1 Atoommodel van Democritus en Dalton: atomen als ondeelbare deeltjes



Dovnload 106.31 Kb.
Datum25.07.2016
Grootte106.31 Kb.







Werkbladen, activiteit 4
Atoommodellen




Chemie tussen context en concept
1 Atoommodel van Democritus en Dalton: atomen als ondeelbare deeltjes
In het oude Griekenland speculeerden filosofen al over atomen. Eén van de grootste vragen was of materie eindeloos deelbaar was in kleinere deeltjes of niet. Bekende filosofen als Plato dachten van wel; Democritus was het daar niet mee eens.

Democritus stelde dat er oneindig veel atomen zijn die verschillen in eigenschappen zoals grootte, vorm en massa. Atomen in materie hadden verschillende vormen en posities, waardoor de grote verscheidenheid van materie in de natuur verklaard kon worden. Atomen konden niet vernietigd worden. De naam atoom die door Democritus is bedacht komt van het Griekse a-tomos, dat ‘niet-deelbaar’ betekent.


Vanaf de 17e eeuw begon de wetenschap zich te ontwikkelen van alchemie naar chemie. Er werd van alles onderzocht, men begon verklaringen te bedenken voor de verschijnselen die men zag.

Rond 1800 waren er in Engeland nogal wat mensen die graag scheikundeproefjes uitvoerden. Voor de spullen die ze nodig hadden konden ze terecht bij John Dalton, zelf ook chemie-enthousiast.


Veel van Daltons klanten waren niet precies. Ze kochten allerlei spullen, mengden die en hoopten dan dat er iets leuks zou gebeuren. Maar anderen waren zorgvuldiger. Zij wisten dat stoffen in vaste massaverhoudingen met elkaar reageerden. Zij kwamen bij Dalton aan met heel nauwkeurige boodschappenlijstjes waarop ze precies aangaven hoeveel ze van elke stof nodig hadden. Dalton moest dan alles precies afwegen en dat kostte hem veel tijd.
Daarom brak Dalton zich het hoofd over een handiger systeem. Hij probeerde zich voor te stellen wat er zou gebeuren als je alle maatscheppen steeds kleiner zou maken. Als je de hoeveelheid stof in elke maatschep steeds weer opnieuw zou halveren, waar zou je dan eindigen? Volgens Dalton zou in die steeds kleinere maatschepjes tenslotte nog maar één klein deeltje zitten dat niet meer gedeeld kan worden. Hij noemde dat een atoom, afgeleid van het griekse woord ‘a-tomos’ (niet-snijdbaar). Elk element zou volgens Dalton zijn eigen type atoom hebben. De atoomtheorie was geboren.
De erfenis van Dalton is nog veel groter. Dalton dacht veel na over de boodschappenlijstjes en vroeg zich met name af waarom de verhouding tussen de aantallen maatscheppen van de ene en die van de andere stof altijd erg eenvoudig was. Vaak 1 op 1 (de verhouding die Dalton het liefst zag) of 2 op 1, of soms 2 op 3, maar altijd waren het mooie eenvoudige getallen. Daar moest iets eenvoudigs achter zitten!
John Dalton stelde dat er verschillende soorten stoffen zijn. Sommige stoffen bestaan uit één atoom (die noemen we nu atomaire stoffen). Andere stoffen bestaan uit meerdere atomen van hetzelfde soort (bv N2 of O2). En er zijn stoffen die bestaan uit meerdere aan elkaar gebonden atomen van verschillende atoomsoorten (bv SO2 of C2H5OH).

Stoffen die bestaan uit minimaal 2 atomen die aan elkaar vastzitten, noemen we moleculen. Zoals boven beschreven, had Dalton al gevonden dat de verhouding van verschillende atomen binnen moleculen altijd mooie eenvoudige getallen waren: 1 op 1, of 1 op 2, of 2 op 3.

De bijdrage van John Dalton aan de wetenschap is zijn molecuultheorie. Hij veronderstelde dat moleculen uit nog kleinere deeltjes bestaan: de atomen. Er zijn ongeveer 100 soorten atomen. De atoomtheorie van Dalton heb je in klas 3 geleerd:


  1. Een molecuul is opgebouwd uit nog kleinere deeltjes: de atomen.

  2. Atomen zijn onvernietigbaar.

  3. Alle atomen van één soort zijn altijd helemaal aan elkaar gelijk.

  4. Atomen van verschillende atoomsoorten kunnen met elkaar gecombineerd worden tot moleculen.

  5. Een chemische reactie is een hergroepering van atomen tot nieuwe moleculen.

Dankzij de atoomtheorie van Dalton werden formules aan stoffen toegekend en heb je in klas 3 geleerd dat je een chemische reactie kunt voorstellen met een kloppende reactievergelijking. Immers, een chemische reactie is een hergroepering van atomen tot nieuwe moleculen en atomen zijn niet te vernietigen.


Met Daltons theorie kun je beschrijven wat er gebeurt wanneer grijs ijzerpoeder met geel zwavelpoeder verandert tot een andere zwarte vaste stof. We geven de reactie tussen ijzerpoeder en zwavelpoeder als volgt weer (let op de vaste atoomverhoudingen):
2 Fe(s) + 3 S(s) Fe2S3(s)
Een andere verdienste van Dalton was dat hij een tabel heeft opgesteld met de massa van elk atoom ten opzichte van het waterstofatoom. Na een tijdje experimenteren kwam hij op het verstandige idee om uit te gaan van het lichtste element en daarbij een maatschep te nemen die precies één gram waterstof kon scheppen.
De figuur hiernaast laat de lijst zien die Dalton in 1803 opgestelde. Waterstof (Hydrogen in het Engels) is het lichtste element en kreeg dus een maatschep van 1 gram. Dalton gebruikte nog geen letters voor de elementen zoals wij gewend zijn (H voor waterstof, N voor stikstof), maar cirkelsymbolen. Als je de getallen vergelijkt met die van de atoommassa’s uit Binas dan zul je zien dat de nauwkeurigheid van de tabel van Dalton beter kan.
Maak de opgaven 1 en 2 hieronder eerst in je eentje. Daarna bespreek je ze met je buur. Vul je eigen antwoorden eventueel aan of verbeter ze.

Opgave 1

a) Wat is een element in de scheikunde?

b) Wat is het verschil tussen een ontleedbare en een niet-ontleedbare stof?

c) Leg uit waarom we volgens Dalton een reactievergelijking kloppend moeten

maken.
Opgave 2

Rond 1860 werd ontdekt dat als materie wordt verhit in hoog vacuüm, deze materie straling van negatief geladen deeltjes uitzendt. Dit is de zogenaamde kathodestraling. Kun je met het atoommodel van Dalton verklaren dat materie straling uit kan zenden? Waarom wel/niet? Leg uit.

2 Atoommodel van Thomson
Rond 1860 werd ontdekt dat als materie wordt verhit in hoog vacuüm, deze materie straling uitzendt (zie opgave 2 die je hiervoor gemaakt hebt). Dit is de zogenaamde kathodestraling. Sir J.J. Thomson wilde weten of deze straling bestond uit golven, zoals licht of dat het bestond uit deeltjes.
Hij deed experimenten en ontdekte dat kathodestraling bestond uit zeer kleine negatief geladen deeltjes. Hij vond bij elk experiment dezelfde deeltjes (dus bij het verhitten van elk metaal, en bij elk gas in de vacuümbuis). Daarom concludeerde hij dat deze negatief geladen deeltjes wel onderdeel moesten zijn van elk atoom. Het negatief geladen deeltje werd elektron genoemd.
Omdat het atoom als geheel elektrisch neutraal is, moet er op één of andere manier ook wel positieve lading aanwezig zijn. Volgens Thomson was deze positieve lading egaal verdeeld over het gehele atoom. Hierbij zijn elektronen dusdanig geordend, dat ze zover mogelijk van elkaar verwijderd zijn. Waardoor de positieve lading werd veroorzaakt wist Thomson overigens nog niet, dus zijn hypothese was erg gewaagd. Zie figuur 1 voor het atoommodel van Thomson. Zijn model wordt ook wel het krentenbolmodel of plumpuddingmodel genoemd, omdat de elektronen ’als krenten in de pudding’ aanwezig zijn. Dit atoommodel stelt dat de elektronen verdeeld zijn in een ’zee’ van positieve lading. Het is een ruimtevullend model.



Figuur 1 Het krentenbolmodel. De elektronen zijn als zwarte bolletjes weergegeven, de positieve tegenlading als gele bol in de (tetraëdrische) rangschikking zoals in het model beschreven. Op die manier zijn de elektronen zover mogelijk van elkaar verwijderd!

Maak opgave 3. Doe het weer zoals je opgave 1 en 2 hebt gemaakt: eerst in je eentje, daarna bespreek je de opgave met je buur. Vul je eigen antwoorden eventueel aan of verbeter ze.


Opgave 3

a Leg uit waarom in het krentenbolmodel van Thomson de elektronen zover mogelijk van elkaar verwijderd zijn.


b Thomson koppelde negatieve lading aan deeltjes (de elektronen). Is in zijn model de positieve lading ook gekoppeld aan deeltjes?
c Hoe is in het model van Thomson de positieve lading over het atoom verdeeld?

3 Atoommodel van Rutherford/Chadwick
Ondertussen waren stoffen ontdekt die geheimzinnige straling afgaven; straling die in staat was nog ingepakte fotografische platen te belichten. Deze straling, later radioactiviteit genoemd, wekte de interesse van Rutherford. Hij schoot alfa-deeltjes op allerlei vaste stoffen, zoals metaalfolie, om erachter te komen wat alfa-deeltjes voor structuur hadden. In 1909 kwamen Ernest Rutherford en Thomas Royds tot de ontdekking dat alfadeeltjes eigenlijk heliumkernen zijn. Uit andere experimenten bleek dat alfa-deeltjes positief geladen waren, en veel zwaarder waren dan de elektronen die door Thomson ontdekt waren.
Rutherford liet door een spleet α-deeltjes op een dun folie van goud vallen, zie figuur 2. Hij plaatste een fluorescerend scherm rondom het folie om te bepalen waar de α-deeltjes terecht kwamen, en om vast te stellen hoe de alfa-deeltjes verstrooid werden.

Hoewel de meeste deeltjes in een rechte lijn door het folie gaan, werden enkele deeltjes afgebogen of kwamen zelfs helemaal terug. Rutherford was hierover zeer verbaasd: ‘It was quite the most incredible event that has ever happened to me in my life. It was almost as incredible as if you fired a fifteen-inch shell at a piece of tissue paper and it came back and hit you.`


Maak de opgaven 4 en 5 (eerst alleen, bespreek ze daarna met je buur en vul aan of verbeter je antwoorden).
Opgave 4

Volgens het krentenbolmodel van Thomson hadden de α-deeltjes gewoon rechtdoor moeten gaan. Leg uit aan de hand van het model van Thomson waarom het onverwacht is dat α-deeltjes worden afgebogen wanneer zij door metaalfolie heen gaan.


Opgave 5

Bekijk de volgende animatie: http://www.youtube.com/watch?v=5pZj0u_XMbc . Schrijf in eigen woorden op waarom de meeste alfa-deeltjes recht door het goud-folie gaan, en enkele worden afgebogen of zelfs geheel terugkomen.

Rutherford vroeg zich vervolgens af of alfa-deeltjes worden teruggekaatst door iets massiefs (vergelijk de botsing van twee biljartballen), of dat de deeltjes werden afgebogen door elektrostatische afstoting. Dat bleek afbuiging te zijn. Hij nam daarbij aan dat de elektronen zo klein zijn dat die geen invloed hebben op de afbuiging van de alfa-deeltjes.



Figuur 2: Rutherford’s experiment, waarbij hij alfa-deeltjes afschoot op goudfolie en bekeek waar de deeltjes terecht kwamen.


Figuur 3: Verstrooiing van alfa-deeltjes door goudfolie.
Naar aanleiding van zijn experimenten concludeerde Rutherford dat:


  1. het atoom voor het grootste deel bestaat uit lege ruimte;

  2. het atoom een hele kleine massieve kern bevat;

  3. die kern positief geladen is.

Zijn atoommodel ziet er als volgt uit: Een atoom bestaat uit een kleine massieve kern die alle positieve lading bevat en een negatief geladen elektronenwolk op grote afstand van de kern.

Elektronen cirkelen in banen rond de kern. Men gebruikt hiervoor wel de volgende vergelijking: de kern als een knikker, dan zit de elektronenwolk de hoogte van de Eifeltoren verderop (300 meter!). Thomson noemde de deeltjes in de kern met positieve lading: protonen. Protonen zijn veel zwaarder dan elektronen.
Een aantal jaren later ontdekte James Chadwick het neutron: een ongeladen deeltje in de kern, dat ongeveer even zwaar is als een proton. Hiermee was de opbouw van de atoomkern ontrafeld: een atoomkern bestaat uit protonen én neutronen.
Bij het atoommodel van Rutherford/Chadwick moet je de volgende begrippen kennen:


  • Het atoomnummer (Z) geeft het aantal protonen aan in een atoom. Z is ook gelijk aan het aantal elektronen van het atoom.


    Figuur 4: 3-dimensionaal

    atoommodel van Rutherford.


  • Het atoomnummer Z bepaalt over welk element je het hebt.

  • Het aantal neutronen in de kern is N. De verhouding N:Z neemt langzaam toe met oplopend atoomnummer Z.

  • De massa van het atoom wordt bepaald door de kern (protonen en neutronen).

  • Het massagetal is de som van het aantal neutronen en protonen = N + Z.

(De elektronen hebben zo’n kleine massa, die mogen we verwaarlozen.)

  • Protonen en neutronen mogen wij als even zwaar beschouwen.

  • Protonen hebben een lading van 1+.

  • Neutronen zijn ongeladen.

  • Elektronen hebben een lading van 1-.

  • Sommige atomen hebben hetzelfde massagetal, maar een verschillend aantal neutronen. Dergelijke atomen worden isotopen genoemd.

Notatie

De atoomsoort chloor wordt ook wel als volgt weergegeven: . Het getal linksboven is het massagetal, het getal linksonder het atoomnummer.



Isotopen

Een mooi voorbeeld van een isotoop is koper. Het symbool van het atoom koper is Cu. Van dit atoom komen in de natuur 2 isotopen voor, te weten:



Linksboven het symbool staat het massagetal en linksonder van het symbool staat het atoomnummer. In Binas tabel 25 kun je de exacte atoommassa van de betreffende isotopen vinden. Als je goed kijkt in Binas tabel 25, dan zul je zien dat het linker isotoop 69,1% voorkomt in de natuur en het rechter isotoop 30,9%. Voor de goede orde: als eenheid gebruiken ze in deze tabel de atomaire massa-eenheid (u) i.p.v. de kilogram (kg). De atomaire massa-eenheid is ook te vinden in Binas tabel 7.


Echter, als je in Binas tabel 99 kijkt, dan vind je voor de atoommassa van Cu 63,55 u. Vraag: waardoor is de atoommassa niet een geheel getal?

Stel je hebt 1000 koperatomen. Dan zijn er 691 met een massa van 62,93 u en 309 met een massa van 64,93 u. Opgeteld levert dat een massa van 4348,46 + 2006,34 = 6355 u. Gemiddeld is dat dus, inderdaad, 63,55 u. We noemen deze atoommassa de relatieve atoommassa. In Binas tabel 99 worden de zogenaamde relatieve gemiddelde atoommassa’s weergegeven.



