chemische binding 1

De elektronenconfiguratie van de elektronen rond de atoomkern beschrijft in welke banen de elektronen zich bevinden rond het atoom. Het woord 'baan' moet hier echter met een korreltje zout genomen worden omdat het elektron zich ook als een golfverschijnsel gedraagt: de baan is meer een staand golfpatroon met buiken en knopen. Voor iedere baan beschrijft een wiskundige formule de waarschijnlijkheid om het elektron ergens aan te treffen. Elke baan heeft een bepaald energieniveau ten opzichte van de kern. In het algemeen geldt: hoe verder van de kern, hoe hoger het energieniveau, maar de elektronen beïnvloeden ook elkaar omdat zij geladen deeltjes zijn. Grofweg worden de binnenste banen het eerst opgevuld maar door de onderlinge afstoting zijn daar uitzonderingen op.

De banen kunnen onderverdeeld worden in een aantal schillen en subschillen, die genummerd kunnen worden met hun kwantumgetallen.

Ø het hoofdkwantumgetal n, een hoofdverdeling van de energieniveaus, de (hoofd)schillen genoemd. Deze hoofdschillen worden genummerd van 1 tot 7, van de kern naar buiten toe. Deze hoofdschillen worden wel respectievelijk met de letters K, L, M, N, O, P, Q, enz. aangeduid. Deze namen worden vooral nog veel gebruikt bij röntgenstraling, om aan te geven welke binnenschillen betrokken zijn bij de elektronische overgang die de straling veroorzaakt.

Ø het nevenkwantumgetal l (kleine L), de hoekimpuls, verdeelt de (hoofd)schillen in subschillen. De subschillen worden aangegeven door een letter uit de reeks s,p,d,f,g,h,i,j,k,... toe te voegen aan het hoofkwantumgetal n. Voor een hoofkwantumgetal n kan l de waarden 0,1,2,..,n-1 bezitten.

Ø het magnetische kwantumgetal m, verdeelt iedere subschil in 2 * l + 1 banen, m loopt van van - l tot + l. (In deze formule is l, het nevenkwantumgetal 0 tot 7, een kleine letter L).

Ø Tenslotte is er nog het spin kwantumgetal s van het elektron zelf, naast deze drie baan-kwantumgetallen . Dit getal is s=1/2 en heeft een magnetisch spinkwantumgetal met twee waarden: -1/2 en + 1/2 (spin up en spin down)

Twee elektronen moeten altijd minstens in één van hun kwantumgetallen verschillen. In iedere baan kunnen zich daarom twee elektronen bevinden, met tegengestelde spin.

Er komt steeds een subschil bij, naarmate n verhoogt: voor n=1 is er één subschil (1s), voor n=2 zijn er twee (2s en 2p), voor n=3 zijn er drie subschillen (3s,3p,3d) en zo voorts. Dit is gebaseerd op het atoommodel van Sommerfeld.

Sommerfeld verbeterde het atoommodel van Bohr dat geen sluitende verklaring voor spectra van atomen met meer dan één elektron gaf: het atoommodel van Sommerfeld.

Vele van de spectraallijntjes zouden bestaan uit meerdere, zeer dicht bij elkaar liggende lijntjes. Dit leidde tot de invoering van nog meer energieniveaus.

Sommerfeld stelde voor dat een elektronenschil of hoofdenergieniveau samengesteld is uit subniveaus.

Ø Het aantal subniveaus in een hoofdschil is gelijk aan het nummer van die hoofdschil (max. 4 subniveaus).

Ø De subniveaus worden s-, p-, d- en f-subniveaus genoemd met respectievelijk een maximale elektronenbezetting van 2, 6, 10 en 14, voorgesteld als s², p⁶, d¹⁰ en f¹⁴

De elektronen in de schillen met lage n waarde worden de binnenelektronen genoemd. De buitenste elektronen bepalen de chemische eigenschappen van het atoom.

Het beeld dat in dit artikel geschetst wordt, dat de elektronen zich in (sub)schillen rond de atoomkernen bevinden is een benadering die men zich maakt van de zeer moeilijk te begrijpen beschrijving op grond van de theorie van de kwantummechanica. De elektronen hebben elk een waarschijnlijkheidverdeling van de plaats waar ze zich werkelijk bevinden. Deze verdeling wordt beschreven met een golffunctie. Die golffunctie is niet zozeer een schil, maar heeft wel een bepaalde vorm. Het elektron heeft in feite een uitgestrekt gebied waar het zich kan bevinden (zie het waarschijnlijkheidsprincipe van Heisenberg).

De vorm van de golffunctie is verschillend voor de aanduiding s,p,d etc. Door het uitsluitingsprincipe van Pauli kunnen geen elektronen naast elkaar bestaan met exact dezelfde golffunctie. Door de eigenschap spin (golfmechanica) van het elektron kunnen er wel twee elektronen zich bevinden in de subschil s. Namelijk het elektron met spin up en het andere elektron met spin down. Dit geldt voor iedere schil op het laagste niveau: de 'magnetische' subschil.

De schillen worden opgevuld met elektronen, naarmate het atoom zwaarder (meer elektronen heeft) is. Hierbij wordt door de elektronen steeds de laagste energietoestand aangenomen. Hierdoor wordt meestal een dichter tegen de kern gelegen schil volledig opgevuld, voordat een elektron plaats neemt op een schil dat verder van de kern gelegen is.

Voor elke rij elementen worden alleen de nieuwe schillen vermeld, alle schillen uit de bovenliggende rijen zijn geheel gevuld (denk er de elektronenconfiguraties van de meest rechtse elementen -de edelgassen- uit alle bovenliggende rijen bij).

Voorbeeld: de volledige elektronenconfiguratie van broom (symbool Br) is 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵. Meestal worden de compleet gevulde schillen uit bovenliggende rijen van het systeem vervangen door het symbool van het edelgas uit de vorige rij. De elektronenconfiguratie van broom wordt dan aangegeven als [Ar] 4s²3d¹⁰4p⁵.

In onderstaande tabel wordt het aantal elektronen per subschil, per schil, en voor het volledige atoom gegeven. Dit is slechts een theoretisch maximum aantal elektronen, want voor de bekende elementen zijn niet alle subschillen volledig bezet.

De eerste kolom is het kwantumgetal n: 1 tot 7. De tweede kolom is de oude benaming van de schil: K to Q.

De subschillen in vet (bold) : 7d,7f,7g,7h,7i en 6f,6g,6h en 5g) raken nooit vol in de grondtoestand omdat er maar zo'n 100 elementen zijn. Daardoor zullen de 5 de, 6de en 7 de schil nooit vol geraken, en zal het theoretische maximum aantal elektronen voor het kwantumgetal n=5, 6, en 7 nooit behaald worden. (Daarom zijn deze waarden ook in vet -bold- weergegeven.)

De volgorde waarin zij als functie van het atoomnummer opgevuld worden wijkt af, in die zin dat de 4s elektronen eerder gevuld worden dan de 3d elektronen. Hoewel de periodenummers van het periodiek systeem verband houden met het kwantumgetal n zijn ze daarom niet gelijk.

