aufbauprinciple

[die hanze]

Ah ok, de + en - doelt dan op de fase van het elektron?
De + en de - regio zijn identiek op een fase verschil na volgens mij.

[aadkr]

die hanze en Marko.
Hartelijk dank voor de uitleg.

[Marko]

Ah ok, de + en - doelt dan op de fase van het elektron?
De + en de - regio zijn identiek op een fase verschil na volgens mij.

Mij is altijd de terminlogie "het teken van de golfvergelijking/functie" aangeleerd maar goed, dat is natuurlijk omdat chemici dit in Jip en Janneke taal uitgelegd moeten krijgen. In principe is dit de fase als je het deelte als golf beschrijft.

De + en - zijn verder identiek en betekenen niet zoveel, totdat het over chemische bindingen gaat; aangezien die worden beschreven door combinaties van orbitalen, en dan maakt het teken wél een verschil. Ook voor de vraag of bepaalde overgangen wel of niet zijn toegestaan.

Voor de "vorm" van de orbitaal maakt het niet uit, en je kunt ook niet meten of de golfvergelijking daar nu + dan wel - was.

[aadkr]

Als ik nog een vraag mag stellen.
DE elektronenconfiguratie van Be (beryllium) is 1S2 2S2 het zijn dus beide bolvormige orbitalen, waarbij ik ervan uit ga dat de straal van 2S groter is dan 1S
maar in de orbitaal 1S kunen maar maximaal 2 elektronen in.(uitsluitingsprincipe van wolfgang pauli)
Maar in de 2S orbitaal geldt dat ook .maar als ik in de ruimte tussen de 2 bolschillen 2 elektronen aanbreng dan bevat de orbitaal 2S 4 elektronen , en dat kan niet.

[Marko]

Allereerst: een orbitaal heeft niet echt een straal. Het is een kansverdeling die geldt voor de gehele ruimte. Gezien s-orbitalen bolvorming zijn kun je de kans ook uitdrukken als functie van de afstand tot de kern. Je krijgt dan curves zoals deze:



Bron: https://ch301.cm.utexas.edu/section2.ph ... ution.html

Je zou het maximum van de 1s kansverdelingscurve kunnen zien als een soort van straal. Maar ook niet meer dan "kunnen zien als". Het 1s orbitaal is immers geen bolschil. Of op basis van de totale verdeling kun je een soort van gemiddelde afstand toekennen. Daarmee kun je dan aangeven dat het elektron gemiddeld genomen op afstand r van de kern zit. Maar een straal is dat nog steeds niet.

De kansverdeling van het 2s elektron maakt dat hopelijk duidelijk. Te zien is dat er 2 maxima zijn; er is ook een gebied waar de kans een 2s elektron aan te treffen 0 is. Daarbinnen en daarbuiten is de kans wel weer positief. Vraag me niet hoe je je dat moet voorstellen of snappen, dat is een van de mysteries van de kwantumwereld. Maar goed, met 2 maxima is het lastig om 1 straal te definiëren. Hooguit een gemiddelde afstand, die voor 2s iets groter zal zijn dan voor 1s.

Hoe dan ook, hou dus in het achterhoofd dat dit kansverdelingen zijn, waarschijnlijkheden een elektron aan te treffen als functie van de plaats. Het uitsluitingsprincipe van Pauli komt er nu op neer dat er maximaal 2 elektronen kunnen zijn die dezelfde kansverdeling in de ruimte vertonen. Maar voor de meeste plaatsen in de ruimte heb je zowel de kans een 1s elektron aan treffen, als een kans om een 2s elektron aan te treffen.