InfoNu.nl > Wetenschap > Natuurkunde > Elektronbanen in het zuurstofatoom

Elektronbanen in het zuurstofatoom

Elektronbanen in het zuurstofatoom In de klassieke natuurkunde was men gewend aan het idee dat alle verschijnselen voorspelbaar zijn, men moest alleen de juiste natuurwetten toepassen en de begintoestand van een systeem kennen. Dit blijkt niet helemaal zo te zijn, door de kwantumfysica weten we dat de begintoestand van een systeem niet helemaal te bepalen is, en dat banen van elektronen rond een atoomkern alleen beschrijven zijn met kansfuncties.

Kwantumfysica

De theorie dat de eigenschappen van zeer kleine deeltjes gekwantiseerd zijn heet de kwantumfysica. Deze richting binnen de natuurkunde kwam in de 1e helft van de 20e eeuw tot wasdom, na grote bijdragen van Bohr, Schroedinger en Heisenberg.
We weten nu dat een atoom bestaat uit een positief geladen kern, en negatief geladen elektronen die een baan om de kern beschrijven. De elektrische kracht tussen kern en elektron is aantrekkend en deze kracht houdt het elektron als een onzichtbaar stukje touw in haar baan. De bewegingsenergie van het elektron kan men voorstellen als de kinetische energie van een deeltje met massa: Ek = 1/2mv².

De natuurkundige Heisenberg stelde dat het onmogelijk is om tegelijkertijd de snelheid (of impuls) en de positie van een deeltje te bepalen. Er is een fundamentele grens aan de nauwkeurigheid waarmee we de wereld om ons heen kunnen vastleggen. Deze opmerkelijke stelling ontlokte Einstein -die hiervan niet overtuigd was- de uitspraak: "God dobbelt niet".

Atoommodel van Schrödinger

Niels Bohr stelde de basis op van het model voor het atoom zoals we dat nu nog steeds gebruiken. Dit model gebruikt de kwantumtheorie van Max Planck, en komt ongeveer hier op neer:
Bron: TronicBron: Tronic
  • de atoomkern bevat ongeveer de gehele massa van het atoom
  • elektronen cirkelen rond de kern, zonder dat ze daarbij straling uitzenden
  • een elektron kan zich steeds in een bepaalde baan bevinden
  • bij elke elektronbaan hoort een bepaalde hoeveelheid energie
  • in stabiele toestand zit een elektron in de grondtoestand
  • een elektron kan zich in een aangeslagen toestand bevinden
  • zo'n elektron valt terug naar de grondtoestand onder uitzending van straling

De term kwantumfysica komt van het woord kwantum: de energie van de uitgezonden straling blijkt precies gelijk te zijn aan (h*f), of (h*c/λ). Zo'n pakketje energie noemt men een kwantum.
  • h = constante van Planck = 6.625 x 10E-34 [Js]
  • f = stralingsfrequentie [Hz]
  • λ = stralingsgolflengte [m]
  • c = lichtsnelheid= 3.0 x 10E8 [m/s]

De Oostenrijkse natuurkundige Erwin Schrödinger heeft een vergelijking ontwikkeld die geldt als het rekenmodel voor eigenschappen van deeltjes binnen een atoom. De Schrödingervergelijking drukt de totale energie van een deeltje uit (kinetische en potentiële energie), en heeft als oplossing een functie Ψ(x, y, z, t). De functie Ψ(x, y, z, t) kan niet tegelijkertijd de exacte snelheid en positie van een elektron in zijn baan geven, maar wordt wel gebruikt om de waarschijnlijkheid om een elektron in een zekere baan aan te treffen uit te drukken.

De functie Ψ, schillen, en elektronbanen

Volgens het atoommodel bevinden elektronen van een atoom zich in een aantal schillen rondom de kern. Elke schil heeft zijn eigen energieniveau, aangeduid met de parameter n. Het aantal elektronen dat een schil kan bevatten is beperkt, namelijk: #elektronen,max = 2 * n² (geldig t/m n=4).

