A elektrosfeer is het gebied van het atoom waarin de elektronen Ze zijn gevestigd. De elektrosfeer, preciezer gezegd, bestaat uit atomaire orbitalen, bepaald door het oplossen van de Schrödingervergelijking. De elektrosfeer werd voor het eerst bepaald door het model van Rutherford en kreeg aanzienlijke vooruitgang tijdens de geldigheid van het atoommodel van Bohr.
De elektrosfeer kan worden verdeeld in lagen (of energieniveaus), aangezien elektronen (niet-continue) energie hebben gedefinieerd. Voor atomen met twee of meer elektronen verdelen de schillen zich in subschillen (of subschillen). De elektrosfeer is uiterst belangrijk voor het begrijpen van de eigenschappen van het atoom en het begrijpen van de vorming van chemische bindingen.
Lees ook: Hoe wordt het atoom gesplitst?
Onderwerpen in dit artikel
- 1 - Samenvatting van de elektrosfeer
- 2 - Videoles over elektrosfeer
- 3 - Wat is de elektrosfeer?
- 4 - Lagen van de elektrosfeer
- 5 - Functie van de elektrosfeer
- 6 - Relatie tussen de elektrosfeer en de atomaire structuur
- 7 - Opgeloste oefeningen op de elektrosfeer
Samenvatting over de elektrosfeer
De elektrosfeer is het gebied van het atoom waarin elektronen zich bevinden.
Het is samengesteld uit atomaire orbitalen, golffuncties die oplossingen zijn voor de vergelijkingen van Schrödinger.
Het concept begon met het model van Ernest Rutherford.
Elektronen worden in de elektrosfeer vastgehouden vanwege hun aantrekking tot de atoomkern.
De belangrijkste vooruitgang in het begrijpen van de elektrosfeer vond plaats tijdens de conceptie van het model van Niels Bohr.
Het is samengesteld uit lagen (of energieniveaus), dit zijn gebieden met gedefinieerde energie.
Voor atomen met meer dan één elektron verdelen de schillen zich in subschillen (of subschillen).
De elektrosfeer is belangrijk voor het begrijpen van verschillende eigenschappen, zoals atomaire gelijkenis, stabiliteit, atoomstraal, ionisatie-energie, elektronenaffiniteit, naast het begrijpen van de vorming van bindingen Chemicaliën.
Videoles over elektrosfeer
Wat is de elektrosfeer?
De elektrosfeer wordt gedefinieerd als het gebied van de atomaire structuur waarin elektronen zich bevinden. Bij meer diepgaande interpretaties zeggen we dat het is samengesteld uit atomaire orbitalen, golffuncties die oplossingen zijn voor de vergelijking van Schrödinger. De wiskundige uitdrukking van een atomaire orbitaal geeft, in het kwadraat, de waarschijnlijkheidsdichtheid weer van de locatie van het elektron op een bepaald punt.
O Het concept van de elektrosfeer begon te ontstaan met de Het atoommodel van Ernest Rutherford, waarin elektronen rond een dichte, positieve kern cirkelen. Later bracht Niels Bohr betekenisvollere interpretaties van de elektrosfeer door concepten uit de kwantummechanica te combineren.
Niet stoppen nu... Er volgt nog meer na de reclame ;)
Lagen van de elektrosfeer
Elektronen worden in de elektrosfeer vastgehouden vanwege hun aantrekking tot de atoomkern. Het is echter bekend dat deze elektronen bevinden zich in schillen waarvan de energieën goed gedefinieerd zijn. Dergelijke lagen kunnen ook energieniveaus worden genoemd.
Deze conclusie kwam na spectroscopie-experimenten. Wanneer bijvoorbeeld een elektrische stroom wordt toegepast op gas H2 Bij lage druk wordt licht uitgezonden door H2. In deze toestand worden H-ionen gevormd+ en elektronen, die zullen terugkeren naar de H-ionen+ en zal opgewonden (energetische) soorten H+. Om overtollige energie te verwijderen, H-ionen+ energie vrijgeven in de vorm van elektromagnetische straling (licht) en recombineren tot H-gas2 opnieuw.
U herinnert zich misschien dat wanneer wit licht door een prisma gaat, het uiteenvalt in een continu spectrum (vergelijkbaar met een regenboog); hetzelfde gebeurt echter niet met het licht afkomstig van H2: wanneer dergelijke straling door het prisma gaat, worden in het H-emissiespectrum alleen heldere lijnen met een gedefinieerde golflengte waargenomen2, bekend als spectraallijnen.
De interpretatie voor de emissiespectra van de elementen (met goed gedefinieerde spectraallijnen) is dat een elektron, in een atoom, kan geen energie presenteren, maar eerder in duidelijk gedefinieerde hoeveelheden (zogenaamde energiepakketten). Als elektronen niet zulke energetische beperkingen zouden hebben, zou het emissiespectrum van de elementen continu zijn, net zoals dat van wit licht dat door een prisma gaat.
Elke spectraallijn van een element werd een energieniveau genoemd. (of laag, zoals we vaker zeggen). Deze lijnen ontstaan wanneer een elektron van het ene toegestane energieniveau naar het andere gaat, in een proces van energieverandering dat bekend staat als een elektronische transitie.
Tijdens de elektronische transitie gaat het elektron van een lager energieniveau naar een hoger energieniveau. Wanneer het terugkeert naar zijn oorspronkelijke niveau, zendt het overtollige energie uit via elektromagnetische straling (licht). oorsprong tot de spectraallijn waarvan de uitgezonden energiewaarde evenredig is aan een waarde gedefinieerd door de vergelijking van Rydberg.
Johannes Rydberg was een Zweedse spectroscopist die een vergelijking creëerde om de trend van spectraallijnen te definiëren, gebaseerd op het werk van de Zwitserse professor Johann Balmer. De specifieke energie van elke laag wordt gedefinieerd door het oplossen van de juiste Schrödingervergelijking.
Elke elektronische laag heeft een aantal toegestane elektronen. Momenteel zijn er zeven elektronische lagen gedefinieerd, geïdentificeerd door de letters K tot Q, in alfabetische volgorde, of door de letter n, waarbij n ≥ 1. Laag K is dus de laag waar n = 1, enzovoort. Het aantal toegestane elektronen per schaal wordt weergegeven in de volgende tabel.
Energie level |
Laag |
Maximaal aantal elektronen |
1 |
K |
2 |
2 |
L |
8 |
3 |
M |
18 |
4 |
N |
32 |
5 |
O |
32 |
6 |
P |
18 |
7 |
Q |
8 |
Voor waterstofoïde atomen (met slechts 1 elektron, zoals H, He+, Li2+), hebben alle atomaire orbitalen dezelfde energie (we noemen ze gedegenereerde orbitalen); in atomen met twee of meer elektronen treedt echter een zeer belangrijk effect op: elektron-elektronenafstoting. De consequentie van dit feit is dat de orbitalen van elke laag verschillende energieën beginnen te krijgen en daarom beginnen de lagen beschreven te worden als sublagen (of subniveaus).
Voor huidige atomen kan elke laag worden ontleed in maximaal vier subniveaus, weergegeven door de letters “s” (uit het Engels, scherp), “p” (uit het Engels, voornaamst), “d” (uit het Engels, diffuus) en “f” (uit het Engels, fundamenteel).
Elk subniveau ondersteunt een maximaal aantal elektronen, gedefinieerd door berekeningen en experimenten. Het “s”-subniveau ondersteunt maximaal 2 elektronen; het “p”-subniveau, maximaal 6 elektronen; het “d”-subniveau, maximaal 10 elektronen; en het “f”-subniveau, tot 14 elektronen. De K-laag is de enige die slechts één orbitaal toestaat en heeft daarom slechts één subniveau.
Energie level |
Laag |
Subniveaus |
1 |
K |
1s |
2 |
L |
2s, 2p |
3 |
M |
3s, 3p, 3d |
4 |
N |
4s, 4p, 4d, 4f |
5 |
O |
5s, 5p, 5d, 5f |
6 |
P |
6s, 6p, 6d |
7 |
Q |
7s, 7p |
Functie van de elektrosfeer
De elektrosfeer van elk atoom kan worden gebruikt om verschillende eigenschappen en gedragingen van het atoom te verklaren.
Eigenschappen als atoomstraal, ionenstraal, ionisatie-energie en elektronenaffiniteit hebben waarden die een direct gevolg zijn van de elektronische configuratie van de elektrosfeer, meer specifiek de valentieschil genoemd, wat eigenlijk de buitenste bezette elektronische schil van een atoom of ion is.
