Om de Flash animaties en video’s binnen dit arrangement te kunnen afspelen met een iPad bevelen we Photon Flash Player voor iPad aan.
Flash Video & Games plus Private Web Browser van Appsverse Inc., versie 5.0, kost € 4,49.
Samenvatting
Materie bestaat uit moleculen en moleculen bestaan uit atomen. Een atoom bestaat uit een kern, opgebouwd uit positief geladen protonen en ongeladen neutronen, met daar omheen een negatief geladen elektronenwolk. Alle materie op aarde blijkt slechts te bestaan uit een honderdtal atoomsoorten (elementen). Een informatieve samenvatting van deze atoomsoorten noemen we het periodiek systeem.
Bewerking van een figuur uit McMurry & Fay, Chemistry
Bouwstenen van materie
De molecuul- en atoomtheorie (200 jaar oud) is nog steeds geldig en draagt de naam van de Engelse geleerde Dalton ('De atoomtheorie van Dalton'). Daarvóór overheerste eeuwenlang de elemententheorie van de Griek Aristoteles. Atomen geven we weer met een naam en een symbool. Moleculen van één stof zijn identiek; ze bestaan uit een specifiek groepje atomen.
Historie
Al in het begin van de Griekse en Romeinse beschaving, zo'n 2500 jaren geleden, hadden sommige geleerden - ze heetten toen (natuur)filosofen - het idee dat alle materie uit een zeer groot aantal onzichtbare deeltjes bestond. De bekendste van hen is Democritus. Hij bedacht voor die deeltjes de naam atomen, wat in het Grieks ondeelbaar betekent.
Elemententheorie
Deze theorie verloor het in die tijd echter van de zogeheten elemententheorie van de Griekse natuurfilosoof Aristoteles (384 tot 322 voor Christus). Deze theorie hield in dat alle materie bestond uit combinaties van slechts vier 'elementen': aarde, water, lucht en vuur (die als symbolisch kunnen worden gezien voor respectievelijk vaste stof, vloeistof, gas en energie). Het gezag van Aristoteles was zo groot, dat het tot ca. 1600 (na Christus) zou duren, voordat geleerden met andere theorieën voor de dag durfden komen.
In 'Aristoteles' elemententheorie was ook sprake van een geheimzinnig vijfde element, in het latijn quinta essentia. Daar komt het woord kwintessens vandaan, wat betekent: de kern van iets.
Theorieën over de bouw van materie waren al die tijd zuiver denkwerk; er kwamen geen experimenten aan te pas. Nu hadden filosofen in die tijd toch al een afkeer van handwerk (dat was iets voor ambachtslieden), maar het zou technisch ook wel erg moeilijk zijn geweest om 'atomen' zichtbaar te maken.
Molecuul- en atoomtheorie
Omstreeks 1800, dus zo'n 200 jaar geleden en ruim 21 eeuwen na Aristoteles, formuleerden de natuurwetenschappers van die tijd een theorie die nog steeds geldig is: de molecuul- en atoomtheorie.
Heel in het kort zegt die theorie:
Materie bestaat uit moleculen, zeer kleine deeltjes.
Moleculen bestaan uit atomen, nog kleinere deeltjes.
De molecuul- en atoomtheorie was en is een groot succes. Een groot deel van alle tegenwoordige natuurkunde (of: fysica) en zeker de scheikunde (of: chemie) is op deze theorie gebaseerd. Rond 1900 twijfelden sommige geleerden nog wel aan het werkelijke bestaan van moleculen en atomen. Tegenwoordig is die twijfel verdwenen.
De molecuul- en atoomtheorie heet meestal de atoomtheorie van Dalton, naar de Engelse wetenschapper John Dalton, die als eerste deze theorie in een vaktijdschrift publiceerde. (De term molecuul was in die tijd nog niet zo in zwang; in de Engelstalige wereld spreken ze nog steeds kortweg over 'atomic theory'). Het bijzondere is, dat niemand toen ooit een molecuul of atoom had gezien. De theorie was bedacht om daarmee veel verschillende verschijnselen uit de natuur- en scheikunde van toen te kunnen verklaren. Het opstellen van de theorie was een moeilijk en moeizaam proces, met veel discussies en getwist.
