Orbitaalmodel - Chemie - Theorie - Toelatingsexamens arts en tandarts

Orbitaalmodel

Orbitaalmodel

Voorwoord

Deze theoriehoofdstukken werden in eerste instantie samengesteld om in de theorie te voorzien die vereist is voor het afleggen van de toelatingsexamens arts en tandarts, maar heeft mettertijd een bredere bestemming gekregen, waardoor meer theorie voorzien is dan gekend moet zijn voor het toelatingsexamen. Toch is de theorie relatief beknopt gehouden: ze is vooral bedoeld voor wie het allemaal al eens gezien heeft en wil herhalen en daardoor zijn basis verstevigen. Ik denk dat ze daardoor nuttig kan zijn bij de voorbereiding van die toelatingsexamens, voor olympiades of voor een herhaling van leerstof voor het aanvangen van hogere studies. Maar als je besluit dit document te gebruiken voor welke test dan ook, check dan zelf welke leerstof gekend moet zijn op de officiële sites.
De auteur van dit document kan in geen enkel geval aansprakelijk gesteld worden voor eventuele gevolgen van of schade die kan ontstaan uit het gebruik van dit document.

Hoofdkwantumgetal: de schil

We zagen in het atoommodel van Rutherford-Bohr dat er schillen zijn met een verschillende energie-inhoud voor de elektronen.
Dit noemen we het hoofdkwantumgetal n van een elektron.
Het is de volgnummer van de schil K,L,M,… beginnend van 1.
n ∈ {1, 2, 3,…}

Nevenkwantumgetal

Sommerfeld breidde het atoommodel van Bohr uit: de hoofdniveaus kunnen opgesplitst worden in een aantal subniveaus, waarbij het aantal subniveaus per schil gelijk is aan de waarde van n (hoofdkwantumgetal).
Dit subniveau waarin een elektron zich kan bevinden noemt men het nevenkwantumgetal l van een elektron.
0 staat voor een s-subniveau, 1 voor een p-subniveau, 2 voor een d-subniveau, 3 voor f-subniveau,…
l ∈ {0, 1, 2, 3, n-1}

Orbitalen

In het model van Bohr-Sommerfeld is een elektron geen vast deeltje dat zich rond een kern op een cirkelvormige baan (schil) beweegt, maar eerder een soort “negatieve ladingswolk”.
Een orbitaal is een gebied waarin een elektron zich met 90% kans bevindt.
Het subniveau bepaalt de vorm van de orbitalen:
Een s-subniveau bestaat uit 1 s-orbitaal, dit is bolvormig.
Een p-subniveau bestaat uit 3 p-orbitalen, deze zijn haltervormig en staan loodrecht op mekaar (x, y en z).
Een d-subniveau bestaat uit 5 d-orbitalen, de ruimtelijke structuur is complexer.
Een f-subniveau bestaat uit 7 f-orbitalen.

Dus

In elke schil is er één s-orbitaal (bol). Dit bevat maximaal 2 elektronen.
Vanaf de L-schil: 3 p-orbitalen (px, py, pz) Deze bevatten alle drie bijeen maximaal 6 elektronen.
Vanaf de M-schil: 5 d-orbitalen. Deze bevatten alle vijf bijeen maximaal 10 elektronen.
Vanaf de N-schil: 7 f-orbitalen. Deze bevatten alle zeven bijeen maximaal 14 elektronen.
Elk van deze orbitalen stelt het magnetisch kwantumgetal m van een elektron voor en is minimaal –l, maximaal +l
m ∈ {-l, -(l-1)…(l-1), l}

Spin van een elektron

Het spinkwantumgetal s heeft te maken met de draaiing van het elektron om zijn eigen as. Het is +1/2 of -1/2.
s ∈ {-1/2, +1/2}
s = + 1/2
s = - 1/2

Verbodsregel van Pauli

Er kunnen geen twee elektronen zijn in een atoom met dezelfde vier kwantumgetallen.
Per orbitaal zijn er dan maximaal 2 elektronen, die elk een tegengestelde spin hebben.

Opvulling van orbitalen

De orbitalen worden met twee elektronen opgevuld, gaande van het laagste energieniveau naar het hoogste.
Maar: de opvulling is niet per schil is: bvb. 4s wordt opgevuld voor 3d, want dat heeft een lager energieniveau dan 3d.
Men vult zo op:
Dus 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s …

Elektronenconfiguraties

In elektronenconfiguraties worden elektronen als pijltjes voorgesteld. In 1 orbitaal vinden we 2 gepaarde elektronen met tegengestelde spin.
Bijvoorbeeld:
Dit wordt genoteerd als: 1s2 2s2 2p6 3s1.

Spreidingsregel van Hund

Volgens de spreidingsregel van Hund zullen elektronen niet paren in hetzelfde energieniveau als dat niet moet.
Dus niet:
Maar wel:

Vereenvoudigde notatie

Bij de vereenvoudigde notatie voor de elektronenconfiguratie begint men bij het voorafgaand edelgas.
Bijvoorbeeld: 20Ca [18Ar] 4s2
Edelgassen hebben een stabiele structuur ns2 np6.
Zij hebben geen neiging verbindingen te vormen met zichzelf of andere atomen ("inerte gassen").

Inversie

Kijken we naar de elektronenconfiguratie van 24Cr:
24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
We zouden echter verwachten 24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2.
Dit verschijnsel noemen we inversie. Hier vindt men in een s-orbitaal maar 1 i.p.v. 2 elektronen, wanneer de onderliggende d-orbitaal half of volledig bezet kan worden.

Dus ook

Dus bijvoorbeeld ook:
29Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
In plaats van: 29Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9 4s2

Soms nog afwijkingen

Verder vinden we soms nog afwijkingen door geringe verschillen tussen de energieniveaus.
Nog een belangrijke opmerking: bij vorming van positieve ionen zullen de elektronen op de buitenste schil eerst verdwijnen.
Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s0
De elektronen met de hoogste energieniveaus zijn die van 3d6, maar het zijn wel degelijk die van schil 4 die zullen verdwijnen.
Merk ook op dat er geen inversie optreedt.

Hybridisatie

Bij koolstof is er niet één 2s orbitaal en 3 2p orbitalen, maar spreekt men van 4 sp3 hybride orbitalen.
Elk orbitaal heeft ¼ s karakter en ¾ p-karakter, en heeft dan ook overwegend de vorm van een p-orbitaal.
sp3-hybriden

Ruimtelijke schikking

Deze 4 hybride-orbitalen stoten elkaar af en komen zo ver mogelijk uiteen te liggen.
Dit betekent dat ze gericht zijn naar de hoekpunten van een tetraëder: de assen van de 4 sp3 orbitalen vormen een hoek van 109,5°.
Bijvoorbeeld, CH4 heeft een tetraëdrische structuur.

sigma-binding

Een binding wordt beschouwd als een overlappen van orbitalen.
Een sigma(s)-binding is een overlapping tussen 2 s-orbitalen of een s en een sp3 orbitaal of 2 sp3 orbitalen.
Deze binding is vrij roteerbaar.
Bvb. tussen twee waterstoffen:
In methaan (CH4) zijn er vier s-bindingen.
Een enkele binding is typisch een s-binding.

pi-binding

Een pi(p)-binding is een zijdelingse overlap van p-orbitalen.
Een dubbele binding is het samengaan van een sigma- en een pi-binding.
Een dubbele binding is niet roteerbaar.
Bvb. CH2=CH2:
Bij de dubbele binding komt er bovenop de sigma-binding nog een pi-binding, hier voorgesteld, die een zijwaartse overlap is tussen, in dit geval, de sp3-orbitalen.

Dus

Dus, bijvoorbeeld: de volgende twee moleculen zijn wel degelijk verschillend:
Dit zijn twee cis-trans-isomeren van 1,2-dichlooretheen.