nl de nl nl nb ca nl nl nl nl nl nl nl nl da de nl de eu nl sl de nl et nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl da nl nl nl nl nl de nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl de nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl it nl en nl de sv nl nl en nl es nl de es nl nl nl fr nl de es nl nl nl de nl de es nl nl ru nl nl en nl de nl de es nl nl en nl fr nl de es nl nl nl nl es nl de es nl nl nl nl nl bn nl nl nl nl nl nl en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en en nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl sl nl nl nl nl de ja de nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl et nl pt en en et ja en it en en en en en en en it cs nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl fr nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl sv nl en nl nl de nl en en nl fa nl en et nl nl nl
Deze module gaat over atomen. Je leert hoe atomen in elkaar zitten en krijgt een eenvoudig idee van het atoombegrip.
Ook gaat het over de geschiedenis van hun ontdekking, over atoommodel, over belangrijkste eigenschappen van atomen.
Daarnaast bespreken we ook de begrippen 'ion', 'atoommassa', 'elektronenformule' en radioactiviteit.
1. Korte geschiedenis van het atoombegrip
Het woord 'atoom' verscheen voor het eerst in de Griekse Oudheid, 400 v Chr, toen de fylosoof Democritos het begrip toepaste:
Hij bedacht het allerkleinste deeltje van een stof. Denk je maar in: één kristalletje suiker dat je met een scherp scheermesje probeert in zo fijn mogelijke stukjes te snijden. Op een gegeven moment gaat dat niet meer. Het suikerdeeltje kan niet meer verder worden doorgesneden. Dan heb je het deeltje dat niet meer verder gedeeld kan worden.
Wel een wat theoretische gedachte, want allang voordat je bij de moleculen bent uitgekomen, moet je al afhaken; het scheermesje is veel te grof om zo fijn te kunnen werken.
Dat het zo klein zou zijn als wat wij tegenwoordig atomen noemen, had Democritos vast niet gedacht.
De eigenschappen van een stof hangen volgens Democritos direct samen met de vorm van dat kleinste deeltje: bijtende stoffen moeten wel naaldvormige atomen hebben, omdat ze prikken. En suikeratomen moeten wel een ronde vorm hebben, zo lekker zoet als ze smaken op de tong.
Elke stof heeft dus zijn eigen atomen en omdat er vreselijk veel stoffen zijn, zijn er ook vreselijk veel atomen in de visie van Democritos.
Daar denken wij anders over.
John Dalton (1803) kwam op het begrip 'atoom' terug als de elementaire deeltjes waar alle stoffen uit opgebouwd zijn. Maar volgens hem is het aantal atoomsoorten beperkt en worden de verschillende stoffen opgebouwd door het koppelen van diverse atomen (= molecuul).
Thomson (1897) ontdekte het elektron in het atoom.
Rutherford (1871) ontdekte de atoomkern en de samenstelling daarvan.
Tegenwoordig weten we veel en veel meer over de deeltjes van atomen, zoals onder andere de quark en het neutrino.
Meer over atomen op wikipedia
Wat is het fundamentele verschil tussen het atoom van Democritos en het atoom van Dalton?
Atomen hebben een kern, en die is opgebouwd uit nucleonen (kerndeeltjes, waarvan de belangrijkste: protonen en neutronen).
De kern bevindt zich in het midden van het atoom.
Het nucleon (één kerndeeltje) heeft een massa van 1 a.m.e. (atomaire massa-eenheid; hierover verderop meer). Alle nucleonen, kerndeeltjes, tezamen bepalen de atoommassa.
De aanwezigheid van protonen voorziet de kern van een positieve lading; een proton is positief geladen. Omdat de neutronen neutraal zijn, heeft elke atoomkern dus een positieve lading. De (positieve) kern trekt de (negatieve) elektronen aan.
Veranderingen in de kern noemt men "kernreacties".
Protonen & Neutronen (de nucleonen dus) zijn de grootste deeltjes in de atoomkern. In de kernfysica zijn inmiddels veel meer deeltjes ontdekt. Zo zijn kerndeeltjes weer opgebouwd uit zgn. quarks. Voor meer info hierover kun je bijvoorbeeld naar kennislink.
Verder blijven die kleinere deeltjes buiten deze cursus.
Protonen en neutronen hebben ongeveer gelijke massa, maar verschillende lading: protonen zijn positief en neutronen zijn neutraal. De positieve protonen houden de negatieve elektronenschillen om het atoom. De neutronen zorgen voor stabiliteit in de kern, wat nodig is omdat gelijk geladen deeltjes (de positieve protonen dus) elkaar afstoten. De zeer-korte-afstands-krachten van massa's blijken sterker dan de afstotende elektrische krachten. De verhouding tussen het aantal protonen en neutronen in de kern is van zeer groot belang voor de nodige stabiliteit.
Welke afstotende krachten bevinden zich in de atoomkern?
Leg uit waarom normale Waterstofatomen geen neutronen hebben.
Een foute verhouding tussen de aantallen protonen en neutronen veroorzaakt een onstabiele kern. Zo'n onstabiele kern heeft de neiging om te zoeken naar stabiliteit.
Dat lukt alleen als in de kern de verhouding 'protonen:neutronen' verandert. Er moeten neutronen bij, of weg of het aantal protonen moet anders.
Bij onstabiele kernen verloopt zo'n proces op een natuurlijke, spontane manier. Het gaat vanzelf. Je kunt er zelfs niets tegen doen.
Vaak bereikt de kern stabiliteit via een reeks van dit soort veranderingen; het gaat in stappen. Die kunnen miliseconden duren, maar soms ook miljoenen jaren.
Dit type veranderingen (die de kern zelf aanstuurt) noemen we "natuurlijke radioactiviteit". Het zijn natuurlijke kernreacties.
Het kan ook anders: Er zijn ook kunstmatige vormen van kernreacties, als bijvoorbeeld een atoomkern beschoten wordt met bepaalde zeer energierijke deeltjes. De kernen worden dan op een kunstmatige manier onstabiel gemaakt. Dan heb je "kunstmatige radioactiviteit".
Dit hele verschijnsel noemen we dus radioactiviteit, die natuurlijk kan zijn of kunstmatig.
De stappen die een atoom tot zijn beschikking heeft om op zoek te gaan naar meer stabiliteit, dus om zich (in de kern) te veranderen, beperken zich tot de volgende twee mogelijkheden:
Een neutron kan veranderen in een proton. Daarbij maakt het een nieuw elektron, het atoom verliest dat elektron en zendt het weg met veel energie (=B-straling).
Dit gebeurt in principe als een atoom teveel neutronen heeft.
De tweede mogelijkheid waar het atoom over beschikt is om een pakketje van vier nucleonen in één keer weg te sturen, de kern uit, het atoom uit zelfs. Het pakketje is samengesteld uit 2 protonen en 2 neutronen, heeft dus een positieve lading, en het pakketje wordt ook wel een a-deeltje genoemd of a-straling.
Dit proces heeft de voorkeur als er teveel protonen in de kern zitten.
Als er iets verandert in de kern, noem je dat een kernreactie. Je kunt zo'n reactie op een scheikundige manier opschrijven, noteren, met een zogenaamde kernreactievergelijking.
Dit is een natuurlijke kernreactie, waarbij de atoomkern van een Uraniumatoon een pakketje uitstoot van vier kerndeeltjes). Daarbij ontstaat een nieuw atoom: Thorium
Dit is een natuurlijke kernreactie, waarbij een radioactief koolstofatoom teveel neutronen heeft en daarom begint met ééntje daarvan om te zetten in een proton. Een elektron wordt daarbij gevormd en met kracht uitgestoten.
Dit is een kunstmatige kernreactie, waarbij een neutron met grote kracht naar binnen wordt geschoten in de kern van een Boriumatoon. Dat wordt daardoor onstabiel en ondergaat een kernreactie: een pakketje van vier kerndeeltjes wordt meteen verwijderd, als reactie op die aanval.
Francium(221) is een alfa-radioactieve isotoop. Geef de vergelijking van de kernreactie.
Brandstof voor kerncentrales kan zijn Uranium(235) waarvan de kernen een neutron vangen en dan een kernreactie starten die bijzonder veel warmte-energie oplevert (We noemen dat een exotherme reactie).
De andere isotoop, Uranium(238) kan ook een neutron vangen en Plutonium(239) vormen. Dit Plutonium kan weer dienen als grondstof bij de productie van atoombommen.
Geef de vergelijking van de kernreactie van de vorming van Plutonium.
Elektronen zijn de atoomdeeltjes met negatieve lading, vrijwel zonder massa (ze zijn 2000 x zo licht als een kerndeeltje) en ze bevinden zich niet in de kern, maar daar omheen. Ze behoren bij atomen, maar kunnen soms los voorkomen, bijvoorbeeld in kathodestraling, of bij bepaalde vormen van elektriciteit.
Elektronen hebben een deeltjeskarakter, maar je kunt ze ook anders bekijken, namelijk als elektromagnetische trillingen. Je zou ze kunnen beschouwen als heel kleine stukjes straling. Een woord dat je daarvoor kunt gebruiken is 'foton'. In deze cursus beperken we ons tot het deeltjeskarakter van de elektronen.
Een elektron is precies zo negatief als een proton positief is; dus ze neutraliseren elkaar 100%.
Daarom moet een neutraal atoom evenveel protonen hebben in de kern als elektronen daaromheen.
De elektronen van een atoom, elk met een negatieve lading, hebben behoefte aan een goed georganiseerde ruimte rondom de kern. Ze zijn allemaal negatief, dus zullen niet op een kluitje gaan zitten. Integendeel, heel hun gedrag en hun plek moet nauwkeurig geregeld worden.
De positieve kern trekt ze aan, houdt de elektronen bij elkaar. Maar er is niet alleen deze aantrekkingskracht, er is ook de afstotende kracht tussen de elektronen onderling. Je zou kunnen zeggen: de elektronen moeten elk vechten voor hun plekje. Daarbij is belangrijk om te weten dat elk elektron een (grotere of kleinere) hoeveelheid energie bezit.
Je kunt elektronen beschouwen als ladingen in beweging, en dat is eigenlijk de definitie van elektrische stroom. Bewegende ladingen veroorzaken een elektromagnetisch veld en dat veld beïnvloedt op zijn beurt weer de positie van alle in het atoom aanwezige elektronen.
Dit alles werkt mee aan de ingewikkelde elektronenverdeling, bijvoorbeeld de verdeling van de elektronen over verschillende niveaus, elektronenschillen.
Hierna volgen enkele vereenvoudigde regels voor de elektronenverdeling binnen een atoom, in overeenstemming met de atoomtheorie.
Elektronen hebben energie en de hoeveelheid energie heeft te maken met diverse factoren, zoals de afstand van dat elektron tot de kern.
Hoe verder van de kern, hoe meer energie een elektron heeft.
De energie van een elektron bepaalt
in welk energienivo dat elektron mag zitten.
Dat alles staat onder invloed van de atoomkern.
Voor energienivo kun je ook een ander woord gebruiken: elektronenschil. Er zijn hoofdschillen (niveaus) en onderschillen(subnivo's).
Hieronder staan drie vereenvoudigde basisregels voor de hoofdschillen: (deze regels gelden niet automatisch voor alle atomen!)
De kern trekt elektronen aan; afhankelijk van hun energie en van de beschikbare ruimte blijven de elektronen op bepaalde afstand van de kern hangen. De binnenste schil, het dichts bij de kern, noemen we schil nummer 1; vervolgens heten ze 2, 3, enzovoort. (soms kom je nog de aanduiding K, L, enz. tegen). n = hoofdquantumgetal.. (nummer van de hoofdschil dus)
Het maximaal aantal elektronen in schil n is gelijk aan 2n2;
Dit getal heeft nog een andere impact; het is het voorkeursaantal van schil n
De buitenste hoofdschil heeft maximaal 8 elektronen.
Die laatste regel kent een paar uitzonderingen bij de elementen met zeer laag atoomnummer. Leg dat uit.
