Atomenes elektronstruktur

Lys og farger Hvitt lys spaltes i et prisme:

Bølgelengden til fargene er forskjellige: Lang bølgelengde betyr lav frekvens – og omvendt.

Det elektromagnetiske spektret

Jo høyere frekvensen til lyset er, desto høyere energi har lyset. E = h·f Dette er Plancks likning.

Lys – av partikkelnatur Lys er altså av bølgenatur. Men Einstein fant ut at lys også var av partikkelnatur – fotoelektrisk effekt.

Bølge-partikkeldualismen for lys Lys kan altså vise to helt ulike egenskaper- både bølge- og partikkelnatur. Dette kalles bølge-partikkeldualismen for lys. I praksis oppfører lys seg med bølgenatur når det bare møter svake hindringer, men oppfører seg med partikkelnatur når det blir sendt ut av eller stoppet av en gjenstand.

Bohrs modell for hydrogen Når hydrogengass blir utsatt for høyspenning, sendes det ut lys. Dette er atomspektret til hydrogen.

Bohr antok at elektronene gikk i faste baner rundt atomkjernen, og at elektronene hoppet ut i baner lengre ute når de ble tilført energi. Deretter falt de tilbake til grunntilstanden igjen, og ga fra seg energien sin i form av lys.

Modellen passet godt for hydrogen, men dårlig for atomer som har flere enn ett elektron. De Broglie foreslo at andre partikler enn lys – for eksempel elektroner – også viser bølgeegenskaper. Ved hjelp av dette, satte Schrödinger opp en likning som beskriver elektronenes posisjoner rundt atomkjernen.

Atomorbitaler Løsningene av Schrödingers likning gir oss bestemte energinivåer for et atom. Disse kalles atomorbitaler. Formen på atomorbitalene er avhengig av hvilket energinivå de befinner seg på.

For hydrogen i laveste energinivå er formen slik: Dersom hydrogen eksiteres, ser orbitalene slik ut: Disse kuleformete orbitalene har betegnelsen s.

Tilføres enda mer energi, ser orbitalen slik ut: Denne orbitalen har betegnelsen p.

Går vi nå til grunnstoffer med flere elektroner, blir stadig flere orbitaler fylt med elektroner. For nitrogen ser p-orbitalene slik ut:

Oppsplitting av energinivåene til elektronene Hvert hovedskall er splittet opp i underskall med ulik energi. Et hovedskall har like mange underskall som nummeret til hovedskallet: K(1): Ett underskall – s. L(2): To underskall – s og p. M(3): Tre underskall – s, p og d. N(4): Fire underskall – s, p, d og f.

Orbitalene betegnes med nummeret til hovedskallet + betegnelsen til underskallet. Det er et bestemt antall orbitaler i hvert underskall, og plass til to elektroner i hver orbital: 2s: s-nivået i L-skallet. 3d: d-nivået i M-skallet

Oppbyggingen av det periodiske systemet En tabell over elektronfordelingen i underskallene: Hoved- skall Under- Antall elektroner Totalt antall K (1) 1s 2 L (2) 2s 8 2 p 6 M (3) 3s 18 3p 3d 10 N (4) 4s 32 4p 4d 4f 14

Elektronene fylles inn i underskallene etter økende energi.

Det periodiske systemet p - blokk d - blokk S -blokk f - blokk