Deel chemie laurens raets PDF

Preview

Summary

Werkstuk over Magnetische materialen in voertuigen...

Description

Elektronen configuratie: In figuur… ziet u de verschillende orbitalen. Orbitalen zijn assen waardat elektronen kunnen ronddraaien, de nadruk op kunnen. Het is geen “exact sience”. Het gaat hem bij orbitalen vooral om de waarschijnlijkheid om een elektron tegen te komen op een plaats op een bepaalde tijd. De orbitalen die u hiernaast ziet zijn de mogelijke typen orbitalen, die zich bevinden in de verschillende sub schillen. Sub schillen bevinden zich in de schillen. De S sub schil heeft 1 orbitaal, de P sub schil heeft er 3, de D sub schil heeft er 5 en de F sub schil heeft er 7. Elk orbitaal kan 2 elektronen dragen. Dit wil dus zeggen dat de S sub schil 2 elektronen kan dragen, de P sub schil kan 6 elektronen dragen, de D sub schil kan 10 elektronen dragen en de F sub schil kan er 14 dragen. Dit kan berekend worden door de volgende formule;

e max=2 ( 2 l+1 )

Met emax =maximum aantal elektronen

Met ℓ = 0,1,2,3. Deze stellen de s, p, d en f orbitalen voor Om dit beter te begrijpen wat elektronen configuraties zijn, gaan we het periodiek systeem er bij nemen:

Als we kijken naar het simpelste element; waterstof (H). Een neutraal waterstof atoom heeft een atoomnummer van 1, dat vertelt ons dat het element 1 proton heeft. Een neutraal element heeft geen lading dus heeft waterstof 1 elektron. Waar deze elektron zich dan bevindt is dan het laagste energieniveau of de eerste S schil. Op deze S schil bevinden dan de elektron zich. Als we dan de elektronen configuratie van waterstof willen weten is deze als volgt;

H :1 s

1

Als we dan 1 element opschuiven zitten we bij Helium (He). Helium heeft 2 elektronen. Omdat elk orbitaal 2 elektronen kan dragen gaan deze beide elektronen zich ook op de S schil bevinden. De elektronen configuratie van helium is dan als volgt;

He : 1 s

2

Als we nog eentje verder gaan zitten we bij Lithium (Li). Lithium heeft 3 elektronen. Nu kunnen niet alle 3 elektronen op de S schil. De eerste 2 gaan op de S schil, de derde gaat op een hoger energieniveau zitten, de 2S schil. De elektronen configuratie van lithium ziet er als volgt uit; 2

Li : 1 s 2 s

1

Als we dan kijken naar beryllium (Be), deze heeft 4 elektronen. De 2 schillen gaan dan gevuld zijn met alle elektronen. De elektronen configuratie gaat dan als volgt; 2

Be :1 s 2 s

2

Nog een element verder, Boor (B) wordt het interessant. Een neutraal boor element heeft 5 elektronen. Hier gaan de eerste 2 elektronen de eerste schil (1s schil) vullen, de volgende 2 elektronen gaan de 2s orbitaal opvullen. Daarna gaat de p schil worden opgevuld (2p). Dit geeft de volgende elektronen configuratie: 2

2

B :1s 2 s 2 p

1

Als we naar koolstof (C) krijgen we 6 elektronen. Deze laatste elektron zal dan terug op de p schil komen. De elektronen configuratie voor koolstof gaat dan als volgt zijn; 2

2

C:1s 2s 2 p

2

Om dit gemakkelijker voor te stellen bij complexere elementen met meerdere elektronen wordt er vaak de edelgas elektronen configuratie gebruikt. Voor koolstof is dit dan als volgt;

C : [ He ] 2 s 2 p 2

2

Want de elektronen configuratie voor He is;

He : 1 s

2

Als we dit voor meerdere elementen willen doen is er een regel die moet gevolgd worden. Vanaf je de edelgas notatie gebruikt moet je het edelgas element voor jouw element nemen en dit in rechte haken schrijven. Hiermee wordt er bedoelt dat je 1 rij omhoog gaat en naar de edelgas groep kijkt. Als voorbeeld wordt dit gedemonstreerd met silicium (Si). De elektronenconfiguratie van Silicium is als volgt: 2

2

6

2

Si :1 s 2 s 2 p 3 s 3 p

2

Als we dit willen schrijven aan de hand van de edelgas methode wordt dit als volgt;

1 rij naar boven en dan naar de edelgas kolom kijken => zien we dat dit neon is.

Si :[ Ne ] 3 s 2 3 p2 Je ziet hier dat de elektronen configuratie van Neon gelijk is aan: 2

2

Ne : 1 s 2 s 2 p

6

De elektronen die buiten de rechte haken zijn geschreven zijn ook de valentie elektronen (elektronen op de laatste schil). Om dit nog te verduidelijken wordt er nog een voorbeeld gegeven, dit aan de hand van calcium. Als we de edelgas notatie nemen voor calcium wordt dit als volgt;

Afbeelding ter verduidelijking van de verschillende orbitalen s, p, d en f blokken

Als we dit voor eender welk element willen doen zonder een periodiek systeem te gebruiken kan dit op de volgende manier. Dit heet de elektronen configuratie tabel Deze is als volgt opgesteld: 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s

