beskrev en kärna som innehåller positivt laddade partiklar (protoner) och elektroner runt kärnan.
Omkring 1850 så upptäcktes det att atomer har en inre struktur i form av elektroner, protoner och neutroner, detta ligger i grund för Rutherfords modell.
protonerna och elektronerna fanns utspridda jämt inom atomen. Elektronerna var ej bundna till en specifik plats.
Atomer är odelbara. Alla atomer av ett specifikt grundämne är identiska i massa, storlek och kemiska egenskaper, detta la grunden för definitionen av grundämnen. Saknade information om atomens inre struktur.
elektronerna kretsar i cirkulära banor runt atomkärnan på specifika nivåer. Elektronerna kunde bara röra sig i vissa banor med specifika energier. Elektroner kan absorbera eller emittera energi när de övergår mellan olika skal. När elektroner går från en högre energinivå till en lägre så avger den energi i form av ljus.
varje elektron i en atom måste skilja sig från de andra elektronerna, åtminstone i sina kvantmässiga egenskaper (kvanttal).
“Två elektroner i en atom kan inte ha samma uppsättning kvantmässiga kvanttal”
Man fyller skalen från lägsta skalet innan man tar de högre
Varje skal rymmer ett begränsat antal elektroner
Enligt Hunds regel fylls orbitalerna i ett och samma energinivå (eller undernivå) först med elektroner som har parallell spin (spinn upp) innan man börjar para ihop elektroner med motsatt spin (spinn ner)
Regelns syfte är att minimera elektronernas avstötande krafter, eftersom elektroner med samma spinn har lägre energi och därför minskar avstötningen mellan dem. Detta resulterar i en mer stabil elektronkonfiguration
Intermolekylära krafter är de svagare krafter som verkar mellan olika molekyler inom en substans, påverkar ämnens aggregationsform och inkluderar bland annat van der Waals-krafter och vätebindningar.
Intramolekylära krafter gäller kraften som håller atomer ihop inom en molekyl, såsom kovalenta och joniska bindningar.
Atomradie minskar från vänster till höger i perioden. Detta beror på att antalet protoner i atomkärnan ökar, vilket ger en ökad attraktion på elektronerna och gör atomens yttre elektronskal mer krympt. Atomradien ökar om du går nedåt i en grupp pga. fler elektronskal med elektroner.
Joniseringsenergin avser energin som krävs för att ta bort en elektron från en atom och omvandla den till en positivt laddad jon. Då atomradien minskar när vi går från vänster till höger (perioder) kommer joniseringsenergin att öka när vi går åt höger i det periodiska systemet. Om vi kollar på grupperna så kommer joniseringsenergin att minska om vi går nedåt i en grupp.
kemisk egenskap som mäter förmågan hos en atom att attrahera delade elektroner i en kemisk bindning. Hög elektronegativitet - starkare förmåga att attrahera elektroner. Period - ökar från vänster till höger. Grupp - minskar nedåt.
- Jonisk bindning: Om två atomer har signifikanta skillnader i elektronnegativitet, är det troligt att den mer elektronegativa atomen kommer att "ta" elektroner från den mindre elektronegativa atomen, vilket leder till bildandet av joner.
- Kovalenta bindningar: Om två atomer har liknande elektronnegativitet, kommer de att dela sina elektroner i en kovalent bindning.
beskriver hur mycket energi som frigörs eller krävs när en atom tar emot en elektron för att bilda en negativ jon.Positiv elektronaffinitet innebär att energi frigörs vid elektronupptagning, medan negativ elektronaffinitet innebär att energi måste tillföras för att lägga till en elektron. Period - ökar från vänster till höger pga att atomstorleken minskar från vänster till höger. Grupp - minskar nedåt i en grupp pga att atomstorleken ökar när man går nedåt och elektronerna är längre från kärnan.
storleken på orbitalet, representerar skalet där elektronen befinner sig, bestämmer också energinivån hos en elektron i en atom
4p-subskalet ger n=4
beskriver formen på orbitalet där elektronen finns, anger orbitalens form, påverkar formen och rymdorienteringen för orbitalen
s-orbital=0
p-orbital=1
d-orbital=2
f-orbital=3
beskriver elektronens egen rotation och dess magnetiska egenskaper
m(s)=+1/2 eller -1/2
indikerar den magnetiska riktningen hos elektronen, specificerar den exakta orienteringen av en orbital i rymden
s-orbital= 0
p-orbital= -1, 0, 1
d-orbital= -2, -1, 0, 1, 2
f-orbital= -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
Enligt LCAO-MO är bindningen i anjonen är starkare och kortare. Vilket beror på att den extra elektronen i anjonen ökar elektronförtätningen i bindande molekylorbitaler och leder till en starkare bindning
En Katjon har en extra positiv laddning, vilket innebär att det finns en brist på en elektron. Detta leder till en försvagning av bindningen eftersom det finns färre elektroner som delas mellan atomerna.
Eftersom det finns en brist på en elektron, kommer det att vara en skillnad i energi mellan bindande och antibindande molekylorbitaler, och det kommer att vara mindre elektronförtätning i bindande orbitaler.
En anjon har en extra negativ laddning, vilket innebär att det finns en extra elektron. Detta leder till en starkare bindning eftersom det finns fler elektroner som delas mellan atomerna.
Eftersom det finns en extra elektron, kommer det att vara en skillnad i energi mellan bindande och antibindande molekylorbitaler, och det kommer att vara högre elektronförtätning i bindande orbitaler.
6.022 * 10^23
Detta avser energin som krävs för att ta bort den första elektronen från en atom för att bilda en positiv jon. Den energi som krävs för att bryta elektronens bindning till atomkärnan. Joniseringsenergin är generellt lägre för att det är lättare att ta bort första elektronen än följande.
Efter att den första elektronen tagits bort och en positiv jon bildas, är andra ordningens joniseringsenergi den energi som krävs för att ta bort andra elektronen från den positiva jon som skapats efter den första joniseringen. Denna är vanligtvis högre än den första, för att det är svårare att ta bort en elektron från en positiv jon.