Dergelijke overkruisingen zijn het gevolg van steeds kleiner wordende energieverschillen tussen twee opeenvolgende hoofdschillen. Het laagste energieniveau van een bepaalde hoofdschil kan dus energetisch gunstiger liggen dan het hoogste energieniveau van een voorafgaande hoofdschil.

De tabel lees je startend met 1s en dan 2s en daarna volg je de schuinlopende diagonaal van rechtsboven naar linksonder beginnend bij 2s:

Groep

Periode

1

_1s

H
₁

He
₂

2

_{2s

2p}

Li
₁

Be
₂

B
_{2

1}

C
_{2

2}

N
_{2

3}

O
_{2

4}

F
_{2

5}

Ne
_{2

6}

3

_{3s

3p}

Na
₁

Mg
₂

Al
_{2

1}

Si
_{2

2}

P
_{2

3}

S
_{2

4}

Cl
_{2

5}

Ar
_{2

6}

4

_{4s

3d

4p}

K
₁

Ca
₂

Sc
_{2

1}

Ti
_{2

2}

V
_{2

3}

Cr
_{1

5}

Mn
_{2

5}

Fe
_{2

6}

Co
_{2

7}

Ni
_{2

8}

Cu
_{1

10}

Zn
_{2

10}

Ga
_{2

10

1}

Ge
_{2

10

2}

As
_{2

10

3}

Se
_{2

10

4}

Br
_{2

10

5}

Kr
_{2

10

6}

5

_{5s

4d

5p}

Rb
₁

Sr
₂

Y
_{2

1}

Zr
_{2

2}

Nb
_{1

4}

Mo
_{2

4}

(43)

Tc
_{2

5}

Ru
_{2

6}

Rh
_{2

7}

Pd
_{0

10}

Ag
_{1

10}

Cd
_{2

10}

In
_{2

10

1}

Sn
_{2

10

2}

Sb
_{2

10

3}

Te
_{2

10

4}

I
_{2

10

5}

Xe
_{2

10

6}

6

_{6s

4f

5d

6p}

Cs
₁

Ba
₂

Hf
_{2

14

2}

Ta
_{2

14

3}

W
_{2

14

4}

Re
_{2

14

5}

Os
_{2

14

6}

Ir
_{2

14

7}

Pt
_{2

14

8}

Au
_{2

14

9}

Hg
_{2

14

10}

Tl
_{2

14

10

1}

Pb
_{2

14

10

2}

Bi
_{2

14

10

3}

Po
_{2

14

10

4}

At
_{2

14

10

5}

Rn
_{2

14

10

6}

7

_{7s

5f

6d

7p}

Fr
₁

Ra
₂

(104)

Rf
_{2

14

2}

(105)

Db
_{2

14

3}

(106)

Sg
_{2

14

4}

(107)

Bh
_{2

14

5}

(108)

Hs
_{2

14

6}

(109)

Mt
_{2

14

7}

(110)

Ds
_{2

14

8}

(111)

Rg
_{2

14

9}

(112)

Uub
_{2

14

10}

Lanthaniden *

_{6s

4f

5d}

La
_{2

1}

Ce
_{2

2

0}

Pr
_{2

3

0}

Nd
_{2

4

0}

(61)

Pm
_{2

5

0}

Sm
_{2

6

0}

Eu
_{2

7

0}

Gd
_{2

7

1}

Tb
_{2

9

0}

Dy
_{2

10

0}

Ho
_{2

11

0}

Er
_{2

12

0}

Tm
_{2

13

0}

Yb
_{2

14

0}

Lu
_{2

14

1}

Actiniden **

_{7s

5f

6d}

Ac
_{2

1}

Th
_{2

0

2}

Pa
_{2

2

1}

U
_{2

3

1}

(93)

Np
_{2

4

1}

(94)

Pu
_{2

6

0}

(95)

Am
_{2

7

0}

(96)

Cm
_{2

7

1}

(97)

Bk
_{2

9

0}

(98)

Cf
_{2

10

0}

(99)

Es
_{2

11

0}

(100)

Fm
_{2

12

0}

(101)

Md
_{2

13

0}

(102)

No
_{2

14

0}

(103)

Lr
_{2

14

1}

Met toenemend atoomnummer worden de schillen en subschillen op een vrij regelmatige wijze opgevuld: eerst 1s dan 2s,2p,3s en 3p, maar dan volgt eerst 4s voordat 3d opgevuld wordt. Ook daarin is weer een kleine onregelmatigheid. Koper bijvoorbeeld heeft 3d¹⁰4s¹ in plaats van 3d⁹4s². De reden voor deze onregelmatigheden is dat er niet alleen een wisselwerking is tussen de positieve kern en het toegevoegde elektron, maar ook afstoting tussen alle aanwezige elektronen. Omdat de s, p en d functies allemaal een andere vorm hebben is de manier waarop het ene elektron het andere afschermt van de kern afhankelijk van welke baan er opgevuld wordt. Het resultaat van dit veel-lichamen probleem is dat de energieën van de verschillende banen een beetje zijn zoals een touwladder van elastiek: zet je voet erop en alle afstanden worden een beetje anders.

Het zelfde probleem doet zich voor bij het vormen van ionen. Bijvoorbeeld als mangaan (3d⁵4s²) oplost in water vormt het Mn²⁺ ionen die een configuratie 3d⁵ hebben. Hoewel de 4s² elektronen eerder in de periode opgevuld worden dan de 3d zijn zij degenen die afgestaan worden bij de oxidatie tot Mn²⁺. De hogere lading van het ion gooit de volgorde van de energieën een beetje door elkaar.

Hierbij speelt nog een extra factor een rol: bij 3d⁵ is de d-subschil precies halfgevuld en dat verleent extra stabiliteit, mits alle spins parallel gezet worden. De spinparingsenergie is een naar verhouding kleine term maar hij kan wel de doorslag geven en een bepaalde configuratie stabiel maken.

Deze geeft de mogelijkheid de verdeling over de verschillende magnetische schillen aan te duiden, en de aanwezigheid van een spin-up en/of een spin-down elektron in een magnetische schil. Dit is niet mogelijk in de onderaan aanwezige "Periodiek Systeem der Elementen" (Het is moeilijk deze tabel hiervoor aan te passen: een subschil met 14 elektronen moet verdeeld worden in 7 rechthoekjes met ieder 2 pijltjes (of meer rechthoekjes als elke magnetische schil geen twee spins heeft.)

Hierbij valt op dat de twee spinnen in een magnetische schil niet opgevuld moeten zijn, voordat een volgende magnetische schil een elektron krijgt (Stikstof en Zuurstof).

Tabel van Mendelejev/Tabel met verkorte benoeming van de elektronenconfiguratie

De kolom "Oxidatietoestanden" geeft de mogelijke valenties bij verbindingen. De opgave is niet volledig. De edelgassen bijvoorbeeld hebben een oxidatiestaat van 0, maar van Xenon en Krypton zijn verbindingen bekend.

Bij het klikken op de volgende link zie je een tabel met de electronenconfiguraties en valenties van de atomen.
electronenconfiguraties en valenties

De banen van de elektronen worden beschreven door wiskundige formules: de golffuncties.