Het belangrijkste werk van John Dalton is A new system of chemical philosophy (1808) met daarin een aantal postulaten.
In moderne termen komt Daltons atoomtheorie op het volgende neer:
Elk element (niet-ontleedbare stof) bestaat uit uiterst kleine, onderling gelijke deeltjes, atomen genaamd.
Atomen zijn onvernietigbaar.
De atomen van verschillende elementen zijn verschillend.
Moleculen van verbindingen (ontleedbare stoffen) bestaan uit twee of meer soorten atomen. De moleculen van één bepaalde verbinding zijn alle identiek: elk molecuul heeft dezelfde soort atomen in dezelfde getalsverhoudingen.
Bij een chemische reactie vindt een hergroepering van de atomen plaats.
Atomen
Naam en symbool
Er zijn meer dan 100 atoomsoorten bekend. Hiervan komen er slechts 90 in de natuur voor. De overige zijn synthetische atoomsoorten, ontstaan via kernreacties. Verderop gaan we in op de bouw van atomen (zie menu links) en dan zullen we zien hoe al die atoomsoorten van elkaar verschillen.
Elke atoomsoort heeft een naam, bijvoorbeeld ijzeratoom, waterstofatoom, aluminiumatoom, goudatoom, zuurstofatoom, natriumatoom. In totaal zijn er dus meer dan 100 namen.
Atoomsoorten hebben niet alleen een naam, maar ook een symbool. Deze symbolen zijn een soort afkortingen van de namen. De symbolen voor de hierboven genoemde atoomsoorten zijn achtereenvolgens: Fe, H, Al, Au, O, Na.
In BINAS tabel 40A staan de gegevens van alle atoomsoorten, in alfabetische volgorde naar hun Nederlandse naam (in deze tabel elementen genoemd).
De namen en symbolen zijn soms afkomstig van de Latijnse naam; zo heet goud in het latijn aurum, vandaar Au. De meeste atoomsoorten zijn ontdekt in de 19e eeuw; veel namen verwijzen naar vindplaatsen, laboratoria en geleerden (zie BINAS tabel 40B).
Belangrijkste atoomsoorten
Niet alle atoomsoorten zijn echter even belangrijk. In onderstaande tabel staat een lijst met de belangrijkste atoomsoorten en hun symbolen. Ze zijn alfabetisch, naar hun Nederlandse naam, gerangschikt.
Tussen haakjes staat de herkomst van de naam van een aantal symbolen.
De atoomsoorten zijn verdeeld in twee groepen: metalen en niet-metalen.
Deze onderverdeling lichten we toe in het thema 'Chemische binding'.
Meer gegevens over atoomsoorten (eigenschappen, gebruik, voorkomen) zijn te vinden via de volgende site.
Elementsymbolen die je moet leren
Namen en symbolen van een aantal atoomsoorten
Moleculen
Grootte van moleculen
Moleculen zijn er in allerlei maten. De moleculen van water hebben een diameter van ca. 0,30 nm. Daarentegen zijn de moleculen van zetmeel, eiwitten en plastics relatief groot, tot wel 10 nm. Dergelijke grote moleculen noemen we macromoleculen ('macro' is Grieks voor groot).
Omdat moleculen zo klein zijn bestaat ook het kleinste beetje hanteerbare stof altijd uit onvoorstelbaar veel moleculen. Een druppel water (ca. 60 µL) bestaat uit ca. miljardmiljard, ofwel 1018 moleculen.
Wanneer we het in de scheikunde hebben over 1 molecuul, en dat gebeurt vaak, dan is dit zuiver in gedachten, bijvoorbeeld om een reactie te beschrijven aan de hand van een reactievergelijking, of om een reactiemechanisme te kunnen beschrijven, of om een eigenschap van een stof te kunnen verklaren, etc.
Soorten moleculen
Moleculen van verschillende stoffen zijn verschillend. Moleculen van één stof zijn alle identiek, dat wil zeggen niet van elkaar te onderscheiden. Dit betekent:
Er zijn evenveel soorten moleculen als er verschillende stoffen zijn.
De aarde, en vooral de levende natuur op aarde, bestaat uit honderdduizenden verschillende stoffen. De laatste 150 jaar hebben chemici in hun laboratoria bovendien ook zeer veel nieuwe stoffen gemaakt, het zijn er anno 2004 meer dan 20 miljoen. Er bestaan dus tegenwoordig meer dan 20 miljoen verschillende soorten moleculen.
Al die molecuulsoorten hebben een naam, ze heten eenvoudigweg naar de stof die ze vormen. Zo bestaat water uit watermoleculen, suiker uit suikermoleculen en methaan (het hoofdbestanddeel van aardgas) uit methaanmoleculen.
Moleculen bestaan uit atomen. Omdat er veel verschillende soorten atomen bekend zijn, die in allerlei verhoudingen kunnen worden gecombineerd, bestaan er zo ontzettend veel verschillende moleculen.
Elke molecuulsoort bestaat uit een specifiek 'kluitje' (groepje) atomen.
De bouw van een molecuul
Een molecuulsoort kunnen we aangeven met:
De molecuulformule: geeft het aantal atomen van elke atoomsoort in een molecuul.
De structuurformule: geeft de wijze waarop de atomen aan elkaar zijn gebonden.
De ruimtelijke structuur: geeft een indruk van de ruimtelijke bouw en de grootte in vergelijking met andere moleculen (skeletmodel, ruimtevullend model).
Molecuulformule
Een molecuul wordt gekarakteriseerd door de soorten en aantallen van die atomen in dat molecuul. Bijna alle moleculen bestaan uit verschillende soorten atomen. Enkele honderden moleculen bestaan uit maar één atoomsoort. We gaan daar later op in. We zullen dan ook zien dat de term molecuul niet voor alle stoffen opgaat.
We noemen de notaties voor moleculen: molecuulformules of (chemische) formules. De (molecuul)formule van een stof geeft aan uit hoeveel van welke atomen een molecuul van de stof bestaat.
Voorbeeld
Een watermolecuul bestaat uit twee atoomsoorten: H en O. De aantallen zijn respectievelijk 2 en 1. De chemische schrijfwijze voor dit molecuul is H2O1 . De 2 en 1 heten indices of indexen; we schrijven ze rechtsonder de atoomsymbolen (als subscript). De index 1 laten we echter weg, zodat de notatie wordt H2O.
De (molecuul)formule van een watermolecuul is dus H2O. Je zou ook OH2 kunnen schrijven, maar we houden ons internationaal aan bepaalde volgordes. Zo bestaan zeer veel molecuulsoorten uit C, H en O atomen, en we schrijven de atomen in de molecuulformules in die volgorde. Bijvoorbeeld de formule van het suikermolecuul: C12H22O11.
Staat er een getal vóór een molecuulformule, bijvoorbeeld 2 H2O, dan worden daarmee 2 watermoleculen bedoeld. Die 2 noemen we de coëfficiënt. Coëfficiënten geven dus de aantallen moleculen aan. De coëfficiënt 1 laten we weg.
Structuurformule
Welke atomen zitten aan elkaar vast, en welke niet?
Een tekening in het platte vlak levert zo de structuurformule van het molecuul.
Structuurformule van water en van waterstofperoxide
In het H2O-molecuul zit het O-atoom tussen de twee H-atomen, de H-atomen zitten los van elkaar. Chemici noteren deze structuur als volgt: H - O - H. Het streepje tussen O en H geeft aan dat deze atomen aan elkaar 'gebonden' zijn en heet bindingsstreepje. De H-atomen zijn elk met een atoombinding aan het O-atoom gebonden. We noemen H - O - H de structuurformule van water.
In het H2O2-molecuul zitten de atomen als volgt aan elkaar: H - O - O - H. Dit is de structuurformule van waterstofperoxide.
Structuurformule van methaan
Het C-atoom en de 4 H-atomen van een methaanmolecuul (CH4) zitten aan elkaar zoals hieronder getekend. Dit is de structuurformule van methaan.
Structuurformule van suiker
Hoe groter een molecuul, des te ingewikkelder de structuurformule. Hieronder staat de structuurformule van suiker, C12H22O11, officiële naam sacharose (in Amerika ook sucrose genoemd). In deze structuurformule zijn overigens verschillende bindingsstreepjes weggelaten (de bindingen van H-atomen).
De structuurformule van sacharose is ook te vinden in BINAS tabel 67A2, maar niet alle atomen zijn daar afzonderlijk weergegeven.
Veel C-atomen worden ogenschijnlijk zelfs helemaal niet vermeld! Ze zitten op de hoekpunten van de vijfring of zesring.
Ruimtelijke structuur
Sinds ruim 100 jaar is bekend dat de atomen van een molecuul een ruimtelijke structuur vormen. Atomen zitten niet alleen links of rechts van elkaar, maar ook voor en achter, boven en onder elkaar. Van veel moleculen is tegenwoordig de ruimtelijke of driedimensionale structuur bekend.
Weergeven ruimtelijke structuur
Het vergt tekenkunst om zo'n driedimensionale structuur weer te geven. Computersimulaties kunnen de ruimtelijke structuur van een molecuul fraai laten zien, maar met bouwdozen valt ook veel duidelijk te maken. Zo kunnen we skeletmodellen ('ball-and-stick'-modellen) of ruimtevullende modellen maken:
Skeletmodel (boven) en ruimtevullend model (onder) van HCl, H2O, NH3 en CH4 (van links naar rechts) Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Zeker voor grote moleculen gebruiken we meestal atoommodellen met verbindingsstaafjes (skeletmodel); bijvoorbeeld voor de structuur van (een klein gedeelte van) een DNA-molecuul. Later gaan we nader in op de ruimtelijke structuur van moleculen; voorlopig hebben we voldoende aan structuurformules in het platte vlak.
De bouw van een atoom
Een atoom bestaat uit een kern, opgebouwd uit positief geladen protonen en ongeladen neutronen, met daar omheen een negatief geladen elektronenwolk. Het aantal protonen is gelijk aan het aantal elektronen. Dit aantal noemen we het atoomnummer. De som van het aantal protonen en neutronen heet het massagetal. Isotopen zijn atomen van hetzelfde element maar met een verschillend aantal neutronen. De atoommassa van een element is een 'gewogen' gemiddelde van de massa van de isotopen.
Atoommodel van Rutherford
Tot dusver hebben we atomen beschouwd als onvoorstelbaar kleine 'deeltjes'. We gaan nu dieper in op de bouw van atomen en zodoende leren we waarin atoomsoorten van elkaar verschillen.
Structuur van atomen
Een Nieuw Zeelandse fysicus, Ernest Rutherford, toonde in het begin van de twintigste eeuw aan dat een atoom wel een bepaald volume heeft, maar toch vrijwel 'leeg' is. De massa van een atoom is vooral geconcentreerd in het midden van het atoom, in de atoomkern (Engels: nucleus). Deze kern heeft een diameter van ongeveer 10-15 m. In de 'lege' ruimte om de kern bewegen elektronen, die de kern als een ijl omhulsel (elektronenwolk) omgeven, waardoor het atoom een diameter krijgt van 10-10 m (dus 100 000 maal groter dan de diameter van de kern).
De kern van een atoom heeft een positieve lading. De elektronen, die om de kern heen bewegen, zijn negatief geladen en hebben ten opzichte van de kern een verwaarloosbaar kleine massa. De lading van de elektronenwolk is precies even groot als die van de kern, waardoor het atoom als geheel elektrisch neutraal is. Deze voorstelling van een atoom (door Rutherford gepubliceerd in 1911) noemen we het atoommodel van Rutherford, waarvan hier een audiovisuele presentatie. Voor de bovenstaande link is Flash Player nodig.
Dertig jaar later werd dit atoommodel van Rutherford gepreciseerd. Een atoomkern blijkt te zijn opgebouwd uit twee soorten kerndeeltjes: protonen en neutronen.
