In de laatste video's leerden we dat de configuratie
van elektronen in een atoom, niet een eenvoudige, klassieke
Newtoniaanse baan omschrijft.
Dat is het Bohr model van het elektron.
Ik herhaal dit, omdat ik vind dat het
belangrijk is.
Als dat de nucleus is, een heel klein,
klein, klein puntje ten opzichte van het hele volume van het atoom
En in plaats van het elektron dat in een baan er omheen beweegt,
als een planeet rond de zon.
In plaats van een baan, kan het beter omschreven worden als
orbitalen, dit zijn kans-dichtheids functies.
Dus een orbitaal-- laten we zeggen dat dat de nucleus is--
beschrijft, als je elk punt in de ruimte rond de
kern pakt, de kans dat je daar een elektron vindt.
Dus eigenlijk vertelt het je, over het volume van de ruimte
rond de kern, de kans dat je het elektron
in dat volume vindt.
En als je dus een aantal momentopnames van
elektronen pakt-- laten we zeggen de 1s orbitaal.
En zo ziet de 1s orbitaal eruit.
Nauwelijks te zien, maar het is een bol rond de kern en dat
is de laagste energietoestand van een elektron.
Als je een aantal momentopnames neemt
Laten we zeggen dat je momentopnames pakt van helium,
die heeft 2 elektronen.
Beide elektronen zitten in de 1s orbitaal.
Zo ziet het eruit.
Neem je een momentopname dan is het elektron misschien hier,
maar het volgende is het misschien daar.
Dan is het elektron hier.
Dan is het daar.
En daar.
En met allemaal momentopnames zou je er een
heleboel dicht bij elkaar hebben.
En dan zitten ze steeds verder uit elkaar,
naarmate je verder en verder naar de buitenkant gaat.
Maar zoals je ziet is de kans groter om een elektron
dicht bij de kern te vinden dan er verder vandaan.
Maar soms kan je een elektron
helemaal hier vinden, of hier.
Dus het kan echt overal zijn
maar als je meerdere waarnemingen doet
dan zie je wat de kansfunctie beschrijft.
Het zegt dat er een veel lagere kans is
om een elektron te vinden in deze kleine kubus
dan in deze kleine kubus.
Wanneer je dit soort diagrammen ziet met orbitalen,
het wordt getekend als een schil, zoals een bol.
Ik laat het er drie dimensionaal uit zien.
Dit is dan de buitenkant, en de kern
is ergens aan de binnenkant.
Kan je je afvragen, Waar kan ik het elektron
90% van de tijd vinden?
En dan zeg je, OK, ik kan het elektron
90% van de tijd vinden in deze cirkel,
als ik een dwarsdoorsnede zou nemen.
Maar soms kan het elektron zich daarbuiten bevinden.
Want het is volledig een kansberekening.
Dus het kan gebeuren,
dat je het elektron helemaal hier kan vinden
als dit de orbitaal is waar we het over hebben
In de laatste video zeiden we OK,
de elektronen vullen de orbitalen
van de laagste energie toestand naar de hoogste.
Je kan je voorstellen
dat als ik het als een soort Tetris speel
dan stapel ik de blokjes met de laagste energie eerst.
Op de grond plaats ik het blokje met de laagste energie.
En dan kan ik het tweede blokje met een lage energie status hier plaatsen.
Maar alleen als ik genoeg ruimte heb.
Het derde blokje moet in de volgende energietoestand.
In dit geval zou de energie beschreven kunnen worden
als potentiële energie.
Dit is een klassiek, Newtoniaans voorbeeld.
Dat is hetzelfde idee met elektronen
Als er eenmaal twee elektronen zijn in de 1s orbitaal
-- Laten we zeggen de elektronenconfiguratie van helium 1s2 is--
het derde elektron kunnen we nergens meer laten,
want er is ruimte voor maar twee elektronen.
En zoals ik denk over deze twee elektronen
ze stoten deze derde elektron af die ik toe wil voegen.
Dus die moet naar de 2s orbitaal,
En als ik de 2s orbitaal op deze leg,
dan zou het er uit zien zoals dit,
waar ik een hoge kans heb om elektronen te vinden in deze schil
welke om de 1s orbitaal ligt.
Dit zou lithium kunnen zijn.
Ik heb één extra elektron
Dit extra elektron zou zich kunnen bevinden
waar ik het waarneem.
Maar af en toe kan het hier verschijnen,
Het kan hier verschijnen, of hier,
maar de hoogste kans is daar.
