Scheikunde leerstof periode 1 klas 4.docx

**Ontwikkeling van het atoommodel** Het is bijna onvoorstelbaar hoe dicht de ruim tweeduizend jaar oude theorie van Demokritos bij de moderne scheikunde staat. In 1808 spreekt John Dalton pas weer over atomen als harde, ondeelbare deeltjes. Wanneer Joseph John Thomson in 1897 het elektron ontdekt,...

**Ontwikkeling van het atoommodel** Het is bijna onvoorstelbaar hoe dicht de ruim tweeduizend jaar oude theorie van Demokritos bij de moderne scheikunde staat. In 1808 spreekt John Dalton pas weer over atomen als harde, ondeelbare deeltjes. Wanneer Joseph John Thomson in 1897 het elektron ontdekt, moet deze theorie worden aangepast. Als er negatief geladen deeltjes kunnen worden vrijgemaakt uit neutrale deeltjes, dan moeten er ook positief geladen deeltjes bestaan. Ernest Rutherford stelde in 1911 experimenteel vast dat een atoom is opgebouwd uit een positieve kern met daaromheen een negatief geladen **elektronenwolk**. In tabel 1 is de ontwikkeling van het atoommodel in de tijd weergegeven.\ \ Niels Bohr verfijnde dit model van Rutherford door de elektronen een vaste baan rond de kern toe te kennen. Daardoor kon hij een aantal niet eerder te verklaren verschijnselen uitleggen. Hij noemde deze banen **elektronenschillen **of kortweg schillen. Hoe verder een schil zich van de kern bevindt, hoe meer elektronen hij kan bevatten. In de eerste (K-), de tweede (L-) en de derde (M-) schil passen respectievelijk twee, acht en achttien elektronen (tabel 2). James Chadwick, een leerling van Rutherford, ontdekte in 1932 het neutron waarmee het **atoommodel **compleet is. Het atoommodel beschrijft een atoom dat bestaat uit negatief geladen **elektronen **die in banen om een kleine kern van positief geladen **protonen **en neutrale **neutronen **cirkelen. De lading van een proton en een elektron is de kleinst mogelijke lading die kan voorkomen. Deze waarde wordt daarom het elementair ladingskwantum *e* genoemd (tabel 3). Een elementair ladingskwantum is gelijk aan 1,60∙10^−19^ coulomb (Binas tabel 7A). **tabel 1 De ontwikkeling van het atoommodel in de tijd.** **circa 420 v.Chr.** **1808** **1897** **1911** **1914** **1932** ---------------------- ------------ ------------------------------------------ ----------------------------------------------- --------------------------- ---------------------- **Demokritos** **Dalton** **Thomson** **Rutherford** **Bohr** **Chadwick** ondeelbaar ondeelbaar positieve en negatieve ladingen aanwezig positieve kern, elektronen in wolk om de kern elektronen in vaste banen neutronen in de kern **tabel 2 De elektronenschillen van het atoommodel van Bohr met maximumaantal elektronen.** **schil** **elektronen** ----------- ---------------- K 2 L 8 M 18 **tabel 3 Lading en massa van de bouwstenen van een atoom.** **deeltje** **plaats** **lading (e)** **massa (u)** --------------- ---------------- ---------------- --------------- proton (p+) atoomkern 1+ 1,0073 neutron (n) atoomkern 0 1,0087 elektron (e−) elektronenwolk 1− 0,000 55 **elektronenwolk** Gebied om de kern van een atoom, waarin de elektronen zich bevinden.  **elektronenschil** Baan op bepaalde afstand rond een atoomkern, waarin de elektronen zich bij voorkeur bevinden. De eerste drie schillen zijn de K-, L- en M-schil.  **atoommodel** Model dat weergeeft hoe een atoom uit protonen, neutronen en elektronen is opgebouwd.  **elektronen** Negatief geladen deeltjes met een verwaarloosbaar kleine massa, die in vaste banen om een atoomkern heen bewegen.  **protonen** Positief geladen deeltjes met massa u die zich in de kern van een atoom bevinden.  **neutronen** Ongeladen deeltjes met massa u die zich in de kern van een atoom bevinden. **Atoomnummer en massagetal** Het aantal protonen dat zich in de kern van een atoom bevindt, bepaalt de identiteit van het atoom. Dit aantal wordt het **atoomnummer **genoemd. Het aantal elektronen in een atoom is gelijk aan het aantal protonen, want een atoom is elektrisch neutraal. Het aantal protonen verandert bij een chemische reactie nooit. Het atoomnummer wordt soms links onder het atoomsymbool aangegeven, bijvoorbeeld ~8~O voor de atoomsoort zuurstof. Behalve protonen bevinden zich in de kern ook neutronen. Deze bepalen mede de massa van het atoom, maar hebben geen invloed op de chemische eigenschappen. De meeste atoomsoorten kunnen een verschillend aantal neutronen bevatten. **Isotopen **zijn atomen die in de kern hetzelfde aantal protonen hebben, maar een verschillend aantal neutronen. Isotopen kunnen van elkaar worden onderscheiden door het verschil in **massagetal**. Dit is de som van het aantal protonen en neutronen, die zich in de kern van een atoom bevinden. Dit massagetal staat vaak links boven het atoomsymbool, maar wordt ook wel erachter geplaatst:^ 16^O of O-16. De isotopen van de verschillende atoomsoorten zijn vermeld in Binas tabel 25A. In deze tabel staan onder meer het atoomnummer, de atoommassa, het massagetal en het voorkomen in de natuur van de isotopen. Wanneer er geen percentage staat vermeld bij voorkomen in de natuur, dan is deze isotoop kunstmatig gemaakt. Let erop dat het massagetal alleen iets zegt over het aantal deeltjes in de kern, en geen exacte weergave is van de massa van een atoom. Voor een neutraal atoom geldt dus:\ atoomnummer = aantal protonen = aantal elektronen\ massagetal = aantal protonen + aantal neutronen\ atoommassa = zo exact mogelijk vastgestelde massa van een atoom **Voorbeeldopdracht 1** Maak een schematische tekening van het -atoom. **Uitwerking**\  heeft atoomnummer 17.\ Het aantal protonen in de atoomkern is gelijk aan het atoomnummer.\  heeft dus zeventien protonen.\ \  heeft het massagetal 37.\ massagetal = aantal protonen + aantal neutronen\ Invullen geeft: 37 = 17 + aantal neutronen.\ Er zijn dus twintig neutronen aanwezig in .  heeft geen lading, dus aantal elektronen = aantal protonen = 17. Er zijn dus zeventien elektronen die als volgt over de schillen zijn verdeeld:\ K-schil: 2\ L-schil: 8\ M-schil: 7 Het atoom  ziet er uit zoals in de figuur is weergegeven. **atoomnummer** Getal dat het aantal protonen in de kern van een atoom weergeeft.  **isotopen ** Atomen die in de atoomkern hetzelfde aantal protonen hebben, maar een verschillend aantal neutronen.  **massagetal** Getal dat de som van het aantal protonen en neutronen in de kern van een atoom weergeeft. **Relatieve massa\'s** Omdat de massa van atomen heel klein is, wordt de **atomaire massa-eenheid u** gebruikt. De precieze waarde van deze eenheid is als volgt gedefinieerd: 1 u =  van de massa van één -atoom; 1 u = 1,66∙10^−27 ^kg (Binas tabel 7B) Omdat in werkelijkheid de massa van een neutron en een proton niet precies gelijk is aan 1,0 u en de massa van de elektronen, hoe klein ook, wel meetelt, is de werkelijke atoommassa niet gelijk aan het massagetal. In Binas tabel 25A vind je de atoommassa's van de verschillende isotopen in vijf decimalen nauwkeurig. Van bijna alle atomen in de natuur komen verschillende isotopen naast elkaar voor. Hierdoor is het gewogen gemiddelde van de atoommassa van een element vrijwel nooit gelijk aan de atoommassa van een enkele isotoop. Het gewogen gemiddelde van de atoommassa van een element, de **relatieve atoommassa *A*~r~**~,~ is dus afhankelijk van de verhouding waarin de verschillende isotopen in de natuur voorkomen. In Binas tabel 25A staat het percentage vermeld waarmee iedere isotoop voorkomt in de natuur.\ In het periodiek systeem in Binas tabel 99 is de relatieve atoommassa van elk element vermeld. Met deze relatieve atoommassa's kun je de **relatieve molecuulmassa *M*~r ~**van een molecuul berekenen. **atomaire massa-eenheid u** van de massa van één -atoom. **relatieve atoommassa ** *A*~r~\ Gewogen gemiddelde van de atoommassa's van de in de natuur voorkomende isotopen van een atoomsoort. **relatieve molecuulmassa** *M*~r~\ Massa van een molecuul in u, berekend met behulp van de relatieve atoommassa's. **Periodiek system der elementen** In de tweede helft van de negentiende eeuw waren 56 elementen bekend. Verschillende wetenschappers waren er destijds van overtuigd dat er een ordening in de elementen moest kunnen worden aangebracht. Mendelejev was de eerste die met een overtuigend systeem kwam. Hij rangschikte de elementen van links naar rechts naar oplopende atoommassa en zette elementen met vergelijkbare eigenschappen onder elkaar. Opzienbarend was het feit dat hij plekken openliet voor elementen die nog moesten worden ontdekt. De eigenschappen van deze elementen werden door hem nauwkeurig voorspeld. Met de ontdekking van het element germanium, dat Mendelejev als eka-silicium had beschreven, kwam de erkenning dat zijn systeem juist was (tabel 4). Zijn periodiek systeem der elementen werd toen wereldwijd aanvaard. Er zijn op dit moment 118 atoomsoorten bekend. De laatste paar zijn nog maar kortgeleden ontdekt. Van deze 118 atoomsoorten komen er 92 in de natuur voor. De andere zijn door de mens gemaakt.  **tabel 4 De voorspellingen van Mendelejev en de werkelijke eigenschappen van germanium.** **eigenschap** **eka-silicium, voorspeld in 1871** **germanium, ontdekt in 1886** ------------------- ------------------------------------- -------------------------------- atoommassa 72 u 72,3 u dichtheid 5,5 g cm^−3^ 5,47 g cm^−3^ formule oxide XO~2~ GeO~2~ dichtheid oxide 4,7 g cm^−3^ 4,703 g cm^−3^ kookpunt chloride \< 100 °C 86 °C **Perioden en groepen** In het huidige periodiek systeem staan elementen in volgorde van atoomnummer van links naar rechts in **perioden **gerangschikt (figuur 1). Een nieuwe periode start wanneer er een elektron in een nieuwe schil wordt geplaatst. Naarmate het atoomnummer toeneemt, worden de perioden van het periodiek systeem steeds breder doordat het aantal elektronen in de opeenvolgende schillen toeneemt. Elementen met vergelijkbare eigenschappen staan onder elkaar in **groepen**. **figuur 1 Het huidige periodiek systeem der elementen.** **periode** Rij in het periodiek systeem met elementen die valentie-elektronen hebben in dezelfde schil.  **groep** Kolom in het periodiek systeem met elementen die vergelijkbare chemische eigenschappen hebben. **Metalen en niet-metalen** *Zie o.a. proef 2 \'massapercentage ijzer in staalwol\' van de practica bij dit hoofdstuk.*\ Het periodiek systeem kan grofweg worden opgedeeld in twee groepen atoomsoorten: de **metalen **en de niet-metalen. Deze onderverdeling is met kleuren aangegeven in figuur 1. De metaalatomen staan in het midden en links in het periodiek systeem. Metaalatomen vormen geen moleculen. De formules van niet-ontleedbare stoffen (elementen) die tot de metalen behoren, zijn daarom altijd gelijk aan het atoomsymbool: Fe(s) en Fe. Niet-ontleedbare stoffen die uit metaalatomen bestaan, hebben vergelijkbare eigenschappen (figuur 2). Zo zijn de stoffen ijzer en zilver allebei glanzend en geleiden ze stroom en warmte goed. De **niet-metalen** bevinden zich, op waterstof na, aan de rechterkant van het periodiek systeem. Niet-ontleedbare stoffen (elementen) die tot de niet-metalen behoren, bestaan vaak uit twee-atomige moleculen (tabel 5). De formule van de niet-ontleedbare stof stikstof, N~2~(g), is anders dan de formule van de atoomsoort, N. Niet-ontleedbare stoffen die uit niet-metalen bestaan, zijn vaak gasvormig bij kamertemperatuur en geleiden geen elektriciteit. Niet-metalen van verschillende atoomsoorten kunnen ook met elkaar atoombindingen aangaan en vormen dan verbindingen, bijvoorbeeld H~2~O. Deze verbindingen kunnen ook weer worden ontleed. **tabel 5 Molecuulformules van niet-metalen met twee dezelfde atomen.** **element** **molecuulformule** ------------- --------------------- broom Br~2~(l) chloor Cl~2~(g) fluor F~2~(g) jood I~2~(s) stikstof N~2~(g) waterstof H~2~(g) zuurstof O~2~(g) **metaal** Atoomsoort in het periodiek systeem die valentie-elektronen afstaat om aan de edelgasconfiguratie te voldoen.  **niet-metaal** Atoomsoort in het periodiek systeem die valentie-elektronen opneemt om aan de edelgasconfiguratie te voldoen. **Oktetregel** De eigenschappen van atomen, zoals reactiviteit, worden bepaald door het aantal elektronen in de buitenste schil: de **valentie-elektronen**. Elementen met hetzelfde aantal valentie-elektronen hebben vaak overeenkomstige chemische eigenschappen. De verdeling van de elektronen over de schillen noem je de **elektronenconfiguratie**. De elektronenconfiguratie is in Binas tabel 99 voor elke atoomsoort aangegeven. De elementen in groep 18 zijn de **edelgassen**. Toen Mendelejev bezig was met het opstellen van zijn periodiek systeem, waren deze gassen nog niet ontdekt. De edelgassen zijn pas laat ontdekt, omdat ze niet of nauwelijks reageren met andere stoffen. Het eerste edelgas dat bij toeval werd ontdekt, noemde men