nl de nl nl nb ca 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 fr nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl sv en en de cs eo fr de en en en sv eo uk de en de pt en eo fr hbs_lat en es it en en pl br de ja ro en ru en fr pt fy de en en en eu en es sv zh fr en oc fr en oc pl en pt fr fr de nl en sv pl nl fr nl nl nl nl nl nl nl nl nb 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 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 nl nl da nl nl et de et pt nl en fi nl en ja nl en ja nl en fr sv en zh fr fr nl nl zh es ru en ca fr nl en sv fr sv fr fr oc nl et ne hbs_lat fr pl fr oc oc 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 nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl nl en nl nl nl nl nl
Inleiding en definitie van het begrip ELEMENT
Dit is een module over de chemische elementen, of wel: de elementaire stoffen van de materie.
Van deze bouwstoffen zijn er in de hele natuur nog geen honderd verschillende.(LEGO heeft er meer!)
Een van de eerste dingen die je moet kennen zijn de symbolen van deze elementen. Natuurlijk kun je die in tabellen opzoeken, maar een beetje scheikundecursist moet er er een flink aantal uit het hoofd te kennen.
Wie kent bijvoorbeeld niet H2O, water, dat is opgebouwd uit de twee elementen: H (waterstof) en O(zuurstof)?
Vervolgens moet je weten dat je al die elementen onder kunt brengen in het zogenaamde periodiek systeem (PS). Daarin heeft elk element zijn eigen plekje. Dat plekje heeft te maken met wat je in module 1 tegenkwam: de valentie-elektronen en het aantal hoofdschillen per atoom.
Je zult zien dat in het Periodiek Systeem vier blokken bestaan: s, p, d en f (daar gaan we straks nader op in)
Dat Periodiek Systeem heeft een vereenvoudigde versie, waar niet alle elementen in staan.
Dit simpele PS bevat alleen de blokken s en p, in de zogenaamde hoofdgroepen. De plek van elk element in het PS kun je vaststellen aan de hand van de elektronenstruktuur van het atoom.
Hoeveel verschillende atoomsoorten kunnen we in de natuur tegenkomen?
In deze module 2 ga je iets lezen over de geschiedenis van enkele elementen.
Beschouw de elementen maar als bouwstenen van de materie, als elementaire stoffen die elk hun eigen atoomsoort hebben.
De plaats van een element in het PS (het vereenvoudigde alsook het complete) moet je zelf kunnen vaststellen als je de elektronenstructuur van het atoom kent.
Daarnaast leer je in deze module iets over het begrip "elektronegativiteit". Dat is een zeer belangrijk begrip om sommige eigenschappen van stoffen te begrijpen. Daarbij moet je vooral denken aan de chemische bindingen die zo'n element wil aangaan (die binding bespreken we in module 3).
Je leert tabellen lezen en grafieken interpreteren in deze module.
Natuurlijk hebben we het over de metalen en niet-metalen. Het verschil tussen een element en een verbinding komt later, in module 05.
Nu maar eens proberen een definitie van element te geven:
Het chemisch element is een stof die met chemische middelen
niet meer verder te ontleden is in andere stoffen.
Elk element heeft een eigen atoomnummer en een eigen symbool
Elk symbool is een hoofdletter, vaak maar niet altijd met een kleine letter
1.3 Het volledige en het simpele P.S.
2.3 Zuurstof, Silicium, Aluminium, IJzer en Calcium
Zoals in module 1 over atomen al werd gezegd: hun meest karakteristieke gegevens zijn het aantal elektronenschillen en het aantal elektronen in de buitenste schil (de valentie-elektronen). Je zou kunnen zeggen: dat zijn de vingerafdrukken van het element.
Het aantal hoofdschillen kan variëren
van 1 tot 7,
wat overeenkomt met de zeven perioden van het PS
Het aantal valentie-elektronen kan variëren
van 1 tot 8,
wat overeenkomt met het aantal hoofdgroepen van het PS
Met deze twee gegevens kun je de plaats van een element in het PS definiëren.
Het Periodiek Systeem met alleen de hoofdgroepen:
Alle elementen van één en dezelfde groep (verticaal) hebben eenzelfde aantal valentie-elektronen.
Van boven naar beneden neemt het aantal hoofdschillen steeds met eentje toe. Ook het atoomnummer wordt dan groter.
Bekijk groep 4 van het PS. De elementen van groep vier vormen de x-as.