Elementaire deeltjes
Protonen, neutronen en elektronen noemen we wel elementaire of sub-atomaire deeltjes, omdat alle atomen (alle elementen) uit alleen deze deeltjes bestaan. De eigenschappen van elementaire deeltjes zijn:
Een proton p heeft een massa van ongeveer 1 u (u is de atomaire massa-eenheid en is gelijk aan 1,66 x 10-27 kg; zie BINAS tabel 7 en 'Atoommassa' van de Vakinhoud van deze paragraaf).
De elektrische lading is op +1 gesteld. Dit is de elementaire ladingseenheid e en is gelijk aan 1,6 x 10-19 coulomb (zie BINAS tabel 7 onder elementair ladingskwantum).
Een neutron n heeft eveneens een massa van ongeveer 1 u.
De elektrische lading is nul (vandaar de naam neutron).
Een elektron e- heeft een verwaarloosbaar kleine massa.
De elektrische lading is -1, dus even groot als de lading van een proton, maar tegengesteld. Binnen de elektronenwolk is er een soort ordening: de elektronenconfiguratie (zie het thema 'Chemische binding').
Samengevat
Atoomnummer en massagetal
Atoomnummer
Hét kenmerk voor een atoomsoort is het aantal protonen. Dit aantal heet het atoomnummer.
Elke atoomsoort heeft een eigen atoomnummer, een eigen aantal protonen in de kern. Voor H is het atoomnummer 1: een H atoom heeft in de kern dus 1 proton. Voor He is het atoomnummer 2: een He atoom heeft in de kern 2 protonen. Voor C is het atoomnummer 6: een C atoom heeft in de kern 6 protonen.
In tabel 40A van BINAS zijn de namen, symbolen en atoomnummers van alle atoomsoorten in alfabetische volgorde naar hun Nederlandse naam te vinden. In BINAS tabel 99 staan de symbolen van de atoomsoorten in volgorde van opklimmend atoomnummer.
Een atoom is ongeladen. Dat kan alleen maar als er evenveel positieve als negatieve lading in zit. In een atoom bevinden zich dus evenveel protonen in de kern als elektronen in de elektronenwolk:
Atoomnummer = aantal protonen in de kern = aantal elektronen rond de kern.
Van links naar rechts: waterstofatoom (at.nr. 1), koolstofatoom (at.nr. 6) en goudatoom (at.nr. 79) Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Massagetal
Het kenmerk van materie is dat ze massa heeft, met als eenheid de kilogram, kg. Materie bestaat uit moleculen, dus ook moleculen hebben een massa. En moleculen bestaan uit atomen, dus ook atomen hebben een massa. In een atoom is de massa van een elektron verwaarloosbaar in vergelijking met de massa van een proton of een neutron. De massa van een atoom wordt dus vrijwel geheel bepaald door de massa van de kern, dus door de som van het aantal protonen en neutronen in de atoomkern. Dit totale aantal heet het massagetal:
Massagetal = aantal protonen + aantal neutronen.
Atoommassa en molecuulmassa
Atomaire massa-eenheid
De massa's van moleculen en atomen zijn zo klein dat chemici hiervoor een speciale eenheid gebruiken, de atomaire massa-eenheid (symbool u, van het Engelse unit).
Per definitie is de atomaire massa-eenheid één twaalfde deel van de massa van één atoom van de koolstofisotoop C-12:
De keuze van de atomaire massa-eenheid is historisch bepaald en hangt nauw samen met het feit dat waterstof het lichtste atoom is. Dalton stelde in 1803 de massa van het H-atoom op 1 u. Anders gezegd: de atoommassa van waterstof is 1 u, of preciezer: 1,00000…..u. Vanuit die stelling kunnen we de massa’s van andere atomen ook uitdrukken in atomaire massa-eenheden. Zo is het O-atoom 16 keer zwaarder dan een H-atoom en heeft dus een massa van 16 u: de atoommassa van zuurstof is 16 u. Nu nemen we niet meer de massa van een H-atoom als standaard, maar 1/12 deel van de massa van een C-atoom met 6 protonen en 6 neutronen in de kern, de koolstofisotoop C-12 (voor isotoop, zie 'Isotopen' van de Vakinhoud van deze paragraaf). Het gevolg voor deze nieuwe definitie van u is dat we in tabellen voor de atoommassa van H een getal vinden dat iets afwijkt van 1, namelijk 1,008 (of nog preciezer 1,00797).