om die reden argon, naar het Griekse *argos*, dat lui betekent. Het gebrek aan reactiviteit van de edelgassen betekent dat ze zeer stabiel zijn. Als je naar de elektronenconfiguratie van edelgassen kijkt, dan blijkt dat edelgassen, behalve helium, steeds acht valentie-elektronen in de buitenste schil hebben. Blijkbaar zorgt deze **edelgasconfiguratie **voor veel stabiliteit, wat een verklaring is voor de lage reactiviteit van edelgassen. Het is gebleken dat veel atoomsoorten, in meer of mindere mate de voorkeur hebben om ook acht valentie-elektronen in de buitenste schil te hebben om aan deze stabielere edelgasconfiguratie te voldoen. Dit wordt de **oktetregel **genoemd; *oktet *betekent acht. Met deze oktetregel kun je de reactiviteit van veel elementen uit diverse groepen van het periodiek systeem verklaren. Van de elementen in groep 17, de **halogenen**, is bekend dat ze gemakkelijk met metalen reageren en daarbij een elektron opnemen. Metalen staan vaak gemakkelijk elektronen af. De **alkalimetalen **in groep 1 en de **aardalkalimetalen **in groep 2 zijn hierin het meest reactief. Wanneer een metaal en een niet-metaal met elkaar reageren, bereiken beide atoomsoorten de stabiele edelgasconfiguratie, zoals in de reactie van chloor met natrium: 2 Na + Cl~2~ → 2 Na^+^ + 2 Cl^-^ Na de reactie heeft elk Na-atoom een elektron afgestaan en elk chlooratoom een elektron opgenomen. Deze atomen hebben dan een lading gekregen, omdat het aantal protonen niet meer gelijk is aan het aantal elektronen. Beide atoomsoorten hebben dan wél de edelgasconfiguratie met acht valentie-elektronen in de buitenste schil. Wanneer atomen geladen deeltjes (ionen) vormen, krijgen metaalatomen altijd een positieve lading en niet-metaalatomen een negatieve lading. De indeling van het periodiek systeem in metalen en niet-metalen is onder andere op deze chemische reactiviteit gebaseerd. De niet-metalen in groep 14 tot en met 17 hebben per groep hetzelfde aantal elektronen in de buitenste schil. Deze elementen kunnen ook de edelgasconfiguratie bereiken door een elektronenpaar met een ander atoom te delen via een **covalente binding **of **atoombinding**. Het aantal covalente bindingen dat een atoom kan vormen om de edelgasconfiguratie te verkrijgen, wordt de **covalentie **van het atoom genoemd. De covalentie van de niet-metalen kun je eenvoudig aflezen uit de groep in het periodiek systeem. Hoe verder de groep van groep 8 (de edelgassen) verwijderd is, hoe meer elektronen het atoom volgens de oktetregel moet opnemen om aan de edelgasconfiguratie te voldoen. **Voorbeeldopdracht 2** Leg uit met de oktetregel en Binas tabel 99 welke lading  moet hebben om te voldoen aan de edelgasconfiguratie. **Uitwerking**\ Volgens de oktetregel moeten er acht elektronen in de buitenste schil van een atoom zitten om te voldoen aan de edelgasconfiguratie. Volgens Binas tabel 99 heeft  twee elektronen in de M-schil. Uitgaande van een zo klein mogelijke verandering in het aantal elektronen betekent dit voor , dat de twee elektronen uit de M-schil van  zouden moeten verdwijnen. Hierdoor wordt de L-schil de buitenste schil met acht elektronen. Door het verdwijnen van twee negatieve ladingen uit het atoom betekent dit, dat  dan twaalf positief geladen protonen heeft en tien negatief geladen elektronen. De totale lading wordt dan 2+. **valentie-elektronen** Elektronen in de buitenste schil van een atoom.  **elektronenconfiguratie** Wijze waarop de elektronen over de verschillende schillen van een atoom zijn verdeeld.  **edelgassen** Elementen in groep 18 van het periodiek systeem die nagenoeg geen chemische reacties aangaan.  **edelgasconfiguratie** Elektronenconfiguratie waarbij de buitenste schil van een atoom acht elektronen bevat (of twee in het geval van de atoomsoorten H en He).  **oktetregel** Regel dat atomen bij voorkeur acht elektronen in de buitenste schil hebben. **halogenen** Elementen in groep 17 van het periodiek systeem.  **alkalimetalen** Elementen in groep 1 van het periodiek systeem. **aardalkalimetalen** Elementen in groep 2 van het periodiek systeem. **covalente of atoombinding** Binding tussen twee atomen gevormd door een gemeenschappelijk elektronenpaar.  **covalentie** Aantal atoombindingen dat een atoom aangaat.