Een atoom Natrium heeft in totaal 11 elektronen te verdelen. In schil 1 kunnen er twee, schil 2 is vol met 8 elektronen. Er blijft dus 1 elektron over voor de derde schil. Meer is er niet. Die derde schil is de buitenste schil van het Natriumatoom en heeft dus slechts één elektron. Dit elektron noem je "het valentie-elektron" en is heel erg belangrijk voor de eigenschappen van Natrium. (daarover later meer)
Nu gaan we het wat preciezer bekijken. Je krijgt regels die geldig zijn voor alle atomen, zonder uitzondering:
De hoofschillen worden onderverdeeld in onderschillen, subschillen of subnivo's.
1 bestaat uit slechts
met een maximaal aantal
met een maximaal aantal
s, p en d
met een maximaal aantal
2, 6 en 10
s, p, d en f
met een maximaal aantal
2, 6 , 10 en 14
De hoofdschillen 5 tot 7 zouden zich - theoretisch - kunnen onderverdelen in 5, 6 en 7 subnivo's.
Maar zulke grote atomen bestaan helemaal niet; daar is de natuur niet aan toe gekomen.
s, p, d en f
met een maximaal aantal
2, 6, 10 en 14
s, p en d
met een maximaal aantal
2, 6 en 10
met een maximaal aantal
Bij het vormen van subnivo's moet je je voorstellen dat het opvullen ervan altijd begint zo dicht mogelijk bij de kern (+ en - trekken elkaar aan). Hoe dichter bij de kern, des te minder energie bezit het elektron.
Het wordt ingewikkeld omdat de schillen elkaar beginnen te overlappen vanaf het subnivo 3d/4s: het d-subnivo van de derde hoofdschil ligt net iets verder van de kern dan het s-nivo van de vierde hoofdschil.
En ook nu: Na het invullen van de subnivo's met elektronen, volgens de regels, blijft er een restje over (behalve bij de edelgassen). Dat restje aan elektronen neemt plaats in het buitenste subnivo. Dat buitenste niveau is heel belangrijk voor de eigenschappen van het atoom, van de stof dus. Dit niveau bepaalt ook de plaats van het element in het periodiek systeem. (zie module 2)
Het Natriumatoom heeft de volgende elektronenverdeling in de sub-nivo's:
1s2 2s2 2p6 3s1.
Dus, het atoom heeft 3 hoofdschillen en in de buitenste hoofdschil één (valentie)elektron.
In dit geval bereikt men hetzelfde resultaat met de eenvoudige 2n2 -regel.
Elke hoofdschil heeft tenminste één subnivo.
Wat is het type subnivo dat in elke hoofdschil aanwezig moet zijn?
Maak een tabel die de volgende gegevens moet bevatten: het aantal valentie-elektronen (verticaal) en het totaal aantal hoofdschillen (horizontaal), voor de volgende atoomnummers: 32   54   83   56   22   73   44   68   94, en volgens de eenvoudige 2n2 -regel
Maak net zo'n tabel voor dezelfde atoomnummers, maar nu volgens het volledige schema met subnivo's
Zet de gegevens naast elkaar en vergelijk, onderzoek de eventuele verschillen; probeer conclusies te trekken
NB: Onthoud alvast dat die gegevens: aantal valentie-elektronen en aantal hoofdschillen, het atoom karakteriseren. Ze zijn dus belangrijk.
De elektronen van de diverse subnivo's verschillen niet van elkaar, behalve dan in de hoeveelheid energie die ze bevatten. Dus ook de valentie-elektronen (in de buitenste schil) zijn niet van een ander type dan de andere elektronen van het atoom.
Toch geef je deze elektronen in de buitenste schil een eigen naam 'valentie-elektronen' omdat ze zo'n speciale functie hebben. In belangrijke mate bepalen die valentie-elektronen de eigenschappen van het element.
Normaal gesproken hebben de hoofdschillen een voorkeursaantal aan elektronen. Als ze dat aantal hebben, zijn ze tevreden, dan zijn ze stabiel.