A gelijkenis tussen atomen uit dezelfde groep in het periodiek systeem is ook een gevolg van de elektronische configuratie van de valentieschil. Bij chemische processen kiezen we zoveel mogelijk atomen uit dezelfde groep op het periodiek systeem substituenten, en dit is alleen maar plausibel, aangezien deze atomen dezelfde elektronische configuratie in de laag hebben van valentie.
Naar de chemische bindingen, die tussen atomen voorkomen om ionische en covalente verbindingen (moleculen) te vormen, komen ook voor door interacties tussen de elektrosferen van atomen.
Lees ook: Het atoommodel van Schrödinger - manier om het atoom te beschrijven met behulp van de kwantummechanica
Verband tussen de elektrosfeer en de atomaire structuur
Zoals opgemerkt omvat de elektrosfeer het gebied van het atoom waarin elektronen kunnen worden gevonden. Elektronen bevinden zich meer specifiek in atomaire orbitalen, waarvan de energie wordt gedefinieerd door kwantumberekeningen.
De elektrosfeer is het grootste gebied van de atomaire structuur, omdat de kern van een atoom erg klein is. Als we het atoom beschouwen als een voetbalstadion, zou de kern overeenkomen met een bal in het midden van het veld, terwijl de rest van het stadion de elektrosfeer zou zijn.
Niettemin, qua massa draagt de elektrosfeer weinig bij. Omdat de massa van elektronen ongeveer 1836 keer kleiner is dan die van protonen en neutronen, kunnen we zeggen dat bijna de gehele massa van het atoom geconcentreerd is in de kern.
Opgeloste oefeningen op de elektrosfeer
Vraag 1
(Facisb 2023) In Bohrs model voor het waterstofatoom kan het elektron slechts bepaalde banen innemen. Sommige van deze banen zijn weergegeven in de figuur, waarbij n verwijst naar de energieniveaus die het elektron in elke baan heeft.
Bedenk dat in een waterstofatoom het elektron zich in de baan bevindt waar n = 5.
Volgens het Bohr-model zal dit elektron alleen energie uitzenden in de vorm van elektromagnetische straling
(A) maak een overgang naar de baan waarin n gelijk is aan 6.
(B) blijven in de baan waar n = 5.
(C) overgang naar elke baan waarin n groter is dan 5.
(D) overgang naar elke baan waarin n kleiner is dan 5.
(E) wordt uit het atoom uitgestoten en ioniseert het.
Antwoord: Letter D
Wanneer een elektron zich in een buitenste schil bevindt, geeft het bij terugkeer naar een binnenste schil met lagere energie overtollige energie vrij in de vorm van elektromagnetische straling (licht). Het optreden van licht zal dus alleen plaatsvinden als het in n = 5 aanwezige elektron een overgang maakt naar een binnenschil.
vraag 2
(Uerj 2019) Onlangs zijn wetenschappers erin geslaagd metallische waterstof te produceren door moleculaire waterstof onder hoge druk te comprimeren. De metaaleigenschappen van dit element zijn hetzelfde als de andere elementen in groep 1 van het periodieke classificatiesysteem.
Deze gelijkenis houdt verband met het meest energetische subniveau van deze elementen, wat overeenkomt met:
(A) ns1
(B) n.p.2
(C) nvt3
(D) nv4
Antwoord: Letter A
Het waterstofatoom heeft slechts één enkel elektron, dat zich op het eerste niveau bevindt, subniveau “s” (1s1). Eén reden waarom het in groep 1 van het periodiek systeem wordt aangetroffen, is omdat alle andere chemische elementen in deze groep atomen hebben waarvan de valentieschil van hetzelfde type is (ns1). Daarom kon waterstof, dankzij een vergelijkbare valentielaag, in deze metallische vorm worden geproduceerd.
Bronnen:
DO CANTO, E. L.; LEITE, L. L. W.; CANTO, L. W. Chemie – in het dagelijks leven. 1. red. São Paulo: Moderna, 2021.
ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Principes van de chemie: het leven en het milieu in twijfel trekken. 7. red. Porto Alegre: Bookman, 2018.
ATKINS, P.; DE PAULA, J.; KEELER, J. Fysische chemie van Atkins. 11 uitg. Oxford: Oxford University Press, 2018.
Wilt u naar deze tekst verwijzen in een school- of academisch werk? Kijk:
NOVAIS, Stéfano Araújo. "Elektrosfeer"; Brazilië School. Beschikbaar in: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletrosfera.htm. Geraadpleegd op 10 november 2023.
