Springen naar inhoud

inversie elektronen configuratie


  • Log in om te kunnen reageren

#1

moondust

    moondust


  • 0 - 25 berichten
  • 9 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 24 september 2005 - 10:40

Ik had graag willen weten of iemand me kan uitleggen wat de redenering is achter de uitzonderingen Cu, Au, Ag, Cr, Mo... wat betreft de elektronenconfiguratie...
Ik weet dat er inversie optreedt en dat dat is om het atoom stabieler te maken, maar ik begrijp de redenering er achter niet.... wat gebeurt er juist waardoor dit optreedt... ?

Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

DrQuico

    DrQuico


  • >1k berichten
  • 2952 berichten
  • VIP

Geplaatst op 24 september 2005 - 12:11

Deze effecten treden op omdat de energieën van de d en s orbitalen erg dicht bij elkaar liggen. Voor de individuele orbitalen geld dat bijvoorbeeld de 4s-schil lager in energie ligt dan de 3d orbitaal. Echter, andere effecten spelen een doorslaggevende rol in de vulling van de orbitalen:

Electron-electron repulsies; wanneer meer dan één orbitaal beschikbaar is voor bezetting door electronen zullen ze zich verdelen over de vershillende orbitalen voordat ze samen in ééntje gaan zitten (Hund's regel)

In sommige gevallen kan een lagere energie worden verkregen door het vormen van een half-gevulde of volledig gevulde d-schil door een electron uit de s-schil op te offeren. Deze gevulde subschillen kunnen ook als een soort edelgasconfiguratie worden gezien. Dit levert in totaal een gunstigere energie op dan wanneer de orbitalen gevuld zouden worden in de verwachtte volgorde.

Aan de linkerkant van het d-blok zal de 4s schil gevuld zijn (gevulde subschil) en worden bij oxidatie electronen uit de d-schil als eerste gebruikt. Dit verloopt dus volgens de normale verwachting
Aan de rechterkant van het d-blok kan bij oxidatie de d-schil gevuld blijven door als eerste de 4s-electronen bij oxidatie te gebruiken.
In het midden van het d-blok loopt het wat meer door elkaar heen, al zie je bijvoorbeeld dat Fe, Co, Mo en Tc allemaal een d5 configuratie hebben (een half-gevulde d-schil met in ieder orbitaal één electron)

Door rekening te houden met (half)gevulde d-schillen kun je de veel voorkomende oxidatietoestanden van de d-metalen gedeeltelijk verklaren.

Dit alles geldt natuurlijk voor de 'kale' atomen. In de praktijk hebben liganden en/of tegenionen een zeer belangrijke rol in zowel de vulling als de hybridisatie van de orbitalen bij de d-metalen.

#3

avm_CF

    avm_CF


  • 0 - 25 berichten
  • 4 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 28 oktober 2010 - 09:52

Hey,

Ik weet dat dit topic al 'extreeeeem' oud is, maar ik heb er toch nog een vraagje over.

Hoe verklaar je dan het element Pt?
daar zou de elektronenconfiguratie hetvolgende zijn: (Xe) 4f [SUP]14 5d [SUP]9 6s [SUP]1

waarom zijn 9 elektronen in de 5d-schil en 1 in de 6s-schil dan stabieler of beter dan 8 elektronen in de 5d-schil en 2 in de 6s-schil?

Gelden deze uitzonderingen dan alleen voor de d-blok? of komt het soms ook in het p-blok voor?


Alvast bedankt!

#4

oom smog

    oom smog


  • >25 berichten
  • 35 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 05 september 2014 - 14:27

en hoe kun je deze uitzonderingen voorspellen (of onthouden)?


#5

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 06 september 2014 - 18:26

Tjonge, twee moeilijke vragen uit 2010 en 2014! 

 

Kort geantwoord: voorspellen kun je niet zonder berekenen, en onthouden zul je als dat echt moet met een ezelsbruggetje moeten doen. Of stampen...

 

Kwantummechanica is een ingewikkeld vak. We hebben het vaak over orbitalen alsof dat grijpbare dingen zijn, maar eigenlijk zijn het niet veel meer dan wiskundige functies die kunnen worden gebruikt om de waarschijnlijkheid van de positie van elektronen goed te beschrijven. Door deze functies handig te kiezen heb je niet zo veel verschillende functies nodig om elektronen in een molecuul te beschrijven, en in een atoom kun je dan elektronen als onafhankelijk van elkaar beschrijven. De energie van al die mogelijke functies (en lineaire combinaties) kan worden berekend door het oplossen (benaderen?) van de Schrödinger-vergelijking. En dan blijkt dat de volgorde van de energie niet altijd overal precies hetzelfde is: soms zijn de verschillen tussen orbitals heel klein en zo kan er ineens een onverwachte verwisseling in de volgorde optreden. Maar ja, als die energieverschillen zo klein zijn, kan een elektron ook wel eens van de ene orbitaal naar de andere springen, gewoon met de thermische energie uit de omgeving. Dus hoe vast is het allemaal?






0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures