Vågrörelse Kap. 1. Kvantmekanik och den mikroskopiska världen λ c Modern teori för atomer/molekyler kan förklara atomers/molekylers egenskaper: amplitud x x’ Kvantmekanik I detta och nästa kapitel: atomers egenskaper och periodiska systemet. c = (ljus)hastigheten (= 2,9979·108 m/s för ljus) λ = våglängden 1.1 Elektromagnetisk strålning Antal toppar (dalar) som passerar punkten x’ per sekund = frekvensen = ν Sträckan per sekund blir då = λ·ν , d.v.s.: Ett sätt på vilket energi färdas genom rymden. Klassisk bild: Alternerande elektriskt och magnetiskt fält c = λ·ν Materiens natur Klassiskt: (-1900) Men... : Fotoelektriska effekten Ljus - Vågrörelse Materia – Partiklar Ljus som träffar en metalllyta kan få elektroner att emitteras (slungas ut). Ljusets frekvens ν måste vara större än ett visst tröskelvärde. v elektron hν ½ mev2 = hν − E0 elektronens rörelseenergi utträdesarbetet h = 6,626·10-34 J s = h = Plancks konstant Einstein (1905): Ljuset uppträder som en partikel med en energi som är proportionell mot ν och som stöter loss – om dess energi är tillräckligt stor – en elektron. Ljuspartikeln: Fotonens energi: Foton (γ) Eγ = hν ⇒ Ljus har partikelegenskaper! Dessutom: Tillbaka lite till elektromagnetisk strålning: Emission från exciterade (= med energiöverskott) gaser av atomer: Diffraktion Vågor kan interferera konstruktivt eller destruktivt och ge ett diffraktionsmönster: Emissionslinjer istället för kontinuerliga spektra. Detta stämmer inte med klassik fysik, men kan förklaras om man antar att bara vissa energier är tillåtna, och att en foton avges med en energi som är precis lika med skillnaden i energi mellan de två tillstånden: kvantisering av energi Ex: Två energinivåer E1, E2 E E2 hν E1 Men... Elektronstråle som passerar genom en kristall (Davisson & Germer 1927) ⇒ Diffraktionsmönster ⇒ Partiklar har vågegenskaper! ∆E = E2 − E1 = hν de Broglie (1923): λ= h mv Våglängd λ för partikel med massa m och hastighet v Väteatomen, kvantmekanisk beskrivning Slutsats: All materia har både våg- och partikelegenskaper En atomkärna med laddning Z⋅e och massa M plus en elektron med laddning –e och massa me. z Antag e− M >> me (x,y,z) r ”våg-partikeldualiteten” y Ze x Schrödingerekvationen för elektronen: Ny teori nödvändig! ⇒ Kvantmekanik Schrödingerekvationen (1927): Hψ ( x, y, z ) = Eψ ( x, y, z ) ⇒ Elektronens energinivåer: Z 2 me e 4 En = − 2 2 2 8ε 0 h n HΨ = EΨ Denna (våg)ekvation beskriver hur materien uppför sig på molekylär nivå. E : energin för systemet Ψ : vågfunktionen för systemet H : Hamiltonoperatorn (innehåller växelverkan) = −2,178 ⋅10 −18 Z2 ⋅ 2 n i enheten Joule Z = kärnladdningen = 1 för H-atomen n = kvanttal = 1, 2, 3, 4, ... Anm: Bara dessa energier är tillåtna, d.v.s. Energin är kvantiserad! Energin hos emitterad foton: 1 1 hν = ∆E = E n′ − E n = −2,178 ⋅10 −18 ⋅ Z 2 ⋅ 2 − 2 n′ n En’ hν En Emissionsspektrum för H: H* → H + hν Förutom energin får vi ut vågfunktionen ψ när vi löser Schrödingerekvationen. Vad är vågfunktionen? ψ (x,y,z)2 = sannolikheten att hitta elektronen i punkten (x,y,z) i rummet. Generellt, om man vet sannolikhetsfördelningen för elektronerna i en atom/molekyl kan man räkna ut exv. dipolmomentet, polarisabiliteten och alla andra egenskaper! Vågfunktionen för en elektron = orbital. Fig. 13.1 A9 En orbital motsvaras av ett område i rummet där det är hög sannolikhet att träffa på en elektron ”Sannolikhetsmoln” 90% innanför ytan Vågfunktionen karaktäriseras förutom av kvanttalet n också av två till kvanttal, l och ml: - Huvudkvanttalet (principal quantum number): n n = 1, 2, 3,… ”skal” avgör orbitalens utsträckning och energi - Bikvanttalet (angular momentum quantum number, rörelsemängdsmomentkvanttalet): l l = 0, 1, …, n-1 ”underskal” För H beror orbitalernas energi bara av n (de är ”degenererade” m.a.p. n): beskriver orbitalens form eller orbitaltyp l:s värde bokstav 0 s 1 p 2 d 3 f 4 g - Magnetiska kvanttalet: ml ml = -l,…,0,…,l