Deze keuze is (rond 1960) gemaakt omdat:
men met nieuwe technieken de zeer exacte bepaling van de massa van C-12 kon uitvoeren;
de relatie van u met één massabepalend elementair deeltje behouden bleef. Immers, vrijwel alle massa van een atoom is in de kern geconcentreerd. De kerndeeltjes (protonen en neutronen) hebben een ongeveer gelijke massa. Eén H-atoom heeft één proton in de kern, terwijl een C-atoom 12 kerndeeltjes bevat.
Atoommassa
De atoommassa geven we vaak aan met het symbool A , de molecuulmassa met het symbool M. Beide drukken we uit in atomaire massa-eenheden u, maar vaak laten we de eenheid u weg. Officieel spreken we dan van 'relatieve' atoom- en molecuulmassa's, maar dat is een formele kwestie waar we niet zwaar aan tillen.
In BINAS tabel 40A zijn de atoommassa’s van alle atoomsoorten vermeld. Ze zijn echter meestal te precies voor ons, want zo nauwkeurig hoeven we zelden te rekenen. Daarom gebruiken wij vaak afgeronde atoommassa's.
Met behulp van de atoommassa's kunnen we de molecuulmassa van elke stof uitrekenen, mits we de formule van die stof kennen. Zo is de molecuulmassa van water als volgt uit te rekenen: een watermolecuul bestaat uit twee H-atomen en één O-atoom en dus is de massa (2 x 1 u) + 16 u = 18 u.
Video: Bouw van een atoom
In de volgende video komen begrippen aan de orde die we beschreven onder de voorgaande subparagrafen: protonen, electronen, neutronen, atoomnummer, massagetal en atoommassa. Ook komt het begrip ionen aan de orde.
Het atoom.
Isotopen
In BINAS tabel 25 staan de massagetallen van alle atoomsoorten. In deze tabel valt op dat bijna elke genoemde atoomsoort meer dan één massagetal heeft. Dit komt omdat het aantal neutronen in de kern bij de meeste atoomsoorten variabel is. Atomen van dezelfde soort kunnen verschillende massagetallen hebben. Atomen met gelijke atoomnummers (hetzelfde aantal protonen) maar verschillende massagetallen noemen we isotopen. De isotopen van een atoomsoort komen in de natuur altijd gemengd voor.
Waterstof, bijvoorbeeld, heeft drie isotopen. Veruit het meest voorkomend is de isotoop met 1 proton en geen neutronen in de kern, symbool H. Voor 0,01% komt waterstof voor als de isotoop met 1 proton en 1 neutron in de kern, deuterium, symbool D. Een kunstmatige radioactieve waterstofisotoop is tritium, met 1 proton en 2 neutronen in de kern.
Van links naar rechts: 'normaal' waterstof, deuterium en tritium Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Notatie
Zo bestaan er twee isotopen van chloor, de ene met 18 neutronen in de kern, de andere met 20. Beide hebben 17 protonen in de kern (het atoomnummer van Cl is 17). De massagetallen van deze twee soorten Cl atomen zijn respectievelijk 17 + 18 = 35 en 17 + 20 = 37. We geven deze verschillende Cl-atomen als volgt weer: Cl-35 en Cl-37. Officieel is de notatie van het Cl-35 atoom:
Dus het massagetal links boven het symbool van het element en het atoomnummer linksonder.
We kunnen het atoomnummer ook weglaten, omdat per definitie een chlooratoom 17 protonen in de kern heeft, anders was het geen chloor. Daarom is de schrijfwijze Cl-35 of 35Cl ook goed.
Notatie van de koolstofisotoop met massagetal 12
Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Gemiddelde atoommassa
De percentages, waarin de isotopen Cl-35 en Cl-37 in natuurlijk chloor voorkomen, zijn zodanig dat de gemiddelde atoommassa 35,5 u is. De atoommassa van een element is dus meestal een gemiddelde dat wordt bepaald door de verschillende isotopen van het element. In BINAS tabel 99 staan de afgeronde waarden van de (gemiddelde) atoommassa’s van alle elementen; nauwkeuriger waarden vind je in Binas tabel 40A.