De golfmechanica of kwantummechanica gaat uit van het idee dat golven en deeltjes twee verschijningsvormen van hetzelfde fenomeen zijn. Aan een deeltje met massa m en snelheid v wordt een golflengte toegekend van λ = h/mv. Het deeltje heeft dus ook eigenschappen die kenmerkend voor een golf zijn.

Dit heeft belangrijke gevolgen voor de opbouw van een atoom. Wanneer een golfbeweging ingevangen wordt in een beperkte ruimte, bijvoorbeeld een trilling op een snaar van een gitaar of in de luchtkolom van een fluit, ontstaat er altijd een beperkt aantal staande trillingswijzen. Deze worden meestal harmonischen genoemd. Ook op het trillingsvlies van een trom zijn maar een beperkt aantal trillingswijzen mogelijk met een bepaald patroon van buiken en knopen. Als een elektron met zijn negatieve lading ingevangen wordt rond de positieve kern gebeurt in feite hetzelfde. Het elektron kan kiezen uit een beperkt aantal trillingswijzen.

Deze kunnen beschreven worden met golffuncties, die gerangschikt worden naar hun patroon van buiken en knopen:

(Er zijn nog hogere functies die met g,h,i,j, enz aangegeven worden, maar zij zijn minder belangrijk voor de atoomopbouw.)

Ook s-functies kunnen knopen hebben maar zij zijn bolvormig in plaats van vlak, zoals de schillen van een ui. Zo heeft de 1s functie geen knoopvlak, 2s één, 3s twee, 4s drie, in het algemeen ns heeft er n-1. Dit is vergelijkbaar met de boventonen op een snaar. Het getal n in ns wordt het hoofdquantumgetal genoemd.

Een p-functie is pas mogelijk vanaf n=2, een d-functie vanaf n=3 enz. Dit betekent dat de volgende golffuncties beschikbaar zijn.:

Elektronen zijn fermionen, dit zijn deeltjes met een halftallige spin, die de eigenschappen hebben dat er altijd maar één deeltje de zelfde totale golffunctie kan bezitten. De spin van een elektron is s=1/2 en dat betekent dat het elektron in twee spintoestanden kan voorkomen: spin op en spin neer. Omdat dit de totale golffunctie verschillend maakt, passen er twee elektronen in één trillingswijze rond de kern van het atoom. Dat wil zeggen dat er bijvoorbeeld 2*7 =14 elektronen in de 4f functies passen.

Op zich kunnen elektronen zich op vele wijzen over de beschikbare golffuncties van een atoom verdelen. Bijvoorbeeld een lithium atoom heeft drie elektronen. Zij zouden bijvoorbeeld in een 1s, een 2p en een 4f functie kunnen zitten. Die elektronen configuratie zou dan geschreven worden als 1s¹2p¹4f¹. Echter deze verdeling is niet de verdeling die de laagste energie heeft. Dat is de configuratie 1s²2s¹, waarin twee elektronen in de 1s functie zitten (met tegengestelde spin!) en één in de 2s functie. Deze toestand wordt de grondtoestand genoemd. Enige andere configuratie is een aangeslagen toestand die spontaan onder uitzending van zijn overtollige energie in de vorm van een foton zal terugvallen naar de grondtoestand. Meestal duurt dat maar fracties van een seconde. Meestal hebben we dus te maken met de configuratie van de grondtoestand.

De elektronenconfiguratie (van de grondtoestand) bepaalt in grote mate de chemische eigenschappen van het atoom. Het periodiek systeem weerspiegelt de manier waarop de golffuncties worden opgevuld met toenemend atoomnummer, dat wil zeggen met toenemen van het aantal elektronen in de wolk rond de kern. Meestal zijn alleen de buitenste paar elektronen betrokken bij de chemische eigenschappen van het element.

Het uitsluitingsprincipe van Pauli is een kwantummechanisch principe dat stelt dat twee identieke fermionen niet dezelfde kwantumtoestand mogen bezetten. Het principe is geformuleerd door Wolfgang Pauli in 1925 en wordt ook wel "Uitsluitingsprincipe", "Pauliprincipe" of "Pauliverbod" genoemd.

Het Pauliprincipe geldt alleen voor fermionen, deeltjes die antisymmetrische kwantumtoestanden vormen en halftallige spin hebben. Onder fermionen vallen o.a. protonen, neutronen, de quarks waaruit die bestaan, en elektronen — alle soorten elementaire deeltjes waaruit materie is opgebouwd. Het principe heeft grote invloed op veel van de karakteristieke eigenschappen van materie. Deeltjes als het foton en het graviton gehoorzamen het uitsluitingsprincipe niet, omdat het bosonen zijn (ze vormen symmetrische kwantumtoestanden en hebben heeltallige spin) in plaats van fermionen.

Met informatie over identieke deeltjes in het achterhoofd, kan het principe gemakkelijk afgeleid worden. Fermionen van hetzelfde soort vormen totaal antisymmetrische toestanden, wat in het geval van twee deeltjes betekent dat

Als beide deeltjes dezelfde kwantumtoestand |ψ> bezetten, is de toestand van het hele systeem |ψψ>. Dan

dus komt zo'n toestand niet voor. Dit is te algemeniseren naar het geval van meer dan twee deeltjes.

Het uitsluitingsprincipe speelt een rol in een groot aantal natuurkundige verschijnselen. Een van de belangrijkste, waarvoor het principe oorspronkelijk geformuleerd is, is de elektronenschil-structuur van atomen. Een elektrisch neutraal atoom bevat evenveel gebonden elektronen als er protonen in de kern zitten. Aangezien elektronen fermionen zijn, verbiedt het uitsluitingsprincipe dat ze dezelfde kwantumtoestand bezetten.

Beschouw bijvoorbeeld een neutraal heliumatoom, dat twee gebonden elektronen heeft. Deze kunnen beide de laagste-energietoestand (1s) bezetten door tegengestelde spins aan te nemen. Dit is niet in tegenspraak met het uitsluitingsprincipe omdat spin een deel is van de kwantumtoestand van het elektron, dus de twee elektronen bezetten verschillende kwantumtoestanden. Spin kan echter slechts twee verschillende waarden (eigenwaarden) aannemen. In een lithiumatoom, dat drie gebonden elektronen bevat, past het derde elektron niet in een 1s-toestand en moet in de hogere energietoestand 2s gaan zitten. Op dezelfde manier maken volgende elementen volgende hogere energieschillen. De chemische eigenschappen van een element hangen grotendeels af van het aantal elektronen in de buitenste schil, wat aanleiding geeft tot het Periodiek systeem der elementen.

Het Pauliprincipe is ook verantwoordelijk voor de stabiliteit van materie op grote schaal. Moleculen kunnen niet willekeurig dicht bij elkaar worden geduwd, omdat de gebonden elektronen in elk molecuul niet dezelfde toestand in een ander molecuul binnen mogen gaan; dit is de reden van de afstotende r^-12-term in de Lennard-Jones-potentiaal. Het Pauliprincipe is de reden dat je niet door de vloer zakt.

De astronomie geeft ons de spectaculairste demonstraties van dit effect, in de vorm van witte dwergen en neutronensterren. In beide objecten worden de normale atoomstructuren verstoord door grote gravitatiekrachten. De deeltjes worden dan alleen nog ondersteund door een "ontaardings druk" geproduceerd door het Pauliprincipe. Deze exotische vorm van materie staat bekend als ontaarde materie. In witte dwergen worden de atomen uit elkaar gehouden door de ontaardingsdruk van de elektronen. In neutronensterren, die nog grotere gravitatiekrachten vertonen, zijn de elektronen met de protonen samengegaan en hebben neutronen gevormd. De neutronen produceren een grotere ontaardingsdruk. Bij zeer extreme ontaardingsdruk zijn neutronen nog verder samen gevormd en vallen verder uit in quarks die tot één grote nucleon vormen, een quarkster.

Dat het werk van Bohr niet helemaal voldoet aan de eisen van het hedendaagse atoommodel is je als het goed is wel bekend. Hedendaags wordt er in de wetenschap dan ook gewerkt met een ander atoommodel. Het betreft het model van de Oostenrijker Erwin Schrödinger (1887-1961).

In zijn model bewegen elektronen niet in cirkelvormige banen om een kern en hoeft het volgens de theorie van Maxwell ook niet continu straling uit te zenden. Met als gevolg, dat het ook geen kinetische energie hoeft te verliezen. Schrödinger spreekt niet van cirkelvormige banen, maar van gebieden waar elektronen om de kern met een bepaalde waarschijnlijkheid voorkomen. Deze waarschijnlijkheidsgebieden heten orbitalen en worden mathematisch beschreven met de Schrödinger vergelijking.

H = Hamiltoniaan, een zogenaamde mathematische operator (vraag evt. je wiskundedocent voor uitleg hierover als je dat leuk lijkt)

De waarschijnlijkheid van een elektron om ergens aan te treffen is evenredig met het kwadraat van zijn golffunctie. Deze formule is dermate ingewikkeld, dat je hem zeker niet hoeft te kennen. Op een andere pagina van mijn website wordt hij uitvoerig beschreven.

Naast de s- en p-orbitalen zijn er ook nog andere orbitalen. Het betreffen de d- en f-orbitalen, deze zijn echter heel erg ingewikkeld. De verschillende orbitalen bevinden zich in zogenaamde hoofdenergieniveau’s.

Deze niveau’s worden ook wel eens schillen genoemd, niet te verwarren met de schillen zoals voorgesteld bij Bohr. De schillen van Schrödinger hebben allemaal een letter. Per schil (dus per letter) komen 1 of meer orbitalen voor. Tevens krijgt elke schil ook een getal, dit vindt op dezelfde manier plaats als bij Bohr. Zie onderstaande tabel voor een overzichtelijke weergave.

In elk orbitaal kunnen zich maximaal 2 elektronen bevinden. Waarom bevinden zich in een p-orbitaal dan 6 elektronen? Een p-orbitaal is weer onderverdeeld in 3 aparte orbitalen (x, y en z), zoals weergegeven in figuur 6.

De opvulling van de orbitalen geschiedt op basis van het Aufbau-principe. Dit principe zal hier niet helemaal worden uitgelegd. Het betekent echter wel, dat er bij de opvulling van orbitalen met elektronen wordt uitgegaan van het principe van minimale energie. Zie figuur 7 voor een overzichtelijke weergave hiervan.

Voor de goede orde, met 2s wordt bedoeld het s-orbitaal van de L-schil. Nu bekend is hoe de orbitalen in een atoom moeten worden opgevuld, kunnen we dat voor bijvoorbeeld een fluoratoom, een kalium-atoom en (zoals beloofd) een α-deeltje uitvoeren. Men noemt dit ook wel het opstellen van de elektronenconfiguratie.

- F heeft atoomnummer 9. Het heeft dus 9 elektronen om zijn kern heen. De elektronenconfiguratie ziet er dan als volgt uit:

- K heeft atoomnummer 19. Het heeft dus 19 elektronen om zijn kern heen. De elektronenconfiguratie ziet er dan als volgt uit:

- Een α-deeltje is een helium-ion met als lading 2+ en massagetal 4. Zijn atoomnummer is 2, in een heliumatoom bevinden zich dus 2 elektronen. Echter, een α-deeltje heeft als lading 2+, het is dus feitelijk een heliumatoom die 2 elektronen heeft afgestaan. 2 – 2 = 0 elektronen. Er valt dus geen elektronenconfiguratie voor een α-deeltje op te stellen.

Atomen en orbitalen

Het atoommodel van Bohr

De Deense wetenschapper Niels Bohr ontwikkelde in 1913 een atoommodel, gebasseerd op de kwantumtheorie van Max Planck en het atoommodel van Ernest Rutherford. Bohr begreep dat het model van Rutherford, een kern waar omheen de elektronen draaien als planeten rond een zon, niet mogelijk was. Hij legde daarmee de basis voor de quantummechanica.

Met zijn model ging Bohr een stapje verder dan Rutherford. Het 'ondeelbare deeltje' bleek niet alleen uit een kern en elektronen te bestaan, maar de kern was opgedeeld in een aantal protonen en neutronen. Het aantal protonen (atoomnummer) bepaald het element.
De kern van een waterstof atoom, dat een diameter heeft van 1 * 10^{-12
meter is bijzonder klein: 1 * 10-15
meter. Toch neemt deze kern 99,9% van het
atoomgewicht voor rekening.}

De elektronen bewegen zich rond de kern in verschillende niveau's die overeenkomen met de energie die het elektron bevat. Deze energie niveau's worden de schillen genoemd.
In totaal zijn er zeven schillen, aangegeven door een hoofdletter: K, L, M, N, O, P en Q. Elke schil kan een maximaal aantal elektronen bevatten. Dit is te berekenen door de schillen elk een nummer te geven, het hoofdkwantumgetal n (kleine letter N), en de formule 2n² toe te passen.

De laatste drie schillen zullen echter nooit vol raken, omdat er maar iets meer dan 100 verschillende elementen zijn. In de praktijk zullen de O, P en Q schil maximaal 32, 18 en 8 elektronen respectievelijk hebben.

Het definiëren van schillen is niet voldoende om een atoom volledig te beschrijven. Behalve de zeven mogelijke energieniveaus van de elektronen, zijn er nog een aantal tussenniveaus. Daarom is er een tweede kwantumgetal geïntroduceerd, het nevenkwantumgetal l (kleine letter L). Hiervan zijn er vier: s, p, d, f.
Ook aan de nevenkwantumgetallen zijn maxima gebonden wat betreft het aantal elektronen dat ze kunnen bevatten, respectievelijk 2, 6, 10, en 16.

Dan bestaat er het magnetische kwantumgetal m (kleine letter M). Deze verdeeld de tussenniveaus, de nevenkwantumgetallen, in een aantal banen waarbij m loopt van -1 tot 1 (formule: m = 2 l + 2). Ten slotte is er nog de spin van het elektron, aangegeven met de letter s (kleine letter S). Dit getal is s=1/2 en heeft een magnetisch spinkwantumgetal met twee waarden: -1/2 en + 1/2 (spin up en spin down).

Twee elektronen moeten altijd minstens in één van hun kwantumgetallen verschillen. In iedere baan kunnen zich daarom twee elektronen bevinden, met tegengestelde spin.

