Login processing...

Trial ends in Request Full Access Tell Your Colleague About Jove

2.4: Elektronisch baanmodel
INHOUDSOPGAVE

JoVE Core
Biology

This content is Free Access.

Education
Electron Orbital Model
 
Deze voice-over is door de computer gegenereerd
TRANSCRIPT

2.4: Electron Orbital Model

2.4: Elektronisch baanmodel

Overview

Orbitals are the areas outside of the atomic nucleus where electrons are most likely to reside. They are characterized by different energy levels, shapes, and three-dimensional orientations.

The Location of an Electron within an Atom Corresponds with an Energy Level and an Orbital Shape

The location of electrons is described most generally by a shell or principal energy level, then by a subshell within each shell, and finally, by individual orbitals found within the subshells. The first shell is closest to the nucleus, and it has only one subshell with a single spherical orbital, termed the 1s orbital, that can hold two electrons. The next shell holds eight total electrons: two in the spherical 2s orbital and two in each of the three dumbbell-shaped 2p orbitals. In higher energy levels, the outermost orbitals—those found in the d and f subshells—take on more complex shapes. A total of 10 electrons can fit within the five d orbitals, and 14 total electrons fit within the seven f orbitals.

Orbital diagrams can be used to visualize the location and relative energy levels of each electron in an atom. Within each shell, electrons have a rising level of energy. The s subshell has the lowest amount of energy. Electrons in the p subshell have somewhat higher energy, followed by the d and f subshell if they are present.

The Bohr Model Introduced the Concept of Orbitals

We have seen that electrons in different orbitals have different energy levels. How do we know that there is energy in the electrons at all, much less that electrons can have differing amounts of energy? In 1913, Niels Bohr was able to experimentally determine how much energy was gained and lost when electrons changed orbitals in an atom of hydrogen and other ions with a single electron. Combining the results of his experiments with prior knowledge of a positively-charged nucleus from the work of Ernest Rutherford, Bohr developed the first model of electron orbitals.

When electrons gain energy, they enter an excited state and jump to higher orbitals. Energy can be added to electrons in the form of heat or light, and when they lose that energy rapidly, they fall back from the higher orbital and emit a particle of light called a photon. The color of the emitted photon corresponds to a specific amount of energy so that it can be quantified by a spectroscope.

Bohr was able to determine the energy contained in principal energy levels—also referred to as shells—by heating hydrogen. The additional heat energy forced the electron to jump up from the first energy level to higher levels. Bohr then measured the wavelength of light that was emitted when the atoms cooled down again.

The Quantum Mechanical Model of the Atom

Bohr’s model of electron orbitals assumed that electrons orbited the nucleus in fixed circular paths. While his experiments were accurate for hydrogen and hydrogen-like ions with a single electron, he could not predict the electron configurations of other elements. There had to be additional factors influencing the physics of subatomic particles.

In 1926 Erwin Schrödinger expanded Bohr’s model of energy levels and developed the model of atomic orbitals that is still accepted today. Schrödinger took a number of other discoveries into account regarding the physical behavior of electrons that were made by scientists in the early 1920s. His quantum mechanical model accurately predicts the electron configurations of elements with multiple electrons. One fundamental change in Schrödinger’s model is the assumption that electrons travel in a wave motion that is affected by the positive charge of the nucleus. Because of this, the orbitals that we speak of today are cloud-like areas where electrons are most likely to be found rather than fixed circular paths as Bohr proposed. Another critical distinction is the division of Bohr’s energy levels—shells—into smaller categories—subshells and orbitals.

Overzicht

Orbitalen zijn de gebieden buiten de atoomkern waar elektronen het meest waarschijnlijk zullen verblijven. Ze worden gekenmerkt door verschillende energieniveaus, vormen en driedimensionale oriëntaties.