De gemiddelde atoommassa is een 'gewogen' gemiddelde, omdat de hoeveelheid van elke isotoop meetelt.
Bij de berekening moet je rekening houden met twee factoren:
De massa’s van de afzonderlijke isotopen.
De percentages waarin de verschillende isotopen in het isotopenmengsel voorkomen.
Van magnesium komen drie isotopen in de natuur voor:
24Mg 23,98505 μ 78,8%
25Mg 24,98584 μ 10,1 %
26Mg 25,98260 μ 11,1%,
De gemiddelde atoommassa is:
Video: Isotopen
In de volgende video legt Sieger Kooij uit wat isotopen zijn:
Uitleg isotopen
Het periodiek systeem
Het periodiek systeem (figuur hieronder) is een rangschikking van de elementen naar opklimmend atoomnummer (horizontale rijen) en tegelijkertijd naar overeenkomsten in chemische eigenschappen (verticale kolommen). De horizontale rijen heten perioden, de verticale kolommen heten groepen.
Als de bovenstaande link niet werkt op uw Ipad, dan kunt u deze link gebruiken.
Periodiek systeem
Veel mensen houden van ordening en overzicht en in de wetenschap is dat zelfs essentieel. Het was al een grandioze ontdekking dat alle stoffen van de wereld uiteindelijk bleken te bestaan uit slechts een honderdtal atoomsoorten. Maar al in de 19e eeuw heeft men zijn best gedaan om ook in dit aantal een ordening te vinden.
In 1869 kwam de Rus Dmitri Mendelejev daarvoor met een ontwerp, dat in wezen nog steeds geldig is. Deze ordening heet het Periodiek Systeem van de Elementen (ook wel Periodiek Stelsel geheten, in het Engels: Periodic Table). We noemen het meestal kortweg het periodiek systeem (zie BINAS tabel 99).
Voor ervaren chemici is het periodiek systeem een informatieve samenvatting van alle bestaande atoomsoorten.
Het periodiek systeem is gebaseerd op twee uitgangspunten:
De atoomsoorten (de elementen) worden gerangschikt in volgorde van opklimmend atoomnummer, beginnend bij waterstof (met atoomnummer 1).
Men begint regelmatig ('periodiek') met een nieuwe regel of periode, zodat atoomsoorten met vergelijkbare chemische eigenschappen onder elkaar komen te staan. Verticaal ontstaan zo kolommen of groepen van 'verwante' atoomsoorten.
Nieuwe elementen
Het periodiek systeem is niet 'af'. Regelmatig wordt er weer een element aan het einde toegevoegd. Dit zijn atoomsoorten die alleen kunstmatig, via kernreacties, kunnen worden verkregen, onder andere in kernreactoren. Ze volgen in atoomnummer op uraan (U) en we noemen ze ook wel uraniden. Uraan is het zwaarste natuurlijke element.
Isotopen
Voor de varianten van één atoomsoort, de isotopen, is er geen aparte plaats in het periodiek systeem. Daar duidt de naam isotoop op, een afleiding van het griekse isostopos: gelijke plaats.
Perioden en groepen
Perioden
Periode 1 bestaat uit slechts 2 elementen: H en He met atoomnummers 1 en 2. Periode 2 bestaat uit 2 + 6 = 8 elementen: van atoomnummer 3 (Li) tot en met atoomnummer 10 (Ne). Periode 3 bestaat eveneens uit 2 + 6 = 8 elementen: van atoomnummer 11 (Na) tot en met atoomnummer 18 (Ar). Periode 4 bestaat uit 2 + 10 + 6 = 18 elementen, van 19 (K) tot en met 36 (Kr); de 10 'nieuwe' elementen met atoomnummers 21 tot en met 30 krijgen aparte kolommen. Periode 5 bestaat eveneens uit 2 + 10 + 6 = 18 elementen, van 37 (Rb) tot en met 54 (Xe). In de perioden 6 en 7 herhaalt zich dit patroon, maar in beide perioden komen nu nog eens 14 extra elementen te staan. Deze perioden bestaan dus uit 2 + 6 + 10 + 14 = 32 elementen. Omdat dan het papier wel erg breed zou worden, plaatsen we deze 2 maal 14 elementen meestal onderaan in aparte rijen. We noemen ze respectievelijk de lanthaniden (elementen 57 t/m 71) en de actiniden (elementen 89 t/m 103).
De nummering van de perioden (horizontaal) is wel duidelijk, die van de groepen (verticaal) minder. Sinds 1990 bestaat de internationale afspraak de groepen te nummeren van 1 - 18, overeenkomend met het 2 + 10 + 6 schema. De tweemaal 14 elementen krijgen geen groepsnummers.
De elementen waarvan de atoomsoorten in één groep staan hebben vergelijkbare chemische eigenschappen en worden ook vaak als groep benoemd (zie 'Chemische eigenschappen' van de Vakinhoud van deze paragraaf).
Chemische eigenschappen
De elementen waarvan de atoomsoorten in één groep staan hebben vergelijkbare chemische eigenschappen. Met vergelijkbare chemische eigenschappen bedoelen we vooral een sterke overeenkomst in hun chemische reacties. En daarmee ook een overeenkomst in het soort verbindingen dat ze vormen. En daardoor ook een overeenkomst in de formules van deze verbindingen. De belangrijkste groepen zijn:
Groep 1, de alkalimetalen (alleen H wordt hier niet toe gerekend).
Het zijn 'zachte' metalen: je kunt ze met een mes snijden. Ze reageren zeer heftig met onder andere water, zie video. Vanwege de reactiviteit met zuurstof en waterdamp moeten we de alkalimetalen bewaren in petroleum of paraffineolie.
Groep 2, de aardalkalimetalen.
Ze zijn harder dan de alkalimetalen. Ze zijn ook minder reactief, maar toch nog zo, dat ze niet in zuivere vorm in de natuur voorkomen.
Groep 17, de halogenen.
Ze reageren gemakkelijk met andere elementen, met name met metalen.
Groep 18, de edelgassen.
Ze worden gekenmerkt door hun zeer geringe reactiviteit. We noemen ze inert (niet reactief).
Metalen en niet-metalen
Een heel belangrijke onderverdeling van elementen is die in metalen, zoals natrium (Na), goud (Au) en kwik (Hg), en niet-metalen, zoals waterstof (H), chloor (Cl) en zwavel (S). Deze onderverdeling is weergegeven in het periodiek systeem en lichten we toe in het thema 'Chemische binding'. Uit het periodiek systeem valt op te maken dat het merendeel van de elementen tot de metalen wordt gerekend.
Video: Periodiek systeem
In de volgende video behandelt Sieger Kooij de volgende begrippen: atoommassa, metalen, niet-metalen, groepen, perioden, alkalimetalen, aardalkalimetalen, halogenen, edelgassen en ionen.
Uitleg Periodiek systeem
Toets
Toets: Atoombouw
0%
Bij enkele opgaven in deze toets heb je het BINAS tabellenboek nodig.
Als je de toets hebt afgerond, kun je op de knop 'Bewijs van deelname/Overzicht' drukken. Je krijgt eerst een overzicht van het aantal goede en foute vragen te zien. Als je verder scrolt, kom je bij een samenvatting. Hier staan de vragen, het antwoord dat jij hebt gegeven en het juiste antwoord op de vraag. Daarnaast krijg je nog een stukje achtergrond informatie bij de foute antwoorden en vaak ook bij de goede antwoorden.
De onderstaande antwoorden moet je zelf nakijken; vergelijk jouw antwoorden met de goede
antwoorden, en geef aan in welke mate jouw antwoorden correct zijn.
Het arrangement Scheikunde-3-HAVO/VWO-Atomen en moleculen is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteur
Manuel Torres Gomez
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
2020-10-26 21:11:41
Licentie
Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding 4.0 Internationale licentie. Dit houdt in dat je onder de voorwaarde van naamsvermelding vrij bent om:
het werk te delen - te kopiëren, te verspreiden en door te geven via elk medium of bestandsformaat
het werk te bewerken - te remixen, te veranderen en afgeleide werken te maken
voor alle doeleinden, inclusief commerciële doeleinden.