Orbitalen

Volgens het model van zowel Rutherfort als Bohr bewegen de elektronen zich in een cirkelvormige baan rond de kern. Dit is slechts een benadering van de werkelijkheid. We kunnen onmogelijk bepalen waar een elektron zich bevindt. Ze hebben een zogenaamde waarschijnlijkheidsverdeling, beschreven met een golffunctie.
Deze golffunctie is geen schil maar een gebied rond de kern met een bepaalde vorm. We kunnen dus alleen een gebied bepalen waar een elektron zich kan bevinden. Het gebied waar we een 90% tot 95% kans hebben een elektron aan te treffen noemen we een orbitaal. Dit gebied wordt bepaald met het waarschijnlijkheidsprincipe van Heisenberg.

De vorm van het orbitaal verschilt per nevenkwantumgetal. Het s-orbitaal heeft de vorm van een bol en verschilt in grootte per hoofdkwantumgetal (zie bovenstaande afbeelding). Het volgende orbitaal, het p-orbitaal, heeft de vorm van een zandloper in zowel de x, als de y, als de z-richting. De d en f orbitalen zijn bijzonder complex.

Het uitsluitselprincipe van Pauli zegt dat er geen elektronen naast elkaar kunnen bestaan met een precies dezelfde golffuncite. Maar doordat de elektronen de eigenschap spin hebben (spin-up en spin-down) is het wel mogelijk. Dit geld voor elke schil op het laagste niveau (de magnetische subschil).
Naarmate een atoom zwaarder wordt bevat het atoom ook meer elektronen. Hierbij proberen deze elektronen altijd een zo laag mogelijke energietoestand te bereiken. Met andere woorden, de verschillende schillen worden vanaf de laagste energietoestand (1s) steeds volledig opgevuld voordat een nieuwe schil bezet wordt (ook wel de regel van de minimale energie genoemd).

Volgorde van opvulling: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

1. Samenstelling van het atoom

Een atoom bestaat uit:
een positief geladen kern, opgebouwd uit protonen en neutronen, en negatief geladen elektronen die rond de kern bewegen.

De positieve lading van een proton is even groot als de negatieve lading van een elektron,
namelijk +/- 1,6.10^-19 Coulomb.
Het aantal protonen (+ deeltjes in de kern) = aantal elektronen (- deeltjes rond de kern)

Helium atoom = kern met 2 protonen en 2 neutronen met eromheen draaiend 2 elektronen

Lithium atoom = kern met 3 protonen en 4 neutronen met eromheen draaiend 3 elektronen

zowel het rangnummer van het element in het periodiek systeem als het aantal protonen in de kern als het aantal elektronen rond de kern

Aangezien de elektronen een verwaarloosbare massa hebben is de atoommassa dus de som van de kerndeeltjes (protonen + neutronen)

Bijvoorbeeld:
Helium heeft atoomnummer 2.
Dit betekent dus dat He 2 elektronen rond de kern heeft.
Dit betekent dus dat He 2 protonen in de kern heeft.

De atoommassa van He = 4,00
Dit betekent dat de kern 4 deeltjes bevat.
Aangezien het atoomnummer reeds aangeeft dat er 2 protonen in de kern zitten, moeten er ook nog 4-2 = 2 neutronen zijn.

Dus: het aantal NEUTRONEN in de kern N = A-Z

De voorstelling van een atoom:

Teneinde deze gegevens per atoom weer te geven gaat men als volgt te werk: Voor het symbool van het element noteert men bovenaan de atoommassa en onderaan het atoomnummer.

bv. voor Helium wordt dit dan

2. Isotopen

Een welbepaald element heeft een welbepaald aantal protonen in de kern.
Dit is voor ieder element onveranderlijk.
Maar het aantal neutronen kan wel verschillen.

DUS de atomen van een bepaald element hebben altijd hetzelfde atoomnummer hebben, maar de atoommassa, die de som is van het aantal protonen en neutronen, kan wel verschillen.

Atomen met een gelijk atoomnummer en met verschillende atoommassa
worden ISOTOPEN genoemd.

Isotopen zijn chemisch identiek, maar fysisch verschillend.
Isotopen komen in de natuur steeds in dezelfde verhouding voor.

Voorbeelden:

Helium komt voor onder de vorm van 2 isotopen: He met massa (2 protonen + 1 neutron) en Helium met massa 4 (2p + 2n).

Van zuurstof bestaan er 3 isotopen: de atoommassa's zijn 16, 17 en 18 en de respectievelijke percentages zijn 99,756% - 0,039% en 0,205%

In de tabellen wordt de relatieve atoommassa weergegeven: dit is de gemiddelde waarde van de atoommassa zoals het element met zijn isotopen in de natuur voorkomt.

Meestal wordt in de chemie gewerkt met afgeronde waarden voor de atoommassa.
Bv:

waterstof H heeft A=1
koolstof C      heeft A=12
stikstof N      heeft A=14
zuurstof O     heeft A=16
chloor Cl       heeft A=35,5
enz...

3. Structuur van de elektronenwolk rond de kern van het atoom

3.1. De hoofdenergieniveau's

De elektronen rond de kern kunnen in 7 energieniveaus voorkomen.
Deze niveaus worden ook wel schillen genoemd.
Deze schillen of energieniveaus worden aangegeven met de letters K,L,M,N,O,P en Q.
Aan ieder niveau wordt ook een getal toegekend: K = 1, L= 2, ...
Men noemt dit getal het hoofdquantumgetal n.

Iedere schil kan een beperkt aantal elektronen bevatten. Het maximale aantal per schil (voor K,L,M en N) wordt gegeven door de formule:

voor de K-schil geldt          n = 1 en dus max. aantal e^- = 2.1² = 2
voor de L-schil geldt                    n = 2 en dus max. aantal e^- = 2.2² = 8
voor de M-schil geldt          n = 3 en dus max. aantal e^- = 2.3² = 18
voor de N-schil geldt          n = 4 en dus max. aantal e^- = 2.4² = 32

Opmerking: de hogere schillen O, P en Q hebben dan weer een max. aantal e^- van resp. 32, 18 en 8

3.2. Subniveaus en orbitalen

Binnen de schillen kunnen de elektronen nog kleine energieverschillen vertonen. Het hoofdenergieniveau kan dus nog opgesplitst worden in subnibeaus.
Er bestaan 4 types: s,p,d en f-subniveaus.

Zoals bij de hoofdniveaus is hier ook het max. aantal elektronen weer beperkt per subniveau.

Een s-subniveau      kan max. 2 e^- bevatten
Een p-subniveau      kan max. 6 e^- bevatten
Een d-subniveau      kan max. 10 e^- bevatten
Een f-subniveau       kan max. 14 e^- bevatten

Een ORBITAAL is de ruimtelijke voorstelling van het gebied waar de waarschijnlijkheid om een elektron aan te treffen het grootst is.

De vorm van een s-orbitaal is een BOL, waarin 2 elektronen kunnen ronzwerven.
Een p-orbitaal ziet eruit als 3 zandlopers langs de x,y en z as van een assenstelsel gelegen zijn. Men duidt die aan met p_x,p_y en p_z. En elk van die 3 "zandlopers" bevat 2 elektronen.

De d- en f-subniveaus hebben nog veel ingewikkelder strukturen met resp. 5 en 7 mogelijke orbitalen.

3.3. De elektronenspin
Binnen de orbitalen zijn er dus steeds strukturen waarin de elektronen per 2 aanwezig zijn.
Maar deze e^- zijn niet identiek. Ze verschillen door hun draaibeweging: het ene elektron draait in wijzerzin, het andere in tegenwijzerzin.
Men geeft dit symbolisch weer door een pijltje omhoog (spin op) of omlaag (spin neer).
Twee elektronen in hetzelfde orbitaal en met tegengestelde spin vormen een elektronenpaar of DOUBLET.

3.4. Elektronenconfiguratie

De elektronenverdeling in de verschillende schillen moet voldoen aan bepaalde regels.

3.4.1. Het Pauli-verbod
Per orbitaal is er maximaal één elektronendoublet.

3.4.2. De Hund-regel
In het laatste te bezetten subniveau zijn er zoveel mogelijk ongepaarde elektronen.

3.4.3. De regel van minimale energie
Telkens er een elektron wordt bijgevoegd bezet dit elektron het subniveau met de laagste energie

De volgorde is 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

3.4.4. Als laatste hebben we ook nog enkele stabiliteitsregels:

Deze betreffen de elektronen van de buitenste orbitalen.
Deze elektronen streven naar configuraties met zo groot mogelijke stabiliteit.
Dit zijn in volgorde van stabiliteit:

Fluor heeft 9 elektronen:
in de eerste schil heb je de 1s orbitaal. Hierin gaan 2 elektronen (doublet).
In de tweede schil heb je een 2s orbitaal en drie 2p orbitalen (2p_x 2p_y en 2p_z)
In 2s gaat weer een doublet, alsook in 2p_x en 2p_y. Het overblijvende elektron gaat in 2p_z.
We noteren deze configuratie als:1s² 2s² 2p⁵

Koolstof heeft 6 elektronen:
in de eerste schil heb je de 1s orbitaal. Hierin gaan 2 elektronen (doublet).
In de tweede schil heb je een 2s orbitaal en drie 2p orbitalen (2p_x 2p_y en 2p_z)
In 2s gaat weer een doublet.
Voor de 2p orbitalen blijven er nog 2 elektronen over. Volgens de regel van Hund moeten die nu ongepaard de 2p bezetten, dus 1 elektron in 2p_x en in 2p_y.
We noteren deze configuratie als:1s² 2s² 2p²

4. Het periodiek systeem

4.1. De perioden

In het periodiek systeem, ook wel de tabel van Mendelejev genoemd, worden de elementen gerangschikt in een tabel volgens opklimmend atoomnummer.
Er wordt telkens een nieuwe rij begonnen als bij de elektronenconfiguratie een nieuwe schil wordt begonnen.

Lithium heeft 3 elektronen. De configuratie is 1s² 2s¹
De 2de schil heeft slechts 1 e^- en dus begint Li een nieuwe rij.

Kalium heeft 19 e^- met de configuratie: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹
De 4de schil heeft slechts 1 e^- en dus begint K een nieuwe rij.

Deze horizontale groepen worden PERIODEN genoemd

4.2. De groepen

Valentie-elektronen = het aantal elektronen op de laatste schil

Elementen met een zelfde aantal valentie-elektronen vormen samen een GROEP.
Men onderscheidt HOOFDGROEPEN en NEVENGROEPEN.

4.2.1. Hoofdgroepen

Het nummer van de groep wordt aangegeven door het aantal valentie-elektronen.
Het laatst te plaatsen elektron in de configuratie behoort tot de buitenste schil.
De hoofdgroepen worden aangegeven met een Romeins cijfer (I tot VII en 0) met een index a.

Bv: Fluor heeft als configuratie: 1s² 2s²2p⁵.
In de laatste schil zitten er 2 + 5 = 7 e^- en dus behoort F dus tot groep VIIa.

Zink heeft als configuratie 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶4s²3d¹⁰
In de laatste schil (4s) zitten 2 e^- dus behoort Zn tot de groep II.
Maar de 4s orbitaal heeft een lagere energie dan de 3d-orbitaal. Het laatst geplaatste e^- behoort dus niet tot de buitenste schil want dat is 4s.
Dus behoort Zn niet tot de hoofdgroep IIa maar tot de nevengroep IIb.

De 8 hoofdgroepen zijn:

4.2.2. Nevengroepen

Het nummer van de groep wordt aangegeven door het aantal valentie-elektronen.
MAAR het laatst te plaatsen elektron in de configuratie behoort tot een d-orbitaal van de voorlaatste schil.
De hoofdgroepen worden aangegeven met een Romeins cijfer (I tot VII en 0) met een index b.
De nevengroepen bevatten elementen die ook wel de overgangselementen worden genoemd.

Bv:
Zink heeft als configuratie 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶4s²3d¹⁰ In de laatste schil (4s) zitten 2 e^- dus behoort Zn tot de groep II.
Maar de 4s orbitaal heeft een lagere energie dan de 3d-orbitaal. Het laatst geplaatste e^- behoort dus niet tot de buitenste schil want dat is 4s.
Dus behoort Zn niet tot de hoofdgroep IIa maar tot de nevengroep IIb.
Men kan het ook uitdrukken als volgt: de valentie-e^- zitten in een orbitaal met lagere energie dan de laatst geplaatste (hier 3d) elektronen.
Zn behoort dus tot een nevengroep en komt in groep IIb.

4.2.3. De lanthaniden en actiniden (f-blok)

De elementen met rangnummer 58 tot 73 worden in het vakje van Lanthaan (rangnr. 57) geplaatst.
Daarom noemt men deze elementen de LANTHANIDEN

Evenzo worden in het vakje van Actinium (rangnr. 89) de elementen met atoomgetal 90 tot 103 samen geplaatst. Daarom noemt men deze elementen de ACTINIDEN

De lanthaniden en de actiniden worden in een apart blok geplaatst onderaan de tabel.
Dit is het zgn. f-blok.

1. Inleiding:

In hoofdstuk 1 hebben we geleerd over de atoombouw. De atoomstructuur bepaalt de chemische en fysische eigenschappen van de stoffen. In chemische reacties reageren elementen en vormen verbindingen, een proces met vorming van chemische bindingen. De term "binding" wordt gebruikt om de manier weer te geven waarmee atomen samengehouden worden in polyatomische aggregaten (moleculen).
Hoe komen atomen samen om moleculen te vormen?
Waarom komen ze samen im plaats van als afzonderlijke atomen te blijven bestaan?
Waarom wordt waterstofgas gevormd door 2 atomen H en niet door 3 atomen H?
Waarom is helium een mono-atomair gas?
Waarom is C 4-waardig en O 2-waardig?
Op al deze en nog veel andere vragen zal dit hoofdstuk een antwoord geven.

2. De natuur van de chemische binding

De chemische binding is het resultaat van een verandering in de elektronenstructuur van de atomen die in een molecule gecombineerd zijn. Aangezien er 103 elementen zijn is het aantal combinaties enorm groot.
Teneinde hierin enige structuur te brengen worden de bindingen onderverdeeld in 2 groepen:

de covalente binding en
de ion-binding .

