Springen naar inhoud

Orbitalen + schillen


  • Log in om te kunnen reageren

#1

forumask

    forumask


  • >250 berichten
  • 273 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 maart 2012 - 22:15

Hallo,

Ik heb nu de hele orbitaalstructuren gezien en als je figuren bekijkt van de orbitalen dan trekken zij zich helemaal door tot aan de kern.
Hoe kan je eigenlijk nog van schillen spreken? en van periodes in de tabel van Mendeljev, want die orbitalen liggen toch niet echt op schillen?
Hoewel men wel zegt dat bv 3p orbitaal een subschil is van de 3e schil.

Verder had ik nog een figuur gezien waarin alle orbitalen waren samengebracht voor een welbepaald atoom, ik zag daar dat 2s orbitaal overlapte met 2p orbitalen of met 1s.
Maar als er nu een elektron in 1s zit en ook een in 2s. Als die 2 elektronen nu net zitten waar die orbitalen overlappen, dan klopt dit toch niet met uitsluitingsprincipe van Pauli?

alvast bedankt aan wie mij kan helpen

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

#2

Beryllium

    Beryllium


  • >5k berichten
  • 6314 berichten
  • Minicursusauteur

Geplaatst op 13 maart 2012 - 08:37

Je denkt nog teveel aan elektronen als harde erwten die rond een voetbal draaien.

Misschien helpt dit je ook wel iets verder: Hybridisatie op Wikipedia
You can't possibly be a scientist if you mind people thinking that you're a fool. (Douglas Adams)

#3

FOstudent

    FOstudent


  • 0 - 25 berichten
  • 4 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 03 mei 2012 - 15:57

Schillen bestaan niet, dit is bedacht om alles duidelijker over te laten komen, alleen kan het weinig verklaren.
De vulling van de orbitalen gaat volgens het aufbau principe

Ten slotte geven orbitalen een KANS weer waarin het elektron te vinden in, deze ligt rond de 90% dacht ik.

Veranderd door FOstudent, 03 mei 2012 - 15:57


#4

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 06 mei 2012 - 15:43

Als je het atoom "klassiek" bekijkt als een soort planetenstelsel dan geldt dat de energie van een "orbit" afhankelijk is van de "hoogte" van die orbit. Daarom praat men over schillen. Maar in de kwantumtheorie is dat dus niet zo: er is een kansverdeling voor het aantreffen van elk deeltje in elk deel van de ruimte. Het is daarom inderdaad beter om over energieniveaus te praten, en niet over schillen.

De kansverdelingen zijn inderdaad heel breed: Voor de 1s orbital is de kans om het elektron op de kern te vinden zelfs het hoogst. Maar je zou wel een "gemiddelde afstand tot de kern" kunnen berekenen voor elke orbital. En dan zul je zien dat bijvoorbeeld de 3s orbital een veel grotere "afstand tot de kern" heeft dan de 1s.

Verder (optioneel voor als je meer wilt weten): voor een los, geïsoleerd, atoom is alles bolvormig symmetrisch. De "orbitals" die je overal getekend ziet zijn bijna volledig arbitrair (heb je je ooit afgevraagd waarom je een dz2 orbitaal hebt maar geen dy2 ? Wat maakt de z-richting speciaal?) Ze worden uitsluitend zo getekend omdat ze samen een paar leuke eigenschappen hebben: ze zijn zogenaamd orthonormale functies: de ruimteintegralen van de produkten van elke twee verschillende is nul, en de ruimteintegraal van elke functie in het kwadraat is precies één. Verder is de set "compleet", hierdoor kun je door handige (lineaire) combinaties te maken elke willekeurige kansverdeling van elektronen rond de kern "bouwen" (bijvoorbeeld een die je dy2 zou kunnen noemen, maar ook dezelfde vorm in elke willekeurige andere diagonale richting).

Je kunt dit vergelijken met de posities op een vel papier. We zeggen dat een vel 2 coordinaten heeft: x en y. Dit betekent niet dat er maar 2 punten op het papier zitten, maar wel dat je elk punt op het papier kunt beschrijven als een lineaire combinatie van x en y, bijvoorbeeld 3x+5y. Op dezelfde manier kun je ook orbitalen optellen en zo elke willekeurige kansverdeling maken. De orbitalen zijn dus de "primitieve" basis-eenheden van kansverdelingen, net als x en y de primitieve basis-eenheden zijn van posities op een velletje ruitjespapier. En net als bij ruitjespapier kun je theoretisch bij orbitalen ook andere functies als basis kiezen. Je kunt voor papier bijvoorbeeld millimeterpapier kopen, of papier met ruitjes van 5mm. Maar ik heb nog nooit diagonaal of scheef vervormd ruitjespapier gezien: je zou daar ook alle posities mee kunnen bereiken, maar het is niet erg handig. Het is veel makkelijker als we altijd over dezelfde coordinaten spreken. Zo ook bij orbitals: er zijn heel veel andere mogelijkheden om functies te kiezen die kunnen worden gebruikt om alle mogelijke kansverdelingen te beschrijven. Maar die zijn lang niet zo handig als degenen die wij normaal gebruiken, en het is bovendien wel heel makkelijk dat iedereen dezelfde basis gebruikt.

Nog even over dat Pauli-principe: de kansverdelingen van twee orbitals zoals ze worden getekend overlappen inderdaad. Maar zo mag je dat niet bekijken. Wiskundig gezien geldt voor elk paar orbitals, bijvoorbeeld de 1s en voor de 2pz dat ze niet overlappen: Als je de integraal over het produkt van de twee functies over de hele ruimte uitrekent, kom je precies op nul er is precies evenveel "positieve overlap" als "negatieve overlap".





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures