Basischemie H2 2425.pdf

# Atoommodellen en elektronenstructuur Dit onderwerp schetst de evolutie van atoommodellen, beginnend bij Bohr en eindigend met het golfmechanisch model, en focust op de plaatsing en het gedrag van elektronen rond de atoomkern [10](#page=10) [11](#page=11) [12](#page=12) [13](#page=13) [14](#page=14) [15](#page=15) [16](#page=16) [17](#page=17) [18](#page=18) [19](#page=19) [20](#page=20) [21](#page=21) [22](#page=22) [23](#page=23) [24](#page=24) [4](#page=4) [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7) [8](#page=8) [9](#page=9). ### 1.1 Het atoommodel van Bohr Het atoommodel van Bohr, geïntroduceerd in 1913, stelt dat elektronen zich in welbepaalde cirkelvormige banen of schillen op vaste afstanden van de atoomkern bevinden. Er worden zeven schillen onderscheiden, genummerd van K tot Q, met bijbehorende hoofdkwantumgetallen $n=1$ tot $n=7$ [4](#page=4) [8](#page=8). * **Postulaten van Bohr:** 1. Elk elektron in een specifieke schil heeft een welbepaalde potentiële energie (Epot). De K-schil heeft de laagste Epot (dichtst bij de kern), en de Q-schil de hoogste [5](#page=5). 2. Elektronen bewegen zich op specifieke afstanden van de kern zonder energie te verliezen [6](#page=6). 3. Elektronen kunnen naar een hoger energieniveau stijgen door energie op te nemen (excitatie). Bij terugval naar een lager niveau wordt het energieverschil afgegeven in de vorm van licht [6](#page=6). * **Energie-overgangen en spectra:** Het energieverschil ($\Delta E$) tussen energieniveaus wordt uitgedrukt met de formule $\Delta E = h \cdot \nu$, waarbij $h$ de constante van Planck is ($6.626 \times 10^{-34}$ J·s) en $\nu$ de frequentie van het uitgestoten licht. Dit verklaart waarom atomen slechts licht met specifieke frequenties uitzenden, wat resulteert in een lijnenspectrum (emissiespectrum) [6](#page=6) [7](#page=7). * **Elektronenbezetting:** Het maximale aantal elektronen per schil wordt gegeven door de formule $2n^2$. De schillen worden opgevuld van de binnenste naar de buitenste, waarbij elektronen de laagst mogelijke energieniveaus innemen in de grondtoestand [8](#page=8). * **Aangeslagen toestanden en ionisatie:** Een atoom in grondtoestand kan energie opnemen, waardoor een elektron naar een hoger energieniveau (aangeslagen toestand) kan springen. Een elektron kan ook volledig aan het atoom ontsnappen, wat ionisatie wordt genoemd, en het atoom wordt dan een positief ion (kation) [9](#page=9). ### 1.2 Het atoommodel van Sommerfeld Arnold Sommerfeld breidde het model van Bohr in 1916 uit, omdat het model niet geschikt was voor atomen met meerdere elektronen [10](#page=10). * **Subschillen:** Binnen een schil kunnen elektronen zich in verschillende energietoestanden bevinden, wat leidt tot de onderverdeling van schillen in subschillen. Het aantal subschillen per schil ($n$) is gelijk aan het nummer van de schil. De subschillen worden aangeduid met letters: s (sharp), p (principal), d (diffuse), f (fundamental), enzovoort [10](#page=10). * **Elektronenbezetting in subschillen:** * K (n=1): 1 s-subschil (max. 2 elektronen) [11](#page=11). * L (n=2): 2 s-subschil (max. 2 e⁻) en 2 p-subschil (max. 6 e⁻), totaal 8 e⁻ [11](#page=11). * M (n=3): 3 s-subschil (max. 2 e⁻), 3 p-subschil (max. 6 e⁻), en 3 d-subschil (max. 10 e⁻), totaal 18 e⁻ [11](#page=11). * N (n=4): 4 s-subschil (max. 2 e⁻), 4 p-subschil (max. 6 e⁻), 4 d-subschil (max. 10 e⁻), en 4 f-subschil (max. 14 e⁻), totaal 32 e⁻ [11](#page=11). De algemene maximale bezetting per subschil is s² p⁶ d¹⁰ f¹⁴ [11](#page=11). * **Energieniveaus van subschillen:** Binnen dezelfde schil geldt de energievolgorde $E_s < E_p < E_d < E_f$. Dit kan ertoe leiden dat het energieniveau van een subschil van een hoger gelegen schil lager is dan dat van een subschil van de vorige schil, bijvoorbeeld $E_{4s} < E_{3d}$ [11](#page=11) [12](#page=12) [15](#page=15) [19](#page=19). * **Verfijningen:** Later werd ontdekt dat binnen een subschil meerdere elektronenbanen met dezelfde energie kunnen bestaan (uitgezonderd de s-subschil). Bijvoorbeeld, p-subschillen kunnen worden onderverdeeld in $p_x, p_y, p_z$, en d-subschillen in vijf varianten. Bovendien kan een elektron in een elektronenbaan om zijn as spinnen, in wijzerzin of tegenwijzerzin, met behoud van dezelfde energie [12](#page=12). ### 1.3 Het golfmechanisch atoommodel Dit model is gebaseerd op het golf-deeltje dualisme van materie en het onzekerheidsprincipe van Heisenberg. * **De Broglie en deeltjes als golven:** Louis de Broglie stelde dat, net zoals elektromagnetische straling zowel golf- als deeltjeskarakter heeft, elektronen ook als golven beschouwd kunnen worden met een golflengte $\lambda = \frac{h}{m \cdot v}$. Dit is experimenteel aangetoond [13](#page=13). * **Heisenbergs onzekerheidsprincipe:** Werner Heisenberg toonde aan dat de positie en snelheid van een elektron niet gelijktijdig met willekeurige precisie bepaald kunnen worden. Hoe nauwkeuriger de plaats bekend is, hoe minder informatie er over de snelheid beschikbaar is. Dit principe maakte het einde van het schillenmodel met exact gedefinieerde banen [13](#page=13). * **Kwantummechanica en Schrödinger:** De kwantummechanica (of golfmechanica) benadert de elektronenstructuur statistisch. De Schrödingervergelijking, die rekening houdt met zowel het golf- als het deeltjeskarakter van elektronen, beschrijft de golffuncties ($\Psi$) [14](#page=14). * **Orbitalen:** Het kwadraat van de golffunctie ($\Psi^2$) vertegenwoordigt de waarschijnlijkheidsdichtheid, ook wel orbitaal genoemd. Een orbitaal is de ruimte waarin de kans om een elektron aan te treffen een bepaalde waarde heeft (vaak 90% van de tijd). Er zijn geen vaste banen meer, maar ruimtelijke gebieden waar elektronen zich bevinden [14](#page=14). * **Vormen van orbitalen:** Elektronen bevinden zich in orbitalen die variëren in vorm en energie [15](#page=15): * s-orbitalen zijn bolvormig [15](#page=15). * p-orbitalen zijn haltervormig [15](#page=15). * d-orbitalen zijn rozetvormig [15](#page=15). * f-orbitalen hebben ingewikkelde vormen [15](#page=15). * **Nummering en energie van orbitalen:** Orbitalen worden aangeduid met het nummer van de schil waar ze toe behoren (bv. 1s, 2s, 2p). Binnen eenzelfde schil geldt de energievolgorde $E_s < E_p < E_d < E_f$ [15](#page=15). * **Oriëntatie van orbitalen:** Per elektronschil verschillen p-, d- en f-orbitalen in hun oriëntatie in de ruimte [16](#page=16). * s-orbitaal: één bolvormige variant [16](#page=16). * p-orbitaal: drie varianten ($p_x, p_y, p_z$) [16](#page=16). * d-orbitaal: vijf varianten ($d_1$ t/m $d_5$) [16](#page=16). * f-orbitaal: zeven varianten ($f_1$ t/m $f_7$) [16](#page=16). In afwezigheid van een magnetisch veld hebben deze verschillende varianten binnen dezelfde subschil (p, d, f) dezelfde energie; ze zijn gedegenereerd [16](#page=16). ### 1.4 Elektronenconfiguratie van de elementen De elektronenconfiguratie beschrijft de verdeling van elektronen over de verschillende orbitalen en moet voldoen aan drie regels [18](#page=18). * **Regels voor elektronenconfiguratie:** 1. **Pauli-uitsluitingsprincipe:** Elk orbitaal kan maximaal twee elektronen bevatten, die tegengestelde spins moeten hebben ($m_s = +1/2$ en $m_s = -1/2$). Twee elektronen met tegengestelde spin vormen een elektronenpaar of doublet. Eén elektron in een orbitaal wordt een ongepaard elektron of eenzaam elektron genoemd [18](#page=18). 