In werkelijkheid zijn de meeste bindingen een tussensoort, maar ze worden toch bij een van deze 2 soorten ingedeeld, afhankelijk van de overheersende soort binding in die bepaalde verbinding.
Dat brengt mee dat er nogal wat twijfelgevallen bestaan. Toch kan zoiets niet opgelost worden door een derde soort binding te introduceren. Men kan deze toestand best vergelijken met de indeling van aardappelen in grote en kleine. Er zullen steeds weer aardappelen zijn die ergens tussenin zitten, maar een klasse 'middengroot' invoeren lost het probleem niet op.

Omdat chemische bindingen afhangen van de elektronenstructuur is het goed om deze eens te bekijken met het oog op de chemische reactiviteit.

Groep 0 : de edelgassen
De elementen in deze groep zijn bijna niet reactief: er bestaan geen verbindingen met neon, argon en xenon.
Waarom dat zo is leren we uit de elektronenstructuur: al deze gassen hebben volledig bezette schillen.
Behalve He met zijn 1s² elektronen hebben alle edelgassen in het hoogste energieniveau 8 elektronen.
Men noemt dit de edelgasconfiguratie

Atomen links in het Periodiek Systeem (PS) kunnen gemakkelijk deze edelgasconfiguratie krijgen door een of meer elektronen af te staan.
Doordat het aantal protonen in de kern hetzelfde blijft, maar het aantal e^- vermindert krijgen we hierbij dus positief geladen atomen. Men noemt deze + ionen of kationen
De energie die nodig is om een elektron af te stoten wordt de ionisatie-energie genoemd.
Bv: voor Na is de ionisatie-energie = 0,50 MJ/mol
De atomen rechts in het PS kunnen dat doen door een of meer elektronen op te nemen.
Hierbij worden negatieve ionen of anionen gevormd.
De energie die nodig is (of die vrijkomt) om een elektron op te nemen wordt
de elektronenaffiniteit (W_a) genoemd.
Bv: voor Cl is de W_a = -0,354 MJ/mol (een negatieve waarde omdat er energie vrijkomt!)
OPMERKING: Een atoom kan nooit meer dan 2 elektronen opnemen, omdat het reeds gevormde 2-waardig anion het derde elektron zo sterk afstoot dat deze afstotingskracht niet door een gewoon chemisch proces kan overwonnen worden.

Voorbeelden:

De elementen van de alkalimetalen (Li, Na, K,...) kunnen de edelgasconfiguratie bekomen door 1 e^- af te staan.

De elementen van de halogeengroep (F, Cl, Br, I,...) kunnen de edelgasconfiguratie bekomen door 1 e^- op te nemen

De elementen van de aardalkalimetalen (Be, Mg, Ca,...) kunnen de edelgasconfiguratie bekomen door 2 e^- af te stoten

3. De Ionbinding

Twee (of meer) atomen kunnen reageren via een elektronenovergang en hierbij 2 ionen maken die de edelgasconfiguratie bezitten en die tot elkaar aangetrokken worden.
Typisch is de reactie tussen de elementen van groep I en II met de elementen uit groep VI en VII.
Doordat de atomen uit groep I en II dan +ionen vormen en de atomen uit groep VI en VII -ionen, zullen deze ionen elkaar aantrekken en een binding vormen.
Dit is de ionbinding.

Voorbeeld:
De reactie van natrium met chloor met vorming van natriumchloride

· Na⁺ + Cl^- ® NaCl(s)
waarbij de 2 ionen elk de edelgasconfiguratie bezitten.

In het rooster van een NaCl-kristal is elke ionensoort
omgeven door 6 ionen met tegengestelde lading.

· Mg²⁺ + O^2- ® MgO (s)
waarbij de 2 ionen elk de edelgasconfiguratie bezitten.

· Na⁺ + 2 Cl^- ® CaCl₂ (s)
waarbij de 3 ionen elk de edelgasconfiguratie bezitten.

1. NaCl is stabieler dan de geïsoleerde Na en Cl atomen.
Nochtans is de energie nodig om aan Na een e^- te onttrekken groter dan de vrijkomende energie van het verlies van een e^- bij Cl.
Na ® Na⁺ + 1 e^- (ionisatie-energie = 0,50 MJ/mol)
en voor Cl is de W_a = -0,354 MJ/mol
De som is 0,50 - 0,354 MJ/mol = 0,146 MJ/mol
Hieruit zou je kunnen besluiten dat er voor deze reactie energie moet toegevoegd worden en dan zou NaCl minder stabiel zijn dan Na en Cl apart.
Maar het samenbrengen van + en - ionen levert ook energie, namelijk 0,68 MJ/mol.
De totale som van de energiestromen is dus (0,5 - 0,354 - 0,68)MJ/mol = - 0,534 MJ/mol.
Dit wil dus zeggen dat bij het samenbrengen van Na en Cl een reactie zal volgen waarbij NaCl gevormd wordt en waarbij ook nog energie zal vrijkomen.

2. Ionverbindingen ontstaan tussen + ionen van metalen en - ionen van sterke niet-metalen of -ionen met meerdere atomen. Dit zijn polyatomische ionen zoals CO₃^2-,NO₃^1-, PO₄^3-,...

3. Door de ionverbinding nemen de + en - ionen t.o.v. elkaar een vaste plaats in volgens een regelmatig patroon. Men noemt dit in een ionrooster. Dit ionrooster maakt dat alle stoffen met ionbindingen vaste stoffen zijn.

4. De covalente binding

4.1. De enkelvoudige covalente binding.

De tweede klasse van bindingen kan niet verklaard worden door een volledige overgang van e^-. Immers in het geval van moleculen als H₂, O₂ of Cl₂ is er sprake van bindingen tussen identieke atomen.
Er is dus geen verschil in ionisatie-energie of in elektronenaffiniteit en er is dus geen energetische reden om deze binding te realiseren.

Nemen we het geval van fluor (s² 2s² 2p⁵). De 5 elektronen in de 2p-orbitaal zijn 2p_x² 2p_y² 2p_z¹
Er is dus 1 ongepaard elektron, namelijk 2p_z¹, aanwezig.
Als we nu 2 F atomen nemen dan is er 2 maal een ongepaard elektron. Deze 2 elektronen worden gemeenschappelijk gebruikt en vormen zo een elektronenpaar.

F^.+ F^. ® F^..F
In de Lewis voorstelling wordt een doublet voorgesteld door een streepje.
Dus: F + F ® F-F
In deze F-F configuratie heeft ieder F atoom nu de edelgasconfiguratie.

De enkelvoudige covalente binding komt o.a. voor bij H-H, F-F, Cl-CL, Br-Br, I-I,...

4.2. De dubbele covalente binding.

Nemen we nu uit de groep VI het zuurstofatoom.
O heeft volgende elektronenconfiguratie: 1s² 2s² 2p⁴
De 4 e^- in de 2p-orbitaal zijn 2p_x² 2p_y¹ 2p_z¹
Er zijn dus 2 niet-gepaarde elektronen.
Als we nu 2 O atomen nemen met telkens 2 ongepaarde e^-, dan kunnen deze gemeenschappelijk gebruikt worden en zo 2 doubletten vormen.

Doordat er een dubbele covalente binding gevormd is hebben de beide O atomen nu ook de edelgasconfiguratie.