De locatie van een elektron in een atoom komt overeen met een energieniveau en een orbitale vorm

De locatie van elektronen wordt meestal beschreven door een schaal of hoofdenergieniveau, vervolgens door een subschaal binnen elke schaal en ten slotte door individuele orbitalen die in de subschalen worden gevonden. De eerste schaal bevindt zich het dichtst bij de kern en heeft slechts één subschaal met een enkele sferische orbitaal, de 1 s- orbitaal genaamd, die twee elektronen kan bevatten. De volgende schaal bevat in totaal acht elektronen: twee in de sferische 2 s- orbitaal en twee in elk van de drie haltervormige 2 p- orbitalen. In hogere energieniveaus nemen de buitenste orbitalen - die gevonden worden in de d en f subshells - complexere vormen aan. Een totaal van 10 electronen passen binnen de vijf d- orbitalen en 14 totale elektronen passen binnen de zeven f- orbitalen.

Orbitale diagrammen kunnen worden gebruikt om de locatie en relatieve energieniveaus van elk elektron in een atoom te visualiseren. Binnen elke schaal hebben elektronen een stijgend energieniveau. De s- subshell heeft de laagste hoeveelheid energie. Elektronen in de p- subschaal hebben een iets hogere energie, gevolgd door de d en f- subschaal als ze aanwezig zijn.

Het Bohr-model introduceerde het concept van orbitalen

We hebben gezien dat elektronen in verschillende orbitalen verschillende energieniveaus hebben. Hoe weten we dat er überhaupt energie in de elektronen zit, laat staan dat elektronen verschillende hoeveelheden energie kunnen hebben? In 1913 kon Niels Bohr experimenteel bepalen hoeveel energie er werd gewonnen en verloren toen elektronen van orbitalen veranderden in een atoom van waterstof en andere ionen met een enkel elektron. De resultaten van zijn experimenten combineren met priof kennis van een positief geladen kern uit het werk van Ernest Rutherford, ontwikkelde Bohr het eerste model van elektronenorbitalen.

Wanneer elektronen energie krijgen, komen ze in een opgewonden toestand en springen ze naar hogere orbitalen. Energie kan aan elektronen worden toegevoegd in de vorm van warmte of licht, en wanneer ze die energie snel verliezen, vallen ze terug uit de hogere orbitaal en zenden ze een lichtdeeltje uit dat een foton wordt genoemd. De kleur van het uitgezonden foton komt overeen met een bepaalde hoeveelheid energie, zodat het kan worden gekwantificeerd door een spectroscoop.

Bohr was in staat om de energie te bepalen die zich in de belangrijkste energieniveaus - ook wel schelpen genoemd - bevindt door waterstof te verhitten. De extra warmte-energie dwong het elektron om van het eerste energieniveau naar hogere niveaus te springen. Bohr mat vervolgens de golflengte van het licht dat werd uitgezonden als de atomen weer afkoelden.

Het kwantummechanische model van het atoom

Bohr's model van elektronenorbitalen ging ervan uit dat elektronencirkelde rond de kern in vaste cirkelvormige paden. Hoewel zijn experimenten nauwkeurig waren voor waterstof en waterstofachtige ionen met een enkel elektron, kon hij de elektronenconfiguraties van andere elementen niet voorspellen. Er moesten aanvullende factoren zijn die de fysica van subatomaire deeltjes beïnvloedden.

In 1926 breidde Erwin Schrödinger Bohr's model van energieniveaus uit en ontwikkelde hij het model van atomaire orbitalen dat nog steeds wordt geaccepteerd. Schrödinger hield rekening met een aantal andere ontdekkingen met betrekking tot het fysieke gedrag van elektronen die door wetenschappers in het begin van de jaren twintig werden gedaan. Zijn kwantummechanische model voorspelt nauwkeurig de elektronenconfiguraties van elementen met meerdere elektronen. Een fundamentele verandering in het model van Schrödinger is de aanname dat elektronen reizen in een golfbeweging die wordt beïnvloed door de positieve lading van de kern. Daarom zijn de orbitalen waarover we vandaag spreken wolkachtige gebieden waar elektronen hoogstwaarschijnlijk t zijno worden gevonden in plaats van vaste cirkelvormige paden zoals Bohr voorstelde. Een ander belangrijk onderscheid is de verdeling van Bohr's energieniveaus - schillen - in kleinere categorieën - subschalen en orbitalen.

Get cutting-edge science videos from JoVE sent straight to your inbox every month.

Waiting X
simple hit counter