2. **Opvullingsprincipe (Aufbauprinzip):** Elektronen vullen eerst de orbitalen met het laagst beschikbare energieniveau op. De volgorde van opvulling kan worden onthouden met een opvullingsschema en volgt de reeks: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s <.... Hierbij is het belangrijk te onthouden dat het 4s-orbitaal eerder wordt opgevuld dan het 3d-orbitaal omdat $E_{4s} < E_{3d}$ [19](#page=19) [20](#page=20). 3. **Regel van Hund:** Bij het opvullen van orbitalen met gelijke energie (bv. de drie 2p-orbitalen of de vijf 3d-orbitalen) worden eerst alle orbitalen individueel bezet met elektronen met parallelle spin, alvorens te beginnen met het koppelen van elektronen met tegengestelde spin [21](#page=21). * **Valentie-elektronen en octet:** * Valentie-elektronen zijn de elektronen op de buitenste schil [22](#page=22). * Een octet verwijst naar een stabiele configuratie met acht elektronen op de buitenste schil (meestal $ns^2 np^6$). Elementen met vergelijkbare elektronenconfiguraties in hun buitenste schil vertonen gelijkaardige chemische eigenschappen en staan onder elkaar in het periodiek systeem [22](#page=22). * **Specifieke periodes en elementen:** * In periode 4 wordt het 3d-orbitaal pas opgevuld na het 4s-orbitaal. De elementen waarbij dit gebeurt, worden overgangsmetalen (of transitiemetalen) genoemd. De 3d-orbitalen worden in de 4de periode opgevuld, 4d in de 5de, 5d in de 6de en 6d in de 7de periode [24](#page=24). * Lantaniden en actiniden kenmerken zich door de opvulling van de f-orbitalen. Lantaniden vullen de 4f-orbitalen in de 6de periode op, terwijl actiniden de 5f-orbitalen in de 7de periode opvullen [24](#page=24). > **Tip:** Het visualiseren van de opvullingsschema's en de regel van Hund helpt enorm bij het correct opstellen van elektronenconfiguraties. Oefen met voorbeelden zoals Calcium (Ca) en Selenium (Se) [23](#page=23). > **Voorbeeld:** De elektronenconfiguratie van Koolstof (C, Z=6) is $1s^2 2s^2 2p^2$. Volgens de regel van Hund worden de twee elektronen in de 2p-orbitalen elk in een apart 2p-orbitaal geplaatst met parallelle spin [22](#page=22): > > $$ > \begin{array}{ccc} > \mathbf{2p_x} & \mathbf{2p_y} & \mathbf{2p_z} \\ > \uparrow & \uparrow & \phantom{\uparrow} \\ > \end{array} > $$ > **niet:** > $$ > \begin{array}{ccc} > \mathbf{2p_x} & \mathbf{2p_y} & \mathbf{2p_z} \\ > \uparrow\downarrow & \phantom{\uparrow} & \phantom{\uparrow} \\ > \end{array} > $$ > [21](#page=21). --- # Elektronenconfiguratie van elementen De elektronenconfiguratie beschrijft de verdeling van elektronen over de orbitalen van een atoom, waarbij drie fundamentele regels in acht genomen moeten worden [18](#page=18). ### 2.1 Basisprincipes van elektronenconfiguratie #### 2.1.1 Pauli-uitsluitingsprincipe Het Pauli-uitsluitingsprincipe stelt dat elk orbitaal maximaal twee elektronen kan bevatten, en deze elektronen moeten tegengestelde spins hebben. Dit betekent dat een elektron met een 'spin-up' ($m_s = +\frac{1}{2}$) niet in hetzelfde orbitaal kan zitten als een elektron met een 'spin-down' ($m_s = -\frac{1}{2}$). Twee elektronen met tegengestelde spin in hetzelfde orbitaal worden een elektronenpaar of doublet genoemd. Een enkel elektron in een orbitaal wordt een ongepaard elektron of eenzaam elektron genoemd [18](#page=18). #### 2.1.2 Aufbauprincipe Volgens het Aufbauprincipe vullen elektronen eerst de orbitalen met het laagst beschikbare energieniveau op. Het is belangrijk op te merken dat het 4s-orbitaal eerder wordt opgevuld dan het 3d-orbitaal, omdat de energie van het 4s-orbitaal lager is dan die van het 3d-orbitaal ($E_{4s} < E_{3d}$). De algemene volgorde van opvulling van de orbitalen kan worden onthouden met behulp van een opvullingsschema, wat resulteert in de volgende reeks: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s <.... Dit komt overeen met de energie volgorde: $E_{1s} < E_{2s} < E_{2p} < E_{3s} < E_{3p} < E_{4s} < E_{3d} < E_{4p} < E_{5s} < \dots$ [19](#page=19) [20](#page=20). > **Tip:** Gebruik het opvullingsschema om de juiste volgorde van orbitalen te onthouden. Dit is cruciaal voor het correct bepalen van de elektronenconfiguratie. #### 2.1.3 Regel van Hund De Regel van Hund is van toepassing wanneer elektronen worden toegevoegd aan orbitalen met dezelfde energie, zoals de drie 2p-orbitalen of de vijf 3d-orbitalen. Volgens deze regel worden de orbitalen eerst allemaal individueel opgevuld met elektronen die parallelle spin hebben. Pas daarna worden de tweede elektronen toegevoegd aan de reeds bezette orbitalen. De regel garandeert de grootst mogelijke spreiding van elektronen en dus de grootst mogelijke totale spin [21](#page=21). > **Voorbeeld:** Bij het opvullen van de 2p-orbitalen voor koolstof (C, Z=6), worden de drie beschikbare 2p-orbitalen eerst elk bezet met één elektron met parallelle spin, voordat het vierde elektron (het tweede in een 2p-orbitaal) wordt toegevoegd [21](#page=21) [22](#page=22). ### 2.2 Terminologie en voorbeelden van elektronenconfiguraties * **Valentie-elektronen**: Dit zijn de elektronen die zich in de buitenste schil van een atoom bevinden [22](#page=22). * **Octet**: Een octet bestaat uit acht elektronen op de buitenste schil, typisch met een configuratie van...s²...p⁶ [22](#page=22). * Elementen met een identieke elektronenconfiguratie op hun buitenste schil vertonen vergelijkbare chemische eigenschappen en worden onder elkaar in het periodiek systeem geplaatst [22](#page=22). Hieronder staat een tabel met voorbeelden van elektronenconfiguraties voor de eerste elementen: | Element | Z | Configuratie | 1s | 2s | 2p | 3s | 3p | | :------ | :- | :--------------------------------- | :-: | :-: | :------- | :-: | :------- | | H | 1 | $1s^1$ |  | | | | | | He | 2 | $1s^2$ |  | | | | | | Li | 3 | $1s^2 2s^1$ |  |  | | | | | Be | 4 | $1s^2 2s^2$ |  |  | | | | | B | 5 | $1s^2 2s^2 2p^1$ |  |  |  | | | | C | 6 | $1s^2 2s^2 2p^2$ |  |  |   | | | | N | 7 | $1s^2 2s^2 2p^3$ |  |  |    | | | | O | 8 | $1s^2 2s^2 2p^4$ |  |  |    | | | | Ne | 10 | $1s^2 2s^2 2p^6$ |  |  |    | | | | Na | 11 | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$ of $[Ne 3s^1$ |  |  |    |  | | #### 2.2.1 Opdrachtvoorbeelden **Opdracht: teken de elektronenconfiguratie van 20Ca en 34Se** * **20Ca**: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2$ [23](#page=23). * **34Se**: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^{10} 4p^4$ [23](#page=23). ### 2.3 Elektronenconfiguratie in Periode 4 en verder #### 2.3.1 Opvulling van d-orbitalen (overgangsmetalen) In periode 4 en de daaropvolgende periodes wordt het 3d-orbitaal pas opgevuld nadat het 4s-orbitaal is opgevuld. Dit fenomeen is kenmerkend voor de overgangsmetalen of transitiemetalen. De 3d-orbitalen worden opgevuld in de 4de periode, de 4d-orbitalen in de 5de periode, de 5d-orbitalen in de 6de periode, en de 6d-orbitalen in de 7de periode [24](#page=24). #### 2.3.2 Opvulling van f-orbitalen (lantaniden en actiniden) De lantaniden worden gekenmerkt door de opvulling van de 4f-orbitalen in de 6de periode. Deze groep elementen wordt ook wel "zeldzame aardmetalen" genoemd en vertonen sterk gelijkende eigenschappen. De actiniden daarentegen worden gevormd door de opvulling van de 5f-orbitalen in de 7de periode. Deze elementen zijn radioactief en grotendeels kunstmatig [24](#page=24). --- # Het periodiek systeem der elementen (PSE) en periodieke eigenschappen Dit deel verklaart hoe de elektronenconfiguratie van elementen hun plaats in het periodiek systeem bepaalt en hoe deze rangschikking correleert met periodieke atomaire eigenschappen zoals atoomstraal, ionisatie-energie en elektronegativiteit [2](#page=2). ### 2.5.1 Verband tussen rangschikking en elektronenconfiguratie De elektronenconfiguratie van een element bepaalt zijn positie in het periodiek systeem. Elementen zijn gerangschikt volgens oplopend atoomnummer (Z) [25](#page=25). * **Groepen (verticaal):** Elementen in dezelfde groep vertonen analoge chemische eigenschappen [25](#page=25). * **Perioden (horizontaal):** Een nieuwe periode start wanneer een nieuwe elektronenschil wordt opgevuld [25](#page=25). * **Blokken (s, p, d, f):** Deze classificatie is gebaseerd op de laatste gevulde subschil die ten minste één elektron bevat [25](#page=25). De hoofdgroepen (a-groepen) worden aangeduid met Romeinse cijfers, die het aantal valentie-elektronen aangeven [25](#page=25). * **s-Reeks (Groepen Ia en IIa):** Het laatste elektron komt in een s-orbitaal terecht [25](#page=25). * Groep Ia: valentie-elektronenconfiguratie $s^1$ [26](#page=26). * Groep IIa: valentie-elektronenconfiguratie $s^2$ [26](#page=26). * **p-Reeks (Groepen IIIa tot VIIIa):** Het laatste elektron komt in een p-orbitaal terecht [25](#page=25). * Groep IIIa: $s^2p^1$ [26](#page=26). * Groep IVa: $s^2p^2$ [26](#page=26). * Groep Va: $s^2p^3$ [26](#page=26). * Groep VIa: $s^2p^4$ [26](#page=26). * Groep VIIa: $s^2p^5$ [26](#page=26). * Groep VIIIa (edelgassen): $s^2p^6$, ook wel octetstructuur of edelgasconfiguratie genoemd, wat zorgt voor chemische inertie. Helium (He) is een uitzondering met configuratie $1s^2$, wat ook zeer stabiel is [25](#page=25) [26](#page=26). De nevengroepen of b-groepen (transitiemetalen) kenmerken zich door het opvullen van de d-orbitalen van de voorlaatste schil. Bij deze elementen kan het aantal elektronen in de buitenste schil variëren, ook binnen dezelfde groep [27](#page=27). De c-groepen omvatten de lanthaniden en actiniden, waarbij de f-orbitalen van de op één na buitenste schil worden opgevuld. Deze elementen zijn chemisch moeilijk te onderscheiden [27](#page=27). #### 2.5.2 Inversie Inversie zijn uitzonderingen op de normale opvulregels van orbitalen, waarbij het energetisch gunstiger is om een d-orbitaal halfvol of volledig te hebben [29](#page=29) [30](#page=30). * **Voorbeeld van inversie bij chroom (Cr):** * Verwacht: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^4$ [29](#page=29). * Gunstiger: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1 3d^5$. Een halfgevuld d-orbitaal is energetisch stabieler dan een volledig gevuld s-orbitaal en een niet-halfgevuld d-orbitaal [29](#page=29). * **Voorbeeld van inversie bij koper (Cu):** * Verwacht: $[Ar 4s^2 3d^9$ [30](#page=30). * Gunstiger: $[Ar 4s^1 3d^{10}$. Een volledig gevuld d-orbitaal is energetisch stabieler [30](#page=30). ### 2.5.3 Verband tussen periodiciteit en atomaire eigenschappen De periodieke rangschikking van elementen hangt samen met hun periodieke atomaire eigenschappen [32](#page=32). 1. **Atoomstraal of atoomvolume** * **Definitie voor metalen:** De helft van de afstand tussen de kernen van twee naburige atomen in een metaalrooster in vaste toestand [32](#page=32). * **Definitie voor niet-metalen (of metalloïden):** De helft van de afstand tussen de kernen van twee atomen verbonden door een covalente binding [32](#page=32). * **Trends:** * **Binnen een groep:** De atoomstraal neemt toe van boven naar beneden omdat het aantal schillen toeneemt [33](#page=33). * **Binnen een periode:** De atoomstraal neemt af van links naar rechts doordat de atoomkernlading (en dus de effectieve kernlading, $Z_{eff}$) toeneemt, terwijl het aantal schillen gelijk blijft [33](#page=33). * **Bij b-groepen:** De verandering in atoomstraal is minder uitgesproken door de afscherming van de kernlading door d-orbitalen [33](#page=33). 2. **Ionstraal** * Atomen kunnen ionen vormen door elektronen op te nemen of af te geven. De afstand tussen atoomkernen in een kristalrooster kan experimenteel bepaald worden en is ongeveer gelijk aan de som van de ionstralen [34](#page=34). * **Trends:** * **Binnen een groep:** De ionstraal neemt toe met het aantal schillen [35](#page=35). * **Binnen een periode:** De ionstraal neemt af met toenemende Z omdat het aantal elektronen gelijk blijft [35](#page=35). * **Positieve ionen:** Zijn kleiner dan de overeenkomstige neutrale atomen [35](#page=35). * **Negatieve ionen:** Zijn groter dan de overeenkomstige neutrale atomen [35](#page=35). * **Bij transitiemetalen:** Het effect is minder uitgesproken en er zijn veel onregelmatigheden [35](#page=35). 3. **Ionisatie-energie (IE)** * **Definitie:** De energie die nodig is om één elektron volledig te verwijderen uit een gasvormig, neutraal atoom. De eenheden zijn eV/atoom of kJ/mol. De reactie is: $X(g) + IE \longrightarrow X^+(g) + e^-$ [36](#page=36). * Een lagere aantrekkingskracht tussen de kern en het elektron resulteert in een lagere IE en maakt het makkelijker om elektronen af te geven [36](#page=36). * **Trends:** * **Binnen een groep:** De IE neemt af van boven naar beneden (als r↑ dan IE↓) [36](#page=36). * **Binnen een periode:** De IE neemt toe van links naar rechts (als $Z_{eff}$↑ en r↓ dan IE↑) [36](#page=36). * **Meerdere ionisatie-energieën:** Voor eenzelfde atoom zijn opeenvolgende ionisatie-energieën (IE1, IE2, IE3, etc.) oplopend: $IE1 < IE2 < IE3 < \dots$. De IE is beduidend hoger voor elektronen van lagere energieniveaus of bij een edelgasconfiguratie [37](#page=37). * **Onregelmatigheden:** Deze zijn te verklaren door de extra stabiliteit van volledig of half gevulde orbitalen (bv. $IE_{Be} > IE_B$, $IE_N > IE_O$) [38](#page=38). * **Samenvatting:** Niet-metalen hebben een hoge IE (geven moeilijk elektronen af), metalen hebben een lage IE (geven gemakkelijk elektronen af), en edelgassen hebben een zeer hoge IE [39](#page=39). 4. **Elektronenaffiniteit (EA)** * **Definitie:** De energie die vrijkomt wanneer aan een gasvormig, neutraal atoom één elektron wordt toegevoegd. Het proces is exotherm (EA < 0). De reactie is: $X(g) + e^- \longrightarrow X^-(g) + EA$ [40](#page=40). * Een grotere EA (in absolute waarde) betekent dat een elektron gemakkelijker wordt opgenomen [40](#page=40). * **Trends:** * **Binnen een groep:** De EA neemt af van boven naar beneden (als r↑ dan EA↓) [40](#page=40). * **Binnen een periode:** De EA neemt toe van links naar rechts (als $Z_{eff}$↑ en r↓ dan EA↑) [40](#page=40). * **Onregelmatigheden:** Kunnen optreden door volledig of half gevulde subniveaus [40](#page=40). * **Tweede elektronenaffiniteit (EA2):** Deze is positief (kost energie) omdat het toevoegen van een tweede elektron plaatsvindt in een reeds negatief geladen ion, wat afstoting veroorzaakt [41](#page=41). * **Samenvatting:** Niet-metalen hebben een grote EA (nemen gemakkelijk elektronen op), metalen hebben een kleine EA (nemen niet gemakkelijk elektronen op), en edelgassen hebben een positieve EA (opname van een elektron kost energie) [41](#page=41). 5. **Elektronegativiteit (EN)** * **Definitie:** Een getal dat aangeeft in welke mate een atoom gebonden elektronen in een chemische binding naar zich toe trekt [42](#page=42). * Wordt uitgedrukt op een schaal van 0 tot 4 (Linus Pauling schaal) [42](#page=42). * Elementen met een hoge elektronenaffiniteit hebben over het algemeen ook een hoge elektronegativiteit [42](#page=42). * **Trends:** * **Binnen een groep:** De EN neemt af van boven naar beneden (als r↑ dan EN↓) [42](#page=42). * **Binnen een periode:** De EN neemt toe van links naar rechts (als $Z_{eff}$↑ en r↓ dan EN↑) [42](#page=42). * Elementen met een lage EN vormen gemakkelijk positieve ionen (bv. alkalimetalen), terwijl elementen met een hoge EN gemakkelijk negatieve ionen vormen (bv. halogenen) [42](#page=42). 6. **Metaal- en niet-metaalkarakter** * **Metaalkarakter:** De neiging om positieve ionen te vormen. Dit is vooral aanwezig bij elementen met lage ionisatie-energie en lage elektronegativiteit (elektropositieve elementen), typisch linksonder in het PSE [43](#page=43) [44](#page=44). * **Niet-metaalkarakter:** De neiging om negatieve ionen te vormen. Dit is vooral aanwezig bij elementen met hoge ionisatie-energie en hoge elektronegativiteit (elektronegative elementen), typisch rechtsboven in het PSE [43](#page=43) [44](#page=44). * **Overgangselementen (metalloïden/semi-metalen):** Vertonen zowel metaal- als niet-metaaleigenschappen en zijn vaak halfgeleiders en hebben amfotere oxiden [43](#page=43). --- ## Veelgemaakte fouten om te vermijden - Bestudeer alle onderwerpen grondig voor examens - Let op formules en belangrijke definities - Oefen met de voorbeelden in elke sectie - Memoriseer niet zonder de onderliggende concepten te begrijpen

| Term | Definition | |------|------------| | Atoommodel van Bohr | Een vroeg model dat stelt dat elektronen in welbepaalde cirkelvormige banen of schillen rond de atoomkern bewegen, elk met een specifieke potentiële energie. | | Postulaat | Een fundamentele aanname die niet bewezen hoeft te worden, maar als basis dient voor een theorie. In het atoommodel van Bohr zijn dit de basisprincipes over elektronengedrag. | | Energieniveau | Een specifiek energieniveau dat een elektron kan bezitten binnen een atoom. Elektronen bevinden zich op deze niveaus, die corresponderen met bepaalde banen of orbitalen. | | Excitatie | Het proces waarbij een elektron energie opneemt en naar een hoger energieniveau springt, waardoor het atoom in een aangeslagen toestand komt. | | Lijnenspectrum (emissiespectrum) | Een spectrum dat bestaat uit discrete lijnen van specifieke golflengtes, wat wordt veroorzaakt door de emissie van fotonen wanneer aangeslagen atomen terugvallen naar een lager energieniveau. | | Hoofdkwantumgetal (n) | Een getal dat het energieniveau en de gemiddelde afstand van een elektron tot de kern aangeeft. Het nummer van de schil (K, L, M, etc.) komt overeen met het hoofdkwantumgetal. | | Valentie-elektronen | De elektronen in de buitenste schil van een atoom, die verantwoordelijk zijn voor de chemische eigenschappen en bindingen van het element. | | Octet | Een stabiele elektronenconfiguratie waarbij de buitenste schil van een atoom acht elektronen bevat, wat kenmerkend is voor edelgassen. | | Atoommodel van Sommerfeld | Een uitbreiding op het model van Bohr, waarbij elektronen binnen een schil verschillende energieniveaus kunnen hebben (subschillen) en naast cirkelvormige ook ellipsvormige banen mogelijk zijn. | | Subschil | Een onderverdeling binnen een hoofdenergieschil, bestaande uit orbitalen van vergelijkbare energie. De subschillen worden aangeduid met letters