beskriver orbitalens orientering i rymden Så vi får följande orbitaler: Orbitalerna har utseendet: s-orbitaler: p-orbitaler (exv 2px,2py,2pz): d-orbitaler (exv. de fem 3d-orbitalerna): Kap. 2. Atomer med flera elektroner och det periodiska systemet 2.1-2 Atomer med flera elektroner Lös Schrödingerekvationen för en atom med fler än en elektron ⇒ Orbitalerna ser ungefär ut som i H-atomen. Energinivåerna ändras jmf med i H-atomen: E(2s) < E(2p) E(3s) < E(3p) < E(3d) Det finns ytterligare ett kvanttal: - Magnetiska spinnkvanttalet: ms ms = -1/2, +1/2 (ner, upp eller β, α) beskriver elektronens inneboende rörelsemängdsmoment eller elektronspinn. (”Elektronens rotation kring sin egen axel”) Notera även att E(5s) < E(4d) E(4s) < E(3d) och dessutom gäller: E(6s) < E(4f) ≤ E(5d) E(7s) < E(5f) ≤ E(6d) Paulis uteslutningsprincip: • Två elektroner i en given atom kan inte ha samma uppsättning av de fyra kvanttalen n, l, ml, ms 2.3-4 Periodiska systemet Mendeleev (1872). Grundämnena kunde arrangeras efter ökande massa (egentligen kärnladdning) och grupperas i grupper med liknande egenskaper. • Således kan en orbital högst innehålla två elektroner och de måste ha olika spinn. period grupp Aufbau-principen (=Uppbyggnadsprincipen) Elektronerna adderas till orbitalerna från låga energier och uppåt, max två per orbital. E 3s 3p 2p 2s 3d 1s Hunds regel Den lägsta energikonfigurationen för en atom är att ha det maximala antalet oparade elektroner som tillåts enligt Pauliprincipen i en uppsättning degenererade orbitaler. 1s1 1s2 1s22s22p2 1s22s22p4 Elektronkonfiguration Vi kan med hjälp av atomorbitalernas energier och uppbyggnadsprincipen förklara periodiska systemets uppbyggnad Valenselektroner • Elektronerna i det yttersta skalet hos atomen • Atomer i samma grupp har samma antal valenselektroner • Övriga elektroner: inre-skalselektroner Huvudgruppernas beteckningar 1A, 2A, ..., 8A anger antalet valenselektroner Huvudgruppen (rosa och grön): fyller s och p orbitaler (H,He,Li,Be,B,C,N,O,F,...) Övergångsmetaller (blå): fyller d orbitaler (Sc, Ti, V,..., Fe, Co, ...,Y, ...) Lantanoider och aktinoider (gula): fyller f orbitaler (Ce, ..., Lu, Th,..., Lr) Alternativ namngivning: 1-18 (=summa s+p+d-elektroner) enligt IUPAC antal ns-e- + antal np-e- + antal (n-1)d-e- 2.5 Trender hos atomegenskaper • Jonradier • Atomradier Definition: halva bindningsavståndet i en molekyl eller 2r kristall med identiska atomer - Positiv jon mindre än motsv. atom - Negativ jon större än motsv. atom Tömmer skal Mer e- repulsion - Minskar med ökad positiv jonladdning i en Lika många e- men period (Na+ > Mg2+ > Al3+) ökad kärnladdning - Ökar med högre negativ laddning (O2- > F-) Lika många e- men ökad kärnladdning åt höger - atomradien ökar nedåt i en grupp Fler skal - minskar från vänster till höger i en period Ökad kärnladdning • Joniseringsenergi Energimängden som krävs för att bortföra en elektron från atomen eller jonen i gasfas Mg(g) → Mg+(g) + eMg+(g) → Mg2+(g) + e- 738 kJ/mol 1450 kJ/mol Information i periodiska systemet Samma antal valenselektroner i en grupp de bestämmer i huvudsak grundämnets kemi Placeringen i periodiska systemet ger info om elektronkonfigurationen Indelning av periodiska systemet: alkalimetaller, halogener, ädelgaser metaller, icke-metaller, halvmetaller Ex: Egenskaper alkalimetallerna (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - Första joniseringsenergin ökar från vänster till höger i en period - Minskar nedåt i en grupp - Elektronen tas först från skal med högst n • Elektronaffinitet Energivinsten när en atom upptar en elektron Cl(g) + e-→ Cl-(g) (Störst för halogenerna) Eea = 349 kJ/mol De kemiskt mest reaktiva metallerna - Reagerar med ickemetaller och bildar salter - Reagerar med H2O och bildar H2, häftigare ju längre ned i gruppen Då man går nedåt i gruppen: - Ökar densiteten - Minskar kok- och smältpunkter - Minskar joniseringsenergin - Ökar atomradien