Stap 2: Chemoluminescentie Singlet zuurstof: de lange, technische versie (achtergrond)
Gesp je veiligheidsgordel en houd op uw konten. Tijd voor enkele wetenschap.
Eerste, een paar termen en definities. Het onderstaande diagram is een moleculaire orbitaal diagram voor zuurstof. Dit is een manier grafisch vertegenwoordigen de energieniveaus (orbitalen) beschikbaar voor elektronen in een molecule te vullen. De vakken Links en rechts vertegenwoordigen de atomaire orbitalen die elke zuurstof-atoom draagt bij tot het molecuul. Ze zijn gelabeld s (in de vorm zoals een bol) en p (de vorm van een pinda). In het centrum zijn de moleculaire orbitalen die vorm wanneer de atomaire orbitalen met elkaar interageren. Ze hebben het label σ (sigma, de vorm van een worst) en π (pi, vorm, Nou, π gelijmd voeten-naar-benen). de sterretjes-show die de orbitalen van het "antibonding" - deze zijn net wat ze klinken en effectief "tenietdoen" een obligatie. Er zijn regels welke atomaire orbitalen kunnen "mix" en welke niet, maar we laten die voor een andere dag.
OK - nu dat we de energieniveaus alle aangelegd, kunnen we invullen dan met elektronen. Er zijn enkele regels hiervoor, maar dat relevante worden zal later! Zij zijn, in volgorde:
1. Het Afbau-beginsel: elektronen vullen lagere energie valt bestuurlijk vóór hogere-energie Staten. In een atoom en een molecuul betekent lagere energie voor een elektron dat dichter bij een atoomkern. Kernen zijn vol van protonen en negatief geladen elektronen aantrekken.
2. regel van Hund: als er energieniveaus die gelijk in energie (de zogenaamde "ontaarden," maar niet op dezelfde manier als uw kamergenoot college was), vullen ze allemaal met één elektron vóór om het even welk van hen krijgt twee elektronen. Dit is omdat de negatief geladen elektronen weren andere negatief geladen elektronen. Veel net als kinderen vereist het minder energie wanneer elk elektron een eigen kamer krijgt. Elektronen hebben ook een eigenschap met de naam "spin," die je kunt denken als de Polen op een magneet - elektronen kunnen "spin up" (Noordpool up) of "spin down" (Noordpool naar beneden) net als magneten vervolgens met elkaar zijn verbonden plaatst, elektronen in gedegenereerde orbitalen zal neigen om te hebben identieke draaiingen.
3. het uitsluitingsprincipe: elektronen kunnen geen identieke sets met kwantumgetallen. Kortom, wanneer u deze energieniveaus met elektronen opvult, er zijn waarden geassocieerd met enkele van de eigenschappen van de elektronen. Zonder het gaan in teveel detail, betekent dit dat elke orbital slechts twee elektronen kan volhouden, en de elektronen moeten hebben tegen "draaiingen."
Dus, geven deze regels, hier is wat ons gevulde energie-diagram eruitziet. Eerst zullen we de atomaire energieniveaus invullen (met de zes valentie-elektronen van zuurstof).
Vervolgens zullen we de moleculaire orbitalen vullen met de twaalf totale elektronen bijgedragen door elke zuurstof. Dit geeft ons de laagste energietoestand van zuurstof, of de "triplet" staat. Merk op dat er twee ongepaarde elektronen in het molecuul zuurstof! Dit is de reden waarom de zuurstof is dus reactieve - die ongepaarde elektronen zijn net jeuk om te reageren.