Opgave 6

a) Beschrijf de bouw van een chlooratoom met massa 37.
b) Beschrijf de bouw van het Sb-121 atoom.
c) Beschrijf de bouw van het
Opgave 7

Wat veroorzaakt het verschil in atoombouw tussen de volgende twee isotopen: Ir-191 en Ir-193 ?


Opgave 8

a) Hoeveel protonen komen voor in een chloormolecuul?


B Hoeveel elektronen komen voor in een chloormolecuul?

Opgave 9

Bereken het aantal elektronen in een ammoniumion: NH4+


Opgave 10

Open de volgende applicatie:

http://phet.colorado.edu/sims/build-an-atom/build-an-atom_nl.jnlp. ‘Speel het spel’ en kijk hoe ver je kunt komen.

4. Atoommodel van Bohr
De Deense natuurkundige Niels Bohr bestudeerde zogenaamde emissiespectra van atomen. Hij gaf atomen een flinke energie-injectie. De elektronen in het atoom komen daardoor verder van de kern af te zitten. Verder van de kern is echter geen stabiele situatie: de elektronen vallen weer terug naar hun oude plek. Als ze weer terug gaan naar hun oorspronkelijke plek, geven ze hun overtollige energie af in de vorm van licht van een bepaalde golflengte. Elk atoomsoort bleek maar een beperkt aantal golflengtes uit te zenden.
Op basis van het model van Rutherford verwachtte Bohr dat de negatief geladen elektronen zouden worden aangetrokken door de positieve kern en langzaam naar de kern toe zouden cirkelen. Daarbij zou dan energie vrij moeten komen in de vorm van straling. Echter, die straling moest een heel spectrum van golflengtes hebben en dat was nog nooit gemeten: straling uit materie kwam alleen voor in specifieke golflengten. Zie ook figuur 5.
Bohr concludeerde dat elektronen niet zomaar overal om de kern heen kunnen cirkelen. Zijn atoommodel stelt dat elektronen bewegen in cirkelvormige schillen op bepaalde afstand van de kern. Het betreffen echter wel speciale schillen. Deze schillen worden gekarakteriseerd met een waarde n. Hierbij geldt dat n = 1, 2, 3, …. De schil met n = 1 is de schil die het dichtst bij de kern is. Afhankelijk van de straal van de schil, heeft iedere schil een speciale hoeveelheid energie E.
Het model van Bohr wordt ondersteund door atoomemissiespectra van waterstof die in de jaren voor Bohr waren gemeten, maar waar Bohr toen niet vanaf wist. Atomen laten namelijk een lijnenspectrum zien, waar uit kan worden opgemerkt dat atomen slechts licht uitzenden bij bepaalde frequenties! Zie figuur 5 voor een mooi voorbeeld.
Met het atoommodel van Bohr doet de kwantummechanica zijn intrede in de natuurwetenschap: energie in de vorm van pakketjes met een bepaalde inhoud.

Elke schil kan een maximum aantal elektronen bevatten. Dit wordt weergegeven door de formule:


Aantal elektronen = 2n2. ( n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)



Figuur 5 Links, de getallen op de x-as stellen de waardes voor n voor. Kijk goed naar welke schil een elektron terugvalt. Bij het terugvallen wordt licht uitgezonden met een bepaalde frequentie. Er wordt geen licht uitgezonden dat alle frequenties heeft!
Rechts, voor een aantal schillen wordt de absolute energie weergegeven.


5. Atoommodel van Erwin Schrödinger
Ook het model van Bohr was niet perfect. Het bleek dat alleen de
lijnspectra van waterstof door zijn model beschreven konden worden,
bij grotere atomen lukte dat niet goed.

Tegenwoordig wordt er in de wetenschap gewerkt met een ander


atoommodel. Het betreft het model van de Oostenrijker Erwin
Schrödinger (1887-1961). In zijn model bewegen elektronen niet in
cirkelvormige banen om een kern, maar spreekt Schrödinger van
gebieden waar elektronen om de kern met een bepaalde
waarschijnlijkheid voorkomen.
Deze waarschijnlijkheidsgebieden heten orbitalen en worden
mathematisch beschreven met de Schrödinger vergelijking.
Hieronder worden enkele orbitalen afgebeeld. Je hoeft dit niet te
leren. Het is puur bedoeld ter informatie.
Enkele voorbeelden van orbitalen worden in figuur 6 weergegeven. Belangrijk is echter dat er naast schillen ook subschillen bestaan. Deze subschillen zijn feitelijk de s,p,d en f orbitalen. Per schil komen 1 of meer orbitalen voor. Tevens krijgt elke schil ook een getal. Dat getal is het nummer van de periode (= rij ) in het periodiek systeem van de elementen. Zie onderstaande tabel voor een overzichtelijke weergave.

In elke subschil (orbitaal) kunnen zich maximaal 2 elektronen bevinden. Waarom bevinden zich in een p-orbitaal dan 6 elektronen? Een p-orbitaal is weer onderverdeeld in 3 aparte orbitalen (x, y en z), zoals weergegeven in figuur 6.




Schil / n

Orbitalen

Totaal aantal elektronen

K / 1

s

2

L / 2

s + p

2 + 6 = 8

M / 3

s + p + d

2 + 6 + 10 = 18

N / 4

s + p + d + f

2 + 6+ 10 + 14 = 32




Figuur 6 Ruimtelijke voorstelling van verschillende orbitalen

Hoe worden de orbitalen opgevuld?

De opvulling van de orbitalen geschiedt op basis van het Aufbau-principe. Dit principe zal hier niet helemaal worden uitgelegd. Het betekent echter wel, dat er bij de opvulling van orbitalen met elektronen wordt uitgegaan van het principe van minimale energie. Zie figuur 7 voor een overzichtelijke weergave hiervan. Voor de goede orde, met 2s wordt bedoeld het s-orbitaal van de L-schil (n=2). 3p is de p-orbitaal van de M-schil (n=3). Een s-orbitaal kan 2 elektronen bevatten, een p-orbitaal 6, en een d-orbitaal 10. Elke schil bevat in totaal 2n2 elektronen (met n= het nummer van de schil).

Schillen worden van onder naar boven ingevuld. Dat wil zeggen dat de 4s-schil wordt gevuld vóór de 3d-schil. Dit heeft te maken met de energieniveaus van de schillen, we zullen hier verder niet op in gaan.


Figuur 7 Schematische weergave van de opvulling van orbitalen

Nu bekend is hoe de orbitalen in een atoom moeten worden opgevuld, kunnen we dat voor bijvoorbeeld een fluoratoom, een kalium-atoom en (zoals beloofd) een α-deeltje uitvoeren. Men noemt dit ook wel het opstellen van de elektronenconfiguratie of elektronenstructuur of elektronenverdeling.



Voorbeeld:

- F heeft atoomnummer 9. Het heeft dus 9 elektronen om zijn kern heen. De elektronenconfiguratie ziet er dan als volgt uit:

1s22s22p5

- K heeft atoomnummer 19. Het heeft dus 19 elektronen om zijn kern heen. In tabel 99 Binas zie je dat Kalium in de 4e periode staat en dus in 4 schillen elektronen heeft. Links in de rij staat 2,8. Dat betekent dat kalium de 1e en de 2e schil geheel gevuld heeft, dus 1s2, 2s22p6. In het vierkantje van Kalium staat nog 8,1. Dat betekent dat kalium in de 3e schil 8 elektronen heeft en in de 4e schil slechts 1.De elektronenconfiguratie van kalium ziet er dan als volgt uit:

1s22s22p63s23p64s1

- Een α-deeltje is een helium-ion met als lading 2+ en massagetal 4 (He2+). Zijn atoomnummer is 2, in een heliumatoom bevinden zich dus 2 elektronen. Echter, een α-deeltje heeft als lading 2+; het is dus feitelijk een heliumkern waar omheen geen 2 elektronen meer bewegen. Er valt dus geen elektronenconfiguratie voor een α-deeltje op te stellen.