De buitenste hoofschil heeft een sterke voorkeur voor acht elektronen, maar in werkelijkheid hebben alleen de edelgassen echt een voorkeursaantal elektronen bereikt in hun buitenste schil.
Atomen die geen stabiele buitenste schil hebben, zullen proberen hun situatie stabieler te maken. Dat doen ze door samen te werken met andere atomen. Samenwerking heeft vaak succes. Zo'n proces om een stabielere situatie te verkrijgen, dat noem je een scheikundige of chemische reactie.
Dus: het zijn de valentie-elektronen die de hoofdrol spelen bij het vormen van chemische bindingen (zie module 03) tijdens chemische reacties (zie module 07). Dat weet je dan alvast.
De elektronenstructuur van de edelgassen lijken in bepaald opzicht op elkaar.
Helium heeft geen 8 valentie-elektronen, maar toch is het een edelgas.
Leg dit laatste uit.
Er zijn zo'n honderd verschillende atomen en elk atoom heeft een eigen symbool. Elektronenformules tonen het symbool van het atoom met alle aanwezige valentie-elektronen. Dat kun je doen bij zowel eenzame atomen als bij meerdere aan elkaar verbonden atomen.
Zo is de elektronenformule van een natriumatoom: Na·
De punt vertegenwoordigt één valentie-elektron. Twee punten (dus twee valentie-elektronen) vormen een elektronenpaar dat je mag aangeven met een streepje.
Een binding tussen twee atomen, zoals in het molecuul chloor (Cl2) mag je dus als volgt weergeven:
Ionen zijn geladen deeltjes, hetzij negatief, hetzij positief. Een ion kan een enkel atoom zijn (maar dan met lading dus) of een groepje atomen met lading. Die lading wordt veroorzaakt doordat ze te weinig of te veel elektronen hebben.
Je hebt dus eenvoudige ionen en complexe ionen. Een voorbeeld van een complex ion is SO42- Dit deeltje is opgebouwd uit vier zuurstofatomen en één zwavelatoom, bij elkaar dus vijf atomen. Afgezien van de valentie-elektronen die deze vijf atomen van zichzelf hebben, zitten er in dit samengestelde, of complexe ion twee elektronen extra.
Kies het juiste antwoord:
A. Een ion Cu2+ is:
een koperatoom dat 2 elektronen verloor
een koperatoom dat er 2 protonen bij kreeg
een deeltje met meer elektronen dan protonen
een deeltje met meer protonen dan neutronen
B. Gegeven is het ion Hg22+
Wat wil dat nu zeggen?:
Kwik-atomen verliezen elk één elektron, worden kwik-ionen en vervolgens verenigen zich de twee ionen
Elk kwik-atoom verliest 2 elektronen
Twee Kwik-atomen vangen twee protonen
Elk kwik-atoom wint een proton en vervolgens verenigen zich de twee ionen
Hoe ga je het volgende probleem oplossen:
We weten dat Fluor goed is voor de tanden, maar tegelijk is het element Fluor zeer giftig.
Om positieve ionen te vormen is het noodzakelijk 1 of meer elektronen (dat zijn dus negatieve ladingen) te verwijderen.
Deeltjes van elkaar verwijderen kost altijd energie (dat is een algemene regel, zie later, geloof dat maar alvast).
Er zijn atomen waarbij het maar weinig energie kost om een elektron kwijt te raken, maar andere atomen hebben juist zeer veel energie nodig.
Een elektron met grotere afstand tot de kern ontsnapt gemakkelijker dan een elektron dicht bij de kern.
Van de twee effecten (afstand tot de kern en kernlading) domineert de afstand. De afstand is belangrijker dan de lading.
Ionizatie-energie is de energie nodig voor het volledig verwijderen van een elektron uit het atoom.
Leg uit waarom kernlading en afstand tot de kern zo belangrijk zijn bij de bepaling van de ionizatie-energie.
Het massagetal van een atoom is het totaal aantal kerndeeltjes.
Het atoomnummer van een atoom is het aantal protonen in de kern.
De massa van elektronen stelt niets voor als je die vergelijkt met de massa van nucleonen (van kerndeeltjes dus, protonen of neutronen).