Dus waar zal het elektron 90% van de tijd zijn?
Ongeveer hier in deze schil om het midden.
En wanneer je je het in drie dimensies voorstelt,
dan zal het hier bedekt worden.
Dus dit is de schil.
Dat is wat ik hier getekend heb.
Hier is de 1s
dat is deze rode schil.
En dan de 2s.
De tweede energie schil is deze blauwe schil.
Je kan goed zien dat
hoe hoger de energie orbitaal, des te hoger de energie schil.
Helemaal tot de zevende energie schil, dat is dit rode gebied.
Dan heb je het blauwe gebied, dan het rode, en het blauwe.
Zo krijg je een idee bij de energie schillen.
De s energie orbitalen omringen elkaar
Maar je ziet ook dit spul.
Het algemene principe is dat
de elektronen de orbitalen opvullen
van de laagste naar de hoogste energie orbitaal.
Dus de eerste die opgevuld wordt is de 1s.
Dit is de 1.
Dit is de s.
Dus dit is de 1s.
Er passen twee elektronen in.
De volgende die opgevuld wordt is 2s.
Hier passen weer twee elektronen.
Bij de volgende, hier wordt het interessant,
vul je de 2p orbitaal.
Dat is deze.
2p orbitalen.
De p orbitalen hebben iets van p sub z, p sub x, p sub y.
Wat houdt dat in?
Bekijk je de p-orbitalen, dan zie je een haltervorm.
Het lijkt onnatuurlijk, maar in volgende video's
laten we zien dat het hetzelfde is als staande golven.
Als je het zo bekijkt, dan zijn er drie manieren
waarop je de halters kan positioneren.
Eén in de z richting, boven en beneden.
Eén in de x richting, links en rechts.
En één in de y richting,
naar voren en naar achteren.
Dus als je het zou tekenen--
stel je wil de p-orbitalen tekenen.
Dan is dit wat je vervolgens moet opvullen.
Op die manier vul je het op met een elektron hier,
een ander elektron hier, en een ander elektron daar.
Dan vul je het op met nog een elektron,
we zullen 'spin' in de toekomst behandelen
Maar daar, daar en daar.
Dat wordt de regel van Hund genoemd.
Misschien doen we nog wel een hele video over de regel van Hund,
maar dat is nog niet relevant voor een eerste jaar scheikunde lezing.
Het vult het in deze volgorde, en opnieuw
wil ik dat je een gevoel krijgt bij hoe het eruit ziet.
Kijk.
Ik zou 'eruit zien' tussen quotes moeten plaatsen,
want het is erg abstract.
Maar ik wil dat je een beeld krijgt bij de p-orbitalen.
-- laten we zeggen, we kijken naar de elektronen configuratie
van bijvoorbeeld koolstof.
In de elektronen configuratie van koolstof,
gaan de eerste twee elektronen in 1s1 en 1s2.
Daarna vult het --
Dus het vult het 1s2, de koolstof configuratie.
Het vult 1s1, daarna 1s2.
En dit is de configuratie voor helium.
Dan gaan we door naar de tweede schil,
dat is de tweede periode.
Daarom wordt het ook het periodiek systeem genoemd.
We gaan het later hebben over perioden en groepen.
En dan ga je door
Hier vullen we de 2s op.
We zijn nu in de tweede periode.
Dat is de tweede periode.
Eén, twee.
Ik laat het wat duidelijker zien.
Dus dit vult deze twee.
Dus 2s2.
En dan vullen we de p-orbitalen op.
Het vult eerst 1p en dan 2p.
We zijn nog steeds in de tweede schil, dus 2s2, 2p2.
De vraag is hoe het eruit zou zien
als we deze orbitaal willen visualiseren,
de p orbitalen.
We hebben twee elektronen.
Eén elektron gaat--
Ik teken de assen.
Ik teken een drie dimensionaal
stelsel van assen.
Als ik een aantal waarnemingen doe van
één van de elektronen in de p-orbitaal,
laten we zeggen in de pz dimensie,
dan is het soms hier,
en soms kan het hier zijn, en soms hier.
En als je blijft waarnemen,
dan krijg je iets wat lijkt op een bel vorm.
Deze haltervorm.
En voor een ander elektron dat bijvoorbeeld in de x richting ligt,
maak je ook een aantal observaties.
Laat ik dat een andere kleur doen.
Dan ziet het er zo uit.
Je maakt een aantal observaties, en dan zeg je,
Hé, het is heel waarschijnlijk
om het elektron in deze haltervorm te vinden.