Ga aan de slag en maak opgave 11, 12 en 13. Pas als je de opgaven klaar hebt, bespreek je met je buur wat hij/zij aan antwoorden gevonden heeft. Mochten jullie er samen niet uitkomen, vraag dan een klasgenoot of de docent om hulp. Verbeter indien nodig je antwoorden.

Opgave 11

Geef in je eigen woorden weer waarin het atoommodel van Schrödinger een verfijning is van dat van Bohr.



Opgave 12

Geef de elektronenverdeling over de schillen en subschillen van:

a) Neon

b) Argon


c) Xenon

d) Vanadium

e) Actinium

f) lood


g) Uranium
Opgave 13

Geef de elektronenverdeling over de schillen en subschillen van:

a) chloor

b) het chloride-ion Cl-

c) zwavel

d) het sulfide ion S2-

e) natrium

f) het natriumion Na+

g) calcium

h) het calciumion

i) het vanadium(II)ion V2+

Controleer je werk op de volgende site:



http://users.skynet.be/eddy/config.html

Electrovalentie'>6 Electrovalentie

De elektronen in de buitenste schil worden de valentie-elektronen genoemd. De valentie-elektronen bepalen vooral de eigenschappen van een element.


Het element fluor (zie werkblad 5) heeft dus 7 valentie-elektronen, het element kalium heeft slechts 1 valentie-elektron. In het periodiek systeem van de elementen staat kalium in groep 1 en fluor in groep 17. Je kunt in het periodiek systeem aflezen in welke subschil het element zijn extra elektron (ten opzichte van het element met atoomnummer 1) heeft geplaatst:


In opgave 5a, b, c heb je de elektronenverdeling van 3 edelgassen opgeschreven. Als je de elektronenverdeling van die 3 edelgassen vergelijkt, dan zie je dat ze allen als valentie-elektronen s2p6 hebben. Een dergelijke elektronenverdeling heet edelgasconfiguratie of octetregel. Acht elektronen in de buitenste schil is blijkbaar een zeer stabiele elektronenverdeling.
Met behulp van edelgasconfiguratie kunnen we de elektrovalentie van veel elementen begrijpen. Elementen in groep 1, zoals Na en K hebben 1 elektron in hun s-schil. Om edelgasconfiguratie te krijgen, zullen zij dit elektron willen afstaan. Hierdoor wordt hun ion-lading 1+. Zo heeft het natriumion de edelgasconfiguratie van neon, het K-ion dat van Argon. Aan de andere kant van het periodiek systeem, in groep 17 staat bijvoorbeeld Cl. Cl heeft 7 elektronen in zijn buitenste schil. Om de edelgasconfiguratie van Argon te krijgen neemt Cl 1 elektron op en vormt hiermee het Cl- -ion. Hiermee kunnen we ook begrijpen dat natrium geen Na2+ ionen zal vormen en chloor geen Cl2-ionen.

Onthoud:


  • Electrovalentie is de ionlading die het atoom kan aannemen door elektronen op te nemen of af te staan


7 Covalentie
Maar hoe zit het met moleculaire stoffen? Als voorbeeld nemen we het eenvoudigste molecuul dat we kennen: waterstof. Het bestaat uit 2 atomen die elk slechts 1 elektron bezitten. Hieronder staat de structuurformule van waterstof. Het bindingstreepje ▬ stelt een gemeenschappelijk elektronenpaar voor. Het gemeenschappelijk elektronenpaar wordt ook wel met twee stippen voorgesteld (: in rechter structuurformule).