Om de massa van een atoom vast te stellen hoef je alleen maar het aantal kerndeeltjes te tellen: dan krijg je het massagetal. Daarom zal een atoom dezelfde massa hebben als het bijbehorende ion. Dat ion heeft alleen maar een een of een paar elektronen meer of minder en die wegen praktisch niets.
Een element kan isotopen hebben. De atomen van dat element hebben een gelijk atoomnummer, maar verschillend massagetal. In de natuur zijn veel elementen samengesteld uit een paar isotopen. Die komen voor in een vaste verhouding.
De gemiddelde atoommassa van dat element wordt dan bepaald door de verhouding tussen die diverse isotopen. De waarden kun je normaal in tabellen vinden.
Op grond van bovengegeven tabel, hoeveel x zo zwaar is een proton dan een elektron?
Bij een kernreactie kan een neutron overgaan in een proton + een elektron (B-straling).
Controleer met behulp van bovenstaande tabel of en zoja, hoe de massa's veranderen tijdens deze omzetting.
De atomaire massa-eenheid = a.m.e.
Met behulp van de definitie van a.m.e. moet je afleiden dat de a.m.e. beschouwd kan worden als de gemiddelde massa van een nucleon.
Bereken die gemiddelde massa in grammen. (gebruik bovenstaande tabel)
Stel dat je 1 gram nucleonen hebt (een mengsel van protonen en neutronen).
Hoeveel nucleonen heb je daarvoor nodig? (gebruik de tabel)
Elk atoom heeft zijn eigen massagetal: de som van de kerndeeltjes. Het Chlooratoom kan 17 protonen en 18 neutronen bevatten, ofwel: het massagetal van dit chloor-isotoop is 35.
Chloor heeft een isotoop met 20 neutronen, dus met massagetal 37.
De atoommassa van het element Chloor baseert zich op de massagetallen van de verschillende isotopen die het element heeft.
Je zou misschien denken dat het gemiddelde 36 is, maar dat klopt niet. In de natuur komt namelijk drie keer zoveel 35Cl voor als 37Cl.
Uiteindelijk kun je berekenen dat de gemiddelde atoommassa van Chloor ongeveer 35,5 is.
Natuurlijk koolstof is samengesteld uit 99,89% koolstof-isotoop 13C
De relatieve atoommassa's van de isotopen is 12,000 voor 12C en 13,003 voor 13C
Bereken de gemiddelde atoommassa van dit element.
6. Atoombouw en lichtspectrum
In een hete vlam kunnen bepaalde atomen / ionen zoveel energie verkrijgen dat de elektronen (soms, maar vaak niet de valentie-elektronen) zoveel meer beweeglijk worden, dat ze niet op hun plek blijven: ze worden "aangeslagen".
Dan verlaten ze (tijdelijk) hun eigen energie-nivo en verwijderen ze zich wat verder van de atoomkern.
Je kunt dan twee situaties krijgen:
Zo'n elektron (meestal een valentie-elektron) heeft genoeg energie gekregen om zich volledig van het atoom te verwijderen. Er ontstaat dan een ion en we spreken van 'ionizatie' van het atoom. De benodigde energie daarvoor heet "ionisatie-energie". Er zijn tabellen met ionizatie-energieën voor alle atomen.
Zo'n elektron (hier meestal niet een valentie-elektron) krijgt niet genoeg energie om zich volledig te verwijderen. Het verplaatst zich naar een wat hoger energie-nivo (dus ietsje verder van de kern af). Het atoom komt dan in een 'aangeslagen' toestand, die niet stabiel is.
Een aangeslagen toestand is geen blijvertje, moet weer terug naar de oude stabiele positie. Zodra het elektron weer teruggaat naar zijn oude niveau zendt het atoom energie uit, vaak in de vorm van elektromagnetische straling (dat kan zichtbaar licht zijn). Je ziet dan een kleureffect.
Elke atoomsoort veroorzaakt op die manier zijn eigen lichtspectrum.
Je brengt met een platina draadje een paar kristalletjes van keukenzout in een hete vlam. Wat kun je waarnemen?