til +l (inkludert 0) Angir antall av de ulike orbitalene og orientering i rommet for de. Antallet en orbitalene er gitt av hvor mange verdier en kan ha for det magnetiske kvantetallet, m l l s p d f m l 0-1, 0, 1-2, -1, 0, 1, 2-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 Vi har alltid en s-orbital, tre p-orbitaler, fem d-orbitaler og syv f-orbitaler Beskrivelse av alle energinivåene(atomorbitaler) i et atom n = 3 l = 0 m l = 0 l = 1 m l = -1, 0, 1 l = 2 m l = -2, -1, 0, 1, 2 s p d 3d Energi 2p 3s 3p n = 2 l = 0 m l = 0 l = 1 m l = -1, 0, 1 s p 2s 1s n = 1 l = 0 m l = 0 s 7

8 Kapittel 7 Atomstruktur og periodisitet Repetisjon 3 ( ) 4. Atommodell - Kvantemekanisk atommodell o Scrödinger ligningen o Hvordan er elektronene plassert rundt atomene Et fjerde kvantetall Magnetiske kvantetall m s ; Kan ha verdien +½ og -½ Regler for oppfylling av elektron i atom Fyller orbital med lavest energi først (Aufbau prinsippet). En kan ha max. 2 e - i hver orbital (Pauli prinsippet) og de må ha motsatt spinn. I orbitaler med samme energi fyller en først ett elektron i hver orbital (Hunds regel) Ulike skrivemåter for elektronkonfigurasjon: Eksempel: Svovel Energi 2s 2p 3s 3p 1s Metode 1: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Metode 2: [Ne] 3s 2 3p 4 En tar bort de valenselektronene som svarer til elektronkonfigurasjonen til edelgassen som står i perioden over. Definisjoner: Valenselektron elektronene høyeste hovedenerginivå Indre elektron de som ikke er valenselektron 8

9 Hvordan finne energirekkefølgen til orbitalene: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f En kan også bruke det periodiske systemet. 5. Elektronkonfigurasjon og det periodiske systemet Grunnstoff i samme gruppe i periodesystemet har samme valenselektronkonfigurasjon Eksempel: Gruppe IA Li 1s 2 2s 1 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 Uventede elektronkonfigurasjoner: Type 1: Cr: En vil forvente følgende elektronkonfigurasjon: [Ar]3d 4 4s 2 Men elektronkonfigurasjonen er [Ar]3d 5 4s 1 Det ser ut som et halvfullt d-orbital skal gir en ekstra stabilitet. Dette gjelder også for Mo Type 2: Cu: En vil forvente følgende elektronkonfigurasjon: [Ar]3d 9 4s 2 Men elektronkonfigurasjonen er [Ar]3d 50 4s 1 Det ser ut som et fullt d-orbital skal gir en ekstra stabilitet. Dette gjelder også for Ag, Au 9

10 Kapittel 7 Atomstruktur og periodisitet Repetisjon 2 ( ) 6. Trender i det periodiske systemet Vi forklarere disse trendene ved hjelp av to faktorer. 1. Endring i hovedkvantetall 2. Endring i effektiv kjerneladning 1. Endring av hovedkvantetall: - Øker nedover i en gruppe - Konstant bortover i en periode (i) Effektivkjerneladning En positive ladningen som et elektron føler fra kjernen. Effektivkjerneladning = antall proton indre elektron Effektivkjerneladning: - Øker bortover i en periode (antall proton øker mens antall indre elektron er konstant en fyller elektron i ytterste energinivå) Dette gjelder for hovedgruppene (i innskuddsmetallene fyller en elektron i et indre energinivå) - Konstant nedover i en gruppe (ii) Atomradius Problem: Vi vet ikke radiusen til atomene, siden vi ikke vet størrelsen på atomorbitalene. Definerer derfor atomradius til et element på følgende måte: Halvparten av avstanden i en kjemiskbinding for elementet 10

11 Trender for atomradius: minker øker Bortover: Hovedkantatallet er konstant. Effektivkjerneladning øker kjernen trekker bedre på elektronene - radien minker Nedover: Eff. Kjerneladning er konstant. Hovedkvantetallet øker orbitalene blir større radien øker (iii) Ioneradius Relativstørrelse på ion og nøytralt atom: Negative ion er større en det nøytrale atomet pga. flere elektron og mer frastøting mellom elektronene. Positive ion er mindre enn det nøytrale atomet pga. færre elektron og mindre frastøting mellom elektronene. Periodiske trender: Nedover i en gruppe: Ioneradien øker nedover i en gruppe pga. økende hovedkvantetall (eff. Kjerneladning er konstant) PS! Atom i samme gruppe dannet samme type ion gjelder hovedgruppene (iv) Ioniseringsenergi Ioniseringsenergi (IE): Den energien som kreves for å fjerne ett elektron fra et atom eller ion i gassfase. Ioniseringsenergi er et mål på hvor vanskelig/lett det er å fjerne ett elektron. X(g) X + (g) + e - 11

12 Trender i periodesystemet for ioniseringsenergi: Nedover i en gruppe: Ioniseringsenergien minker. - Effektivkjerne ladning er konstant. - Hovedkvantetallet øker elektronene er lengre borte fra kjernen de er enklere å fjerne Bortover i en periode: Ioniseringsenergien øker - Hovedkvantetallet er konstant - Effektivkjerne ladning øker det blir vanskeligere å fjerne elektronene. (v) Elektronaffinitet Elektronaffinitet (EA): Den energien endringen som skjer når en legger til et elektron til et atom i gassfase. X(g) +e - X - (g) Elektronaffinitet er negativ dersom det blir avgitt energi (eksotermisk). Der finnes mange atom som ikke tar elektron og danner stabile ion. Vi ser bare på de generelle trendene: Trender i periodesystemet for elektronaffinitet: Nedover i en gruppe: Elektronaffinitet minker. - Effektivkjerneladning er konstant. - Hovedkvantetallet øker elektronene er lengre borte fra kjernen atomet holder dårlig på side egne elektron. De har derfor liten evne til å trekke til seg et nytt elektron. - Bortover i en periode: Elektronaffinitet øker - Hovedkvantetallet er konstant - Effektivkjerneladning øker kjernen trekker mer på sine egne elektron. De har da større evne til å trekke til seg et nytt elektron 12

13 Oppsumering: Trender for atomradius, ioniseringsenergi og elektronaffinitet Bestemt av to faktorer: Effektiv kjerneladning Uendret øker Hovedkvantetall Øker uendret Trender: Atomradius øker minker : Ioniseringsenergi og elektron affinitet minke øker 13

14 Kapittel 8 Kjemisk binding (Repetisjon 1) 1. Hovedtyper av kjemisk binding (i forbindelser/molekyl) - Ionebinding Elektrisk tiltrekning mellom ion med motsatt ladning. Dannet ved at atom avgir/tar opp elektron. o Hvilke ion blir dannet? Hvor for Na + og Cl -? Vi må se på elektron konfigurasjonen: Na (11 elektron): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Na + (10 elektron): 1s 2 2s 2 2p 6 Cl (17 elektron) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Cl - (18 elektron) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Oktettregelen: Atom tar opp eller avgir elektron til de har oppnådd 8 elektron i ytre skall (edelgass konfigurasjon) - Kovalentbinding Deling av elektron mellom atom for å danne binding 14