De atoomstralen van de elementen van groep 4 komen op de y-as. Gebruik de gegevens van tabel 5
Wat voor conclusie trek je uit deze grafiek? Leg je antwoord uit.
Alle elementen binnen één periode hebben een gelijk aantal hoofdschillen. Van links naar recht neemt het atoomnummer toe.
Bekijk de Periodieke Systemen in de tabellen en leg uit wat de overeenkomsten en de verschillen zijn tussen die twee systemen.
Nog een volledig periodiek systeem, met de mogelijkheid om van elk element gegevens op te zoeken (door het eenvoudig aan te klikken) vind je op de volgende website. Speel er eens wat mee.
Bekijk periode 2 van het PS. De elementen van deze periode vormen de x-as.
De atoomstralen van deze elementen komen op de y-as. Gebruik de gegevens van tabel 5
Wat voor conclusie trek je uit deze grafiek? Leg je antwoord uit.
1.3 Het eenvoudige en complete Periodiek Systeem
Denk eens na over het volgende probleem:
In een schema met 7 rijen en 8 kolommen kun je hooguit 7 x 8 = 56 elementen plaatsen. We weten dat er ongeveer honderd verschillende elementen zijn. De hoofdgroepen bevatten niet alle elementen. Hoe zit dat precies?
Om die overige elementen te ontdekken en te kunnen plaatsen, moet je een meer complete methode toepassen; daarbij moet je de elektronenstructuur nog eens bekijken.
Je kende al de s- en de p-blokken, maar je moet weten dat er behalve de s en p-blokken, ook de d en f-blokken bestaan in het volledige PS. Lees daarom nog een keer dat verhaal over de elektronenstructuur in de vorige module.
Het atoom van element Natrium heeft de volgende elektronenstruktuur in subnivo's: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1.
Dus, het buitenste subnivo van Natriumatoom is van het type s en dit betekent dat het element behoort tot blok s, het eerste blok van het volledige PS. (maar tegelijk ook het eerste blok van het eenvoudige PS)
Is de bewering waar of onwaar? Leg je antwoord uit.
Het element X moet een metaal zijn, want de elektronenverdeling van het element X is: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2
Bepaal (zonder in tabellen te spieken) de plaats van atoomnummer 18 in het PS en geef de elektronenconfiguratie.
idem voor nummer 23
Een element zit in hoofdgroep V en in de derde periode. Wat is zijn atoomnummer?
Bepaal de plaats in het simpele PS volgens de drie eenvoudige regels voor elektronenverdeling (zie module 1), van de elementen met de volgende atoomnummers: 32 54 83 56 22 73 44 68 94
Maak een gegevenstabel voor dit doel
Bepaal de plaats van dezelfde elementen nog eens in het volledige PS, volgens de regels voor subnivo's.
Vergelijk de twee schema's en trek daaruit je conclusies.
Ken je de plaats van een element in het PS, dan is het mogelijk iets zinnnigs te zeggen over de eigenschappen van dit element.
2.1. De Griekse elementen
De filosofen van de oude Griekse wetenschappen probeerden ook de natuur te begrijpen en uit te leggen. Zij waren het die het begrip "elementen" invoerden.
Aristoteles zei: er zijn vier elementen: aarde, water, lucht en vuur. Alle andere stoffen zijn daaruit opgebouwd.
Zo moet de stof 'hout' veel van het element vuur bevatten, want als je dat aansteekt, komt er veel vuur uit. Logisch toch?
Later, in de Middeleeuwen, gingen de alchemisten hierop door en voegden aarde en water samen tot "Mercuur". Lucht en vuur noemden ze het element "Sulphur". Als je de verhouding goed kiest of goed maakt, dan kun je goud maken.
Dit zijn fases in de ontwikkeling van de wetenschap. Elke fase gaf zijn eigen bijdrage.
2.2 De groepen I, II, VII e VIII
Een atoom met maar één valentie-elektron behoort tot groep I; daar hoort dus ook Waterstof bij.
Maar soms hebben wetenschappers de neiging om Waterstof niet in groep I te plaatsen omdat het zo'n bijzonder karakter heeft. Het bijzondere is namelijk dat dat éne elektron zich bevindt in die ene hoofdschil die waterstof slechts heeft.
Normaal wordt één elektron in de buitenste schil graag afgestaan, maar dat is beslist niet zo bij waterstof. Het waterstofatoom zou zonder dat elektron helemaal 'naakt' zijn. Slechts een kern van één proton zou overblijven.