zoals s, p, d, en f. | | Orbitaal | Een driedimensionale ruimte rond de atoomkern waarbinnen de waarschijnlijkheid om een elektron aan te treffen het grootst is. Orbitalen hebben specifieke vormen (bolvormig, haltervormig, etc.) en energieën. | | Golfmechanisch atoommodel | Een modern atoommodel gebaseerd op de kwantummechanica, dat de golf- en deeltjeskenmerken van elektronen beschrijft en de positie van elektronen niet exact, maar als waarschijnlijkheidsdichtheid (orbitaal) weergeeft. | | Schrödingervergelijking | Een fundamentele vergelijking in de kwantummechanica die het gedrag van kwantumdeeltjes, zoals elektronen, beschrijft in termen van golffuncties. | | Waarschijnlijkheidsdichtheid (orbitaal) | Het kwadraat van de golffunctie ($\Psi^2$), wat de kans aangeeft om een elektron op een bepaalde plaats en tijd aan te treffen. Dit vormt de basis voor het concept van orbitalen. | | Elektronenconfiguratie | De specifieke rangschikking van elektronen in de verschillende orbitalen en energieniveaus van een atoom, die de chemische eigenschappen bepaalt. | | Pauli-uitsluitingsprincipe | Een principe dat stelt dat geen twee identieke fermionen (zoals elektronen) in een atoom dezelfde kwantumtoestand kunnen bezetten; in de praktijk betekent dit dat een orbitaal maximaal twee elektronen kan bevatten met tegengestelde spin. | | Aufbauprincipe | Het principe dat stelt dat elektronen eerst de laagst beschikbare energieniveaus bezetten voordat ze hogere niveaus innemen. | | Regel van Hund | Een regel die stelt dat bij het opvullen van orbitalen met dezelfde energie, de elektronen eerst individueel in elk orbitaal met parallelle spin gaan zitten voordat ze gepaard worden. | | Ion | Een atoom of molecuul dat een elektrische lading heeft gekregen door het winnen of verliezen van een of meer elektronen. Een positief ion (kation) heeft elektronen verloren, een negatief ion (anion) heeft elektronen gewonnen. | | Ionisatie-energie (IE) | De minimale energie die nodig is om één elektron volledig te verwijderen uit een gasvormig neutraal atoom of ion. | | Elektronenaffiniteit (EA) | De energie die vrijkomt of wordt opgenomen wanneer een elektron wordt toegevoegd aan een gasvormig neutraal atoom om een negatief ion te vormen. | | Elektronegativiteit (EN) | Een maat voor de neiging van een atoomatoom om elektronen naar zich toe te trekken in een chemische binding. | | Metaalkarakter | De eigenschap van een element om zich te gedragen als een metaal, gekenmerkt door het gemakkelijk afstaan van elektronen en het vormen van positieve ionen. | | Niet-metaalkarakter | De eigenschap van een element om zich te gedragen als een niet-metaal, gekenmerkt door het gemakkelijk opnemen van elektronen en het vormen van negatieve ionen. | | Periodiek Systeem der Elementen (PSE) | Een tabel waarin elementen zijn gerangschikt op basis van hun atoomnummer, elektronenconfiguratie en herhalende chemische eigenschappen. | | Groepen (verticaal) | Kolommen in het PSE die elementen met vergelijkbare chemische eigenschappen bevatten, meestal door een vergelijkbaar aantal valentie-elektronen. | | Perioden (horizontaal) | Rijen in het PSE die elementen bevatten met hetzelfde aantal gevulde elektronenschillen. | | s-, p-, d-, f-blokken | Delen van het PSE die corresponderen met het subniveau (s, p, d, of f) waarin het laatste elektron van een element wordt geplaatst. | | Inversie | Een uitzondering op de normale opvulregels van orbitalen, waarbij het energetisch gunstiger is om een orbitaal (zoals een d-orbitaal) halfvol of volledig te vullen, zelfs als dit betekent dat een orbitaal met een hogere hoofdenergieniveau nog niet is opgevuld. |