Maar je zou het ook daar kunnen vinden
Of je kan het daar vinden.
Of daar.
Er is gewoon een veel hogere kans
om het hier binnen te vinden dan daar.
En dat is denk ik de beste manier hoe je het zou kunnen visualiseren.
En wat we hier doen,
wordt de elektronenconfiguratie genoemd.
En de manier om dat te doen-- er zijn meerdere manieren
die onderwezen worden,
maar de manier zoals ik het graag doe,
je neemt het periodiek systeem en zegt, deze groepen,
en dan bedoel ik de kolommen,
deze groepen vullen de s subschil, oftewel de s-orbitalen.
Je kan hierboven s schrijven.
En deze kolommen gaan over de p-orbitalen.
Laat ik helium uitsluiten.
De p-orbitalen.
Ik laat helium weg uit het overzicht.
Deze gaan over de p-orbitalen.
En om het te begrijpen,
moet je helium weghalen en hier weer terugplaatsen.
Het periodiek systeem is gewoon een manier om te ordenen.
Maar om orbitalen te begrijpen,
zou je helium moeten oppakken.
Laat ik dat doen.
De magie van computers.
Ik knip het uit en plak het daar.
Nu zie je dat helium 1s en 2s gebruikt.
Dus de configuratie van helium is--
Pardon, je krijgt 1s1 en 1s2.
We bevinden ons in de eerste energie schil
De configuratie van waterstof is 1s1.
En er is maar één elektron in de s subschil van de eerste energie schil.
De configuratie van helium is 1s2.
En daarna vul je de tweede energie schil.
De configuratie van lithium is 1s2.
Hier gaan de eerste twee elektronen.
De derde gaat in 2s1.
En dat is het patroon.
Wanneer we doorgaan met stikstof kan je zeggen,
OK, het heeft drie elektronen in de p-suborbitaal.
Je zou zelfs van achter naar voren kunnen werken.
We zijn in de tweede periode.
Dus dit is 2p3.
Ik schrijf het op, 2p3.
Dit is de positie van de laatste drie elektronen, in het p-orbitaal.
Dan hebben we deze twee, die gaan in de 2s2 orbitaal.
En de eerste twee, oftewel de elektronen in de laagste energie toestand,
zijn 1s2.
Dus dit is de elektronenconfiguratie van stikstof.
En om zeker te zijn dat de configuratie klopt
tel je het aantal elektronen.
Dus twee plus twee is vier plus drie is zeven.
We hebben het over neutrale atomen,
dus het aantal elektronen en protonen moet gelijk zijn.
Het atoom nummer is het aantal protonen.
Dus dit klopt.
Zeven protonen.
Tot nu toe hebben we te maken gehad met de s-en en de p's.
Dat is te overzien.
Als ik de configuratie van silicium wil weten
wat zou dat zijn?
We zitten in de derde periode.
Eén, twee, drie.
Dat is de derde rij.
En dit is het p-blok.
En dit is de tweede rij in het p-blok.
Eén, twee, drie, vier, vijf, zes.
We zitten in de tweede rij van het p-blok,
dus we beginnen met 3p2.
En dan hebben we 3s2.
En dan vullen we het hele p-blok.
Dus dit is 2p6.
En dan hier 2s2.
En dit vult natuurlijk de hele eerste schil
voordat het deze andere schillen kan vullen.
1s2.
Dus dit is de elektronenconfiguratie van silicium.
En dan moeten we controleren of we 14 elektronen hebben.
twee plus twee is vier, plus zes is tien.
tien plus twee is twaalf plus twee is veertien.
Silicium klopt dus ook.
We lopen een beetje uit de tijd,
in de volgende video gaan we beginnen
met wat er gebeurt met deze elementen, oftewel het d-blok.
En je kan al een beetje raden wat er gebeurt.
We gaan deze d-orbitalen vullen
die nog vreemdere vormen hebben.
In het kort, hoe ik het zie,
is dat als je verder en verder van de kern komt,
is er meer ruimte tussen de lagere energie orbitalen
om deze vreemdvormige orbitalen te vullen.
Maar deze balanceren tussen--
Ik ga het later over staande golven hebben--
deze balanceren tussen dicht
bij de kern en het proton proberen te komen
met de positieve lading,
elektronen worden daartoe aangetrokken,
terwijl ze tegelijkertijd de andere elektronen willen ontwijken,
of in ieder geval hun normale distributie.
Tot de volgende video.