2 p 3 p 4 p 5 p 6 p 7 p

3d 4d

4f

5d

5f

6d

Voorbeeld Boor: Bo heeft 5 elektronen op zijn schillen dus de elektronen configuratie gaat er als volgt uit zien als we de pijlen volgen;

2

2

B :1s 2 s 2 p

1

(2 elektronen op het 1s orbitaal, 2 elektronen op het 2s orbitaal en 1 op het 2p)

Spin kwantum nummer[

m s ]:

Een spin kwantum nummer beschrijft het impulsmoment van een elektron. Een elektron draait rond zijn as en heeft een impulsmoment en een orbitaal impulsmoment. Omdat het impulsmoment een vector is zal het spin kwantum nummer een grootte en een richting hebben. De grootte van het kwantum spin getal is ½. De richting is positief (+) of negatief (-). Elk orbitaal kan maar 2 elektronen opnemen dus 1 elektron zal een kwantum spin getal hebben van +1/2, de andere -1/2. Elektronen zullen altijd eerst het orbitaal vullen. Dit is afkomstig van Hund zijn wet, deze luidt als volgt;  

Elk orbitaal zijn sub niveau wordt bezet door een elektron voordat deze paren gaat maken in het orbitaal Alle elektronen in enkele orbitalen hebben dezelfde spin om zo de spin te maximaliseren. In het noteren van dit wordt er (vrijwel) altijd gebruik gemaakt van een spin up. Dus pijltje naar boven.

Dit is belangrijk om te weten wanneer een element of een ion para of dia magnetisch is. Hoe we dit noteren gaat als volgt ten werk. Voor boor (B) (1s2 2s2 2p1) bijvoorbeeld;

1s orbitaal

2s orbitaal

2p orbitaal

Voor neon (Ne) (1s2 2s2 2p6) is dit als volgt;

1s orbitaal

2s orbitaal

2p orbitaal

Voor Natrium (Na) (1s2 2s2 2p6 3s1) is dit als volgt;

1s orbitaal

2s orbitaal

2p orbitaal

Voor stikstof (N) (1s2 2s2 2p3) is dit als volgt;

1s orbitaal

1s orbitaal

2s orbitaal

2p orbitaal

Paramagnetisch of diamagnetisme: Als weten dat de waardes voor spin kwantum nummer gelijk is aan:

m s=

+1 2

m s=

−1 2

Als het positief is, dan is het spin up gemarkeerd met een pijl naar boven Als het negatief is dan is het spin down gemarkeerd met een pijl naar onder

Wanneer je bijvoorbeeld 2 elektronen hebt met allebei spin up (dit is bijvoorbeeld koolstof met elektronen configuratie 1s2 2s2 2p2). Een elektron is een lading in beweging. We weten van magnetisme (Fase 1 semester 1, 1AT) dat een stroom voerende geleider een magnetisch veld genereert. Dit is exact hetzelfde bij een elektron. De elektron is een bewegend lading en zal dus een magnetisch veld genereren. Wanneer je dan 2 elektronen hebt met beide een spin up. Tellen deze magnetische velden bij elkaar op omdat deze parallel aan elkaar zijn. We noemen deze situatie paramagnetisch (die magnetische velden van elk individueel elektron tellen bij elkaar op om een groter totaal magnetisch veld te vormen). Wanneer de kwantum spin nummers tegengesteld zijn aan elkaar dan gaan de magnetische velden elkaar opheffen (bijvoorbeeld bij beryllium (Be), Be: 1s 22s2). Deze situatie noemen we dan diamagnetisme. Definities: 

Paramagnetisch: Moet minstens 1 ongepaard elektron bevatten Wordt aangetrokken door een extern magnetische veld. Dit door de ongepaarde elektronen



Diamagnetisme:

Alle elektronen zijn gepaard, spin up en spin down. 1 Produceert zijn eigen magnetisch veld in de tegengestelde richting, daardoor zal het (zwak) worden afgestoten door een extern magnetisch veld

Als we dit nu gaan bekijken in het periodiek stelsel samen met de elektronen configuratie krijgen we dit: Voorbeelden: Helium: 1s2

1s orbitaal

We zien hier dat de elektronen zijn gepaard en dat dit element dan diamagnetisch is

Koolstof: 1s2 2s2 2p2

1s orbitaal

2s orbitaal

2p orbitaal

We zien hier dat de laatste 2 orbitalen in het 2p orbitaal niet zijn gepaard. Dit wil zeggen dat koolstof paramagnetisch is. Natrium: 1s2 2s2 2p6 3s1

1s orbitaal 2s orbitaal 2p orbitaal 1s orbitaal We zien hier dat het laatste elektron ongepaard is. Dit wil dus zeggen dat natrium paramagnetisch is. Als laatste voorbeeld om het duidelijk te maken gaan we natrium ion nemen. Natrium heeft 1 valentie elektron omdat natrium zich in de eerste groep bevindt (kolom 1, groep 1a). Deze gaat dus zijn elektron afgeven. Wat we dan krijgen is een positief natrium ion, namelijk: Na + De elektronen configuratie van Na+: 1s2 2s2 2p6

1s orbitaal

2s orbitaal

2p orbitaal

We zien hier dat dan alle elektronen dan gepaard zijn en dus wilt dit zeggen dat natrium ion diamagnetisch is terwijl het natrium atoom paramagnetisch is...