Orbitaal
Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Een orbitaal is een begrip in de natuurkunde om min of meer aanschouwelijk betekenis te geven aan de baan van een elektron in een atoom. In het klassieke atoommodel bevond een elektron zich in een schil, een bolvormig gebied rondom de kern. In de kwantummechanica wordt de positie van een elektron in een geïsoleerd atoom beschreven door de golffunctie van dat elektron. Door deze golffunctie, die zelf ook als orbitaal wordt aangeduid, wordt een kansverdeling gegeven over de mogelijke posities van het elektron. In principe bestaat de mogelijkheid het elektron op zeer grote afstand van de kern aan te treffen, maar de kans daarop is zeer gering. De waarschijnlijkste posities, met gezamenlijk een kans van 90% om het elektron er aan te treffen, vormen de orbitaal. Het is het trefkansgebied van een elektron binnen de grenzen van het atoom.
Golffuncties kunnen moeilijk in beeld worden gebracht; zelfs als ze niet in de tijd variëren zijn het nog driedimensionale functies. Een mogelijke weergave is een stippendiagram waarin een grote kans om het elektron aan te treffen, wordt aangegeven met een grote stippendichtheid. De contourvlakken die een zo klein mogelijk volume omsluiten waarop 90% kans is het elektron er aan te treffen, bepalen de orbitaal.
Inhoud |
[bewerken] Orbitaalvormen
Orbitalen komen in verschillende vormen voor en op verschillende niveaus. De vormen worden aangeduid met de letters s, p, d en f, afkomstig van de beginletters van de kenmerken sharp, principal, diffuse en fundamental van de spectraallijnen, en verder alfabetisch: g, h,... De niveaus (schilnummers) worden aangeduid met een cijfer dat voor de letter wordt geplaatst.
[bewerken] s
De eenvoudigste orbitaal is een s-orbitaal. Deze is bolvormig.
De golffunctie van de laagste s-orbitaal (1s) heeft overal hetzelfde teken, zodat de orbitaal geheel aaneengesloten is. Het maximum van de kansverdeling ligt op de kern van het atoom, waar in de klassieke mechanica het elektron beslist niet kon komen, en de kansdichtheid neemt af met toenemende afstand tot de kern.
De 2s en hogere orbitalen hebben knoopvlakken, vlakken waar de golffunctie door nul gaat. De knoopvlakken van de 2s, 3s enzovoorts zijn concentrische boloppervlakken. De kansverdeling van de elektronen is op die vlakken nul, het elektron kan alleen aan weerszijden van zo'n vlak worden aangetroffen. Aangezien het elektron niet op zo'n vlak kan komen, kan het alleen van de ene naar de andere kant komen door te tunnelen.
[bewerken] p
Op de s- volgen de p-orbitalen. De laagste is 2p; deze vertoont een haltervorm, waarvan het knooppunt samenvalt met de atoomkern. Er is 1 knoopvlak dat midden tussen de twee armen van de halter loopt. Een p-orbitaal is een lineaire combinatie van drie mogelijke p-orbitalen van eenzelfde subniveau. Deze zijn in de ruimte geörienteerd volgens drie loodrecht op elkaar staande richtingen.
Hogere p-orbitalen (3p, 4p, ... ) hebben naast het knoopvlak tussen de halters ook nog knoopvlakken als de hogere s-orbitalen, in de vorm van een bolschil.
[bewerken] d, f, g, h...
De d-, f-, en hogere orbitalen vertonen meer en meer ingewikkelde vormen, en beginnen met 2, 3, en meer knoopvlakken.
 Zie ook: Moleculaire orbitaal en Elektronenschil |
 |
Meer afbeeldingen die bij dit onderwerp horen, zijn te vinden in de categorie Orbitals van Wikimedia Commons. |