Bron: Pumbaa / Greg Robson / Wikimedia CommonsBron: Pumbaa / Greg Robson / Wikimedia Commons
De elektronen van een stabiel atoom gaan altijd in de schillen met de laagst mogelijke energie zitten. De functie Ψ drukt de waarschijnlijkheid uit om een elektron in een zekere baan aan te treffen. De oplossingen voor Ψ(x, y, z, t) worden begrijpelijker wanneer we ze visueel maken. Een uitgebreider model van de schillen is het model van de kwantumgetallen. In dit model worden de volgende parameters gebruikt:
  • n - energieniveau
  • l - impulsmoment
  • ml - magnetische positie
  • ms - elektronspin

De parameter n geeft het energieniveau aan, l het impulsmoment van het elektron, ml de magnetische positie, en ms de spin van een elektron. Parameters l en ml geven aan voor welke baan het het meest waarschijnlijk is om een elektron aan te treffen; voor beide parameters geldt dat ze een eindig aantal toestanden voorstellen:
  • l = { 0 ,1, ....., (n-1) }
  • ml = { -l, -(l-1), ...., 0, 1, (l-1), l }

Bij elk energieniveau n horen bepaalde banen die door Ψ(x, y, z, t) beschreven worden. De vorm van sommige banen kan meerdere keren voorkomen, omdat ze -gekanteld- nog steeds een oplossing zijn voor Ψ(x, y, z, t); afhankelijk van l en ml worden verschillende banen aangeduid. De laatste parameter ms geeft de spin van een elektron aan (-1/2 of +1/2). Het is onmogelijk dat twee elektronen precies in dezelfde toestand in dezelfde baan verkeren; het is wel mogelijk dat twee elektronen met verschillende spin in een en dezelfde baan zitten.

Bron: TronicBron: Tronic
De atoomkern van het zuurstofatoom (O) bevat 8 protonen en als het atoom elektrisch neutraal is dan zal het ook 8 elektronen bevatten. Men schrijft de elektronenconfiguratie van zuurstof ook wel als
  • 1s²2s²2p^4

De term 1s² slaat op 2 elektronen met energieniveau n=1. De letter S staat voor de vorm van de baan (bolvormig). Voor n=1 kunnen 2 elektronen (met spin +1/2, en -1/2) in deze baan zitten. 2s²: dit houdt in dat de volgende 2 elektronen ook een bolvormige oplossing hebben. Ze hebben echter energieniveau 2 wat betekent dat ze zich verder van de atoomkern bevinden dan de elektronen met n=1.
De term 2p^4 staat voor 4 elektronen in met energieniveau n=2. De letter P geeft 3 mogelijke oplossingen aan voor Ψ(x, y, z, t); een soort 3D-lemniscaat in de x-richting, in de y-richting, en in de z-richting. In zo'n lemniscaat kunnen zich twee elektronen bevinden: een met spin +1/2, en een met spin -1/2. In totaal kunnen we dus 6 elektronen kwijt in deze banen. Het zuurstofatoom heeft in totaal 8 elektronen; 2 zitten in de 1s toestand, 2 in de 2s toestand, dus er blijven er 4 over die elk in lemniscaatvormige 2p-baan zitten.

In de 2px-baan (roze) is het zeer onwaarschijnlijk is om een elektron te vinden vlakbij de atoomkern. De kans wordt groter naarmate men meer langs de x-as beweegt. Nog verder in de x-richting neemt de kans weer af naar nul.

Lees verder

© 2013 - 2017 Tronic, het auteursrecht van dit artikel ligt bij de infoteur. Zonder toestemming van de infoteur is vermenigvuldiging verboden.
Gerelateerde artikelen
Kwantumcomputer bootst waterstofmolecuul naKwantumcomputer bootst waterstofmolecuul naOnderzoekers van de universiteiten van Harvard en Queensland hebben met succes een kwantumcomputer gebouwd die natuurlij…
Uitvinders & EinsteinUitvinders & EinsteinEinstein is voor velen gelijk aan de formule E=MC² . Wie heeft daar nog nooit van gehoord? Het is de bekendste formule g…
Wat is ionisatie?Wat is ionisatie?Waaruit bestaat een atoom? Wat is een proton, elektron en neutron? Wat is de lading en massa van deze deeltjes? Wat is i…
Kwantumfysica het golfkarakter van materieVoordat de kwantumfysica opgesteld was, ontdekte men in de natuurkunde steeds meer verschijnselen die niet met de klassi…
Kwantumfysica foto-elektrisch effectKwantumfysica foto-elektrisch effectOmstreeks 1925 werd de theorie kwantumfysica (of kwantummechanica) geformuleerd. Veel verschijnselen op atomaire schaal…
Bronnen en referenties

Reageer op het artikel "Elektronbanen in het zuurstofatoom"

Plaats als eerste een reactie, vraag of opmerking bij dit artikel. Reacties moeten voldoen aan de huisregels van InfoNu.
Meld mij aan voor de tweewekelijkse InfoNu nieuwsbrief
Infoteur: Tronic
Laatste update: 22-03-2017
Rubriek: Wetenschap
Subrubriek: Natuurkunde
Bronnen en referenties: 3
Schrijf mee!