4.3. De drievoudige covalente binding.

Het typevoorbeeld voor een 3-voudige covalente binding is N uit groep V. N heeft volgende elektronenconfiguratie: 1s² 2s² 2p³
De 4 e^- in de 2p-orbitaal zijn 2p_x¹ 2p_y¹ 2p_z¹
Er zijn dus 3 niet-gepaarde elektronen.
Als we nu 2 N atomen nemen met telkens 3 ongepaarde e^-, dan kunnen deze gemeenschappelijk gebruikt worden en zo 3 doubletten vormen.
Doordat er een driedubbele covalente binding gevormd is hebben de beide N atomen nu ook de edelgasconfiguratie.

4.4. De viervoudige covalente binding.

Het typevoorbeeld voor een 4-voudige covalente binding is C uit groep IV.
C heeft de volgende elektronenconfiguratie: 1s² 2s² 2p²
Volgens deze configuratie zou C maar 2 ongepaarde e^- hebben namelijk de 2p²
Dit is echter de configuratie in de grondtoestand van C.
Als we energie toevoeren dan wordt het doublet van 2s² ontbonden en worden er 4 ongepaarde e^- gevormd.
In deze zgn. "aangeslagen" toestand kan C nu wel 4 covalente bindingen vormen met bv. H met vorming van CH₄

OPMERKINGEN:

1. De orbitalen die een covalente binding aangaan veranderen enigszins van vorm. Immers als er een elektron van een s-orbitaal een covalente binding vormen met een of meer elektronen van een p-orbitaal dan behouden we niet die 2 verschillende orbitalen maar er worden 2 gelijke hybridisatie-orbitalen gevormd. Naargelang het aantal betrokken elektronen spreekt men dan van sp, sp² en sp³ hybidisatie-orbitalen.
Bvb: bij CH4 hebben we 4 sp³ orbitalen.

De "promotie" van een s-elektron tot p-electron

De 4 sp³orbitalen van CH₄

De ruimtelijke structuur van CH₄ is een tetraëder .

2. De soort binding tussen atomen wordt bepaald door de interactie van de valentie-elektronen en dus met de plaats in het Periodiek Systeem.

De neiging van een atoom om elektronen aan te trekken noemt men de elektronegativiteit (EN)
De metalen hebben dus een kleine EN-waarde en de halogenen hebben een grote EN-waarde.
Enkele EN-waarden:
H = 2,1
Li = 1,0 ; Na = 0,9 ; K = 0,8 ; Ca = 1,0 ; Zn = 1,6 ; Fe = 1,8 ; Al = 1,5
F = 4,0 ; Cl = 3,0 ; Br = 2,8 ; I = 2,5 ; O = 3,5 ; N = 3,0 ; C = 2,5

Welk type van binding we hebben kunnen we enigszins afleiden uit de EN-waarden.
Voor een covalente binding moet het verschil tussen de EN-waarden van de 2 atomen klein zijn. In het ideaal geval is het verschil = 0 (bv. Cl-Cl) maar men spreekt nog over een covalente binding als EN₁ - EN₂ kleiner is dan 1,6
Als EN₁ - EN₂ groter is dan 1,6 heeft men een ionbinding.

Voorbeeld:
In NaCl is EN_Cl = 3,0 en de EN_Na = 0,9.
Het verschil = 2,1 en dus is dit een ionbinding.

In CH₄ is de EN_C = 2,5 en de EN_H = 2,1.
Het verschil is 0,4 en dus is dit een covalente binding.

5. De oxidatietrap (OT)

De OT is de lading die het atoom in een verbinding krijgt wanneer de verschuiving van de elektronen volledig zou zijn.
De OT wordt weergegeven door een Romeins cijfer en + of - (naargelang er een e^- afgegeven of opgenomen is).

Voorbeeld: NaCl en Cl₂
In NaCl is de OT van Na = +I en de OT van Cl = -I.
In Cl₂ is de OT van Cl = 0 omdat hier geen verschuiving van e^- plaatsvindt.

De OT is een zeer belangrijk gegeven omdat dit het opstellen van molecuulformules vereenvoudigt.
In een molecule moet immers de som van de oxidatietrappen = 0 zijn.

Voorbeeld: als we weten dat de OT van Ca(+II) is en van O (-II) dan is de formule van hun reactieproduct = CaO.
De molecule met Al(+III) en O(-II) heeft als formule Al₂O₃.
We hebben immers dat met 2 x (+III) van Al en 3 x (-II) van O de som = 0.

n		l=0,1,..,n-1 (nummer subschil)	*2 l + 1 = aantal 'magnetische' schillen**	aantal elektronen in baan = 2 per baan	aantal elektronen per subschil
1	K	0	1	2	2
2	L	0,1	1,3	2,6	8
3	M	0,1,2	1,3,5	2,6,10	18
4	N	0,1,2,3	1,3,5,7	2,6,10,14	32
5	O	0,1,2,3,4	1,3,5,7,9	2,6,10,14,18	50
6	P	0,1,2,3,4,5	1,3,5,7,9,11	2,6,10,14,18,22	72
7	Q	0,1,2,3,4,5,6	1,3,5,7,9,11,13	2,6,10,14,18,22,26	98
8	R		Enzovoorts

n		Totaal aantal elektronen van het atoom	Elektronen v/d schil	s	p	d	f	g	h	i
1	K	2 (1s)	2 (1s)	2 (1s)
2	L	10 (1s2s2p)	8 (2s2p)	2 (2s)	6 (2p)
3	M	28 (1s2s2p3s3p3d)	18 (3s3p3d)	2 (3s)	6 (3p)	10 (3d)
4	N	60 (1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f)	32 (4s4p4d4f)	2 (4s)	6 (4p)	10 (4d)	14(4f)
5	O	110 (1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f5g)	50 (5s5p5d5f5g)	2 (5s)	6 (5p)	10 (5d)	14(5f)	16(5g)
6	P	180 (1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f5g6s6p6d6f6g6h)	72 (6s6p6d6f6g6h)	2 (6s)	6 (6p)	10 (6d)	14(6f)	16(6g)	18(6h)
7	Q	278 (1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f5g6s6p6d6f6g6h7s7p7d7f7g7h7i)	98 (7s7p7d7f7g7h7i)	2 (7s)	6 (7p)	10 (7d)	14(7f)	16(7g)	18(7h)	20(7i)

Legenda chemische reeksen van het Periodiek Systeem
Alkalimetalen	Aardalkalimetalen	Overgangsmetalen	Hoofdgroepmetalen	Metalloïden
Niet-metalen	Halogenen	Edelgassen	Lanthaniden	Actiniden


Schil / n	Orbitalen	Totaal aantal elektronen
K / 1	s	2
L / 2	s + p	2 + 6 = 8
M / 3	s + p + d	2 + 6 + 10 = 18
N / 4	s + p + d + f	2 + 6+ 10 + 14 = 32

n	s	p	d	f
1
2
3
4
5
6
Vertikaal staan de hoofdkwantumgetallen [n], horizontaal de nevenkwantumgetallen [l]. De verschillende kleuren per afbeelding geven positieve en negatieve fase weer. Let op, de d en f orbitalen is slechts één orbitaalvorm weergegeven omdat er meer dan drie orthgonale assen nodig zijn voor het bepalen daarvan.