Er zijn maar twee elementen met slechts één hoofdschil; d.w.z. met slecht één subnivo 1s. Dat zijn:
Waterstof met 1 elektron: 1s1
Helium met 2 elektronen: 1s2
Hierboven stond het al: als Waterstofatoom z'n ene elektron zou afstaan, zou er niets meer dan één los proton overblijven.
Kijk, en dat kan niet. Protonen kunnen - onder normale omstandigheden - niet onafhankelijk bestaan. Daarom is Waterstof geen metaal. Alle andere elementen in de eerste hoofdgroep zijn zeer onedele metalen, die graag dat ene valentie-elektron afstaan.
Waterstofatomen geven er de voorkeur aan om een elektron op te zoeken, om zo aan twee elektronen in de buitenste schil te komen (wat in dit geval een edelgasstructuur is). Dat kan waterstof alleen als ze met andere atomen samenwerkt, als die atomen elektronen gezamenlijk gaan gebruiken.
Het resultaat is dan een covalente binding, maar daarover gaat module 3. In heel uitzonderlijke gevallen kan er een negatief ion gevormd worden, een Hidride-ion H-. Waterstofatoom neemt dan een elektron erbij.
H+ (resultaat na afstaan van een elektron) bestaat niet echt in werkelijkheid, maar je komt het H+-symbool toch in de literatuur heel vaak tegen. Het is vaak gewoon handig om met H+ te werken en te doen alsof.
Alle andere elementen van groep I, Li tot Fr, vormen gemakkelijk positieve ionen en deze elementen zijn zeer reactief.
Het gebruik van het symbool H+ is eigenlijk illegaal. Leg uit met je eigen woorden.
Leg uit welk element het meest reactief zal zijn: Natrium of Kalium?
Formeel gesproken behoort Helium tot groep II, want het heeft twee valentie-elektronen in de buitenste schil.
Maar zoals we al zagen heeft Helium, net als Waterstof, maar één hoofdschil, gevuld met deze twee valentie-elektronen. Die eerste hoofdschil is dan gelijk ook vol. Meer kan niet. Méér kan Helium niet hebben.
Kortom, Helium is volmaakt tevreden met die twee elektronen en zal niet de minste neiging vertonen om daaraan iets te veranderen: He zal geen elektronen opnemen of afstaan.
Helium reageert dus helemaal niet, en is daarom een edelgas. We zetten Helium daarom niet in de tweede hoofdgroep, maar in de achtste, samen met alle andere edelgassen.
Verder bevat de tweede hoofdgroep de elementen Be tot Ra (2s2). De atomen van deze elementen willen twee elektronen afstaan en zijn flink reactief, maar minder dan de elementen uit de eerste hoofdgroep.
Leg uit waarom de elementen uit de tweede hoofdgroep minder reactief zijn dan die uit de eerste.
De elementen uit groep 7 worden halogenen genoemd. Ze hebben 7 valentie-elektronen (in de buitenste schil natuurlijk) en willen er ééntje bij om zo tot 8 te komen. Met acht elektronen is een schil veel stabieler immers.
Hieronder staan wat gegevens over groep VII
Astatium (ook een halogeen) is radio-actief
De elementen van groep VII kun je karakterizeren met ns2 np5, n≥2
Leg uit waarom Fluor de meest reactieve is van de halogenen.
Er wordt beweerd dat het element fosfor onmisbaar is in het menselijk lichaam. Maar tegelijk weten we dat fosfor zeer giftig is. Hoe zit dat nou?
Dat zijn de edelgassen, Helium incluis. Ze zijn 'inert'. Inert betekent dat ze geen zin hebben om te reageren. Ze zijn inactief. Omdat ze niet reageren, worden ze ook edel genoemd.
Allemaal hebben ze een zeer stabiele elektronenconfiguratie - dat wil zeggen: ze zijn heel stabiel - en daarom niet de minste neiging tot reageren.
Is de volgende bewering waar of onwaar?
De edelgassen hebben een zeer lage ionizatie-energie
Leg je antwoord uit.
2.3 Zuurstof, Silicium, Aluminium, IJzer en Calcium.
De keuze om deze elementen wat extra aandacht te geven heeft te maken met het feit dat deze zo veel voorkomen; het zijn de belangrijkste elementen in de buitenste aardkorst van zo'n 40 km dik. Van deze grote hoeveelheden profiteert de mens enorm.
Wat zuurstof betreft, dat zit niet alleen in die aardkorst, maar natuurlijk ook in de atmosfeer. Ongeveer 20% van de lucht is zuurstof; het is nummer twee na stikstof (bijna 80%).
In de aarde is zuurstof kampioen nummer één; ongeveer de helft van de stoffen in de aarde is zuurstof, vooral in de vorm van oxiden.
Het oxide dat het meest voorkomt is siliciumdioxide, SiO2 (zand). Dit gebruiken we bijvoorbeeld in cement en glas en vindt een heel belangrijke toepassing in de fabricage van chips in computers en zovele andere digitale apparatuur.
Aluminium, evenals de meeste andere elementen, komt ook niet in zuivere vorm voor, maar in verbindingen.
Aarde bevat een hoog percentage aluminium in de vorm van Bauxiet, aluminiumerts, aluminiumoxide. Dat moet je behandelen in een elektrolyseproces om zo het zuivere aluminium er uit te halen (zie module 10). Het is een sterk en licht metaal.
IJzer is een al heel lang bekend element dat men uit ijzererts haalt (ook weer ijzeroxide natuurlijk). Dat doet men in 'hoogovens' (zie module 15) met behulp van steenkool. Het is al vele eeuwen zeer belangrijk door de vele toepassingen die we kennen in het dagelijks leven.
Calcium vind je vooral in gesteenten, met name in de vorm van calciumcarbonaat.
Iemand verzamelde een monster van 2 kg aarde.
Bereken - op basis van gemiddelde waarden - wat het gewichtsaandeel zal zijn van zuurstof in deze twee kilo aarde.
elektronegativiteit is de neiging van een (neutraal) atoom om negatieve lading (elektronen) aan te trekken.
De elektronegativiteit van de atomen hangt af van:
De afstand tussen de kern en de buitenste schil
De (positieve) lading van de kern (= aantal protonen)
Hier moet je de "Wet van Coulomb" toepassen. Vroeger was dat een onderdeel van Natuurkunde en werd dan in de derde klas bij scheikunde toegepast. Met de wet van Coulomb kun je beter begrijpen hoe de krachten tussen atomen en ionen plaats vinden.
De wet van Coulomb moet je gewoon kennen; geen gezeur hierover dus.
Je moet bedenken dat twee ladingen erkaar twee keer zo hard aantrekken of afstoten als een lading tweemaal zo groot wordt. Maar als de afstand tussen die ladingen twee keer zo groot wordt, dan wordt de aantrekkingskracht of afstotingskracht vier maal zo klein.
F is de aantrekkingskracht (of afstotende kracht) tussen ladingen.
Stel je een atoom voor: er is een positieve kern en - op enige afstand - negatieve elektronen.
De kern oefent aantrekkingskracht uit op de negatieve ladingen. We kijken hier vooral naar die ladingen aan de buitenkant, dus op maximale afstand van de kern. Dus: hoe sterk worden valentie-elektronen en nog verder weg liggende negatieve ladingen aangetrokken? Daar gaat het nu om.
De aantrekkingskracht hangt af van Q1, Q2 en r (de ladingen en de afstand)
Q symboliseert de ladingen (van kern en elektronen); de waarde van r komt in dit soort berekeningen vrijwel overeen met de atoomstraal, als het de buitenste schil betreft.
Bij atomen met een relatief sterk positieve kernlading (Q is groot) en een relatief kleine atoomstraal (r is klein) zal de waarde van F groot zijn.
In geval van atomen moet je die aantrekkingskracht F aanduiden met de E van Elektronegativiteit.
Analyseer het bovenstaande schema en geef je commentaar. Gebruik tabellen.
Leg uit waarom het Chlooratoom sterker elektronen aantrekt dan het Joodatoom. Gebruik hierbij tabellen.
Leg uit waarom het Chlooratoom sterker elektronen aantrekt dan het Natriumatoom. Gebruik hierbij tabellen.
Controleer de gegevens uit de tabellen met elektronegativiteit van die drie elementen.
Maak een grafiek met de elektronegativiteiten van de elementen van periode 3.
Bekijk het eenvoudige periodiek systeem. Waar bevinden zich de elementen met grotere E-waarde?
Normaal gesproken heeft een atoom een voorkeur voor 8 valentie-elektronen. Met dit gegeven moet je van de volgende moleculen de elektronenformules geven:
F2  Cl2  ICl  HBr  CO  N2  HS-  OH-
Leg ook uit of je polariteit verwacht in het molecuul. (d.w.z.: één kant van het molecuul is een beetje negatief en de andere kant een beetje positief)