Twee atomen waterstof vormen een gemeenschappelijk elektronenpaar dat zich voornamelijk tussen de positief geladen atoomkernen bevindt. Elke waterstofkern heeft op deze wijze 2 elektronen om zich heen en heeft daarmee de edelgasconfiguratie van helium verworven.


Onthoud:

  • een atoombinding is de aantrekkingskracht tussen het gemeenschappelijk elektronenpaar en de positieve atoomkernen.

  • covalentie is het getal dat aangeeft hoeveel atoombindingen een atoom kan vormen.


Het element zuurstof heeft 6 valentie-elektronen. Door twee gemeen-schappelijke elektronenparen te vormen, bereikt ook zuurstof weer edelgasconfiguratie. Vandaar dat zuurstof covalentie 2 heeft. Hiernaast is de structuurformule van water getekend.

Sommige chemici tekenen alle elektronen in de buitenste schil en dan krijg je een structuurformule zoals rechtsonder is afgebeeld: er zijn 2 vrije elektronenparen bij getekend.
Koolstof heeft covalentie 4 en zuurstof heeft covalentie 2. Daarom heeft koolstofdioxide nevenstaande structuurformule: beide zuurstofatomen hebben 2 atoombindingen en het C-atoom heeft 4 atoombindingen!
Maak opgave 14. Nadat je de opgave alleen hebt gemaakt, overleg je met je buur over de antwoorden. Corrigeer en vul aan indien nodig.
Opgave 14

Schrijf van alle atomen in de volgende moleculen en ionen hun covalentie op. Teken vervolgens de structuurformules van de moleculen en ionen (gebruik - voor een atoombinding). H2S, CH4, HCN, B(OH)3, C2H6, C2H4



8 Elektronenformules

De verdeling van de elektronen over alle schillen wordt de elektronenconfiguratie, elektronen-structuur of elektronenverdeling genoemd. Wanneer we de elektronen van een atoom verdelen over de (sub)schillen, dan kunnen we begrijpen wat de covalentie van dat atoomsoort is of wat de elektrovalentie van het atoomsoort is.


Neem als voorbeeld het edelgas neon: atoomnummer 10: elektronenconfiguratie 1s2; 2s2,2p6.

Neon is een element uit de 2e periode; het heeft de buitenste elektronen in de 2e schil. In de 2e schil passen totaal 2n2 dus 8 elektronen.

Edelgassen reageren nergens mee, daarom heten ze ook edelgas. Blijkbaar is een volle

s-subschil en volle p-subschil een stabiele elektronenverdeling. We noemen dit ook wel edelgasconfiguratie. Een andere term die hiervoor gebruikt wordt is de octetregel: 8 elektronen in de buitenste schil.


Wat betekent de octetregel voor andere elementen? Neem als voorbeeld zuurstof: atoomnummer 8: 1s2; 2s2,2p4. Het element zuurstof heeft 6 elektronen in de buitenste schil. Deze elektronen noemen we de valentie-elektronen. Het element zuurstof heeft er 8-6 = 2 tekort om aan de octetregel te voldoen. Daarom valt te begrijpen dat zuurstof 2 atoombindingen, dus 2 gemeenschappelijke elektronenparen, vormt met bijvoorbeeld 2 waterstofatomen.
De elektronenformule van een atoom is een vorm van structuurformule waarbij ook de vrije elektronenparen weergegeven zijn. In een elektronenformule heeft elk atoom behalve het waterstofatoom een octet-omringing, dat wil zeggen vier elektronenparen.
Water is H2O. Hierin heeft het atoomsoort zuurstof covalentie 2. Van de 6 elektronen in de buitenste schil vormen er 2 een gemeenschappelijk elektronenpaar met de 2 elektronen van de 2 waterstofatomen. De overige elektronen van zuurstof uit de buitenste schil vormen zogenaamde vrije elektronenparen.



figuur 1 figuur 2 figuur 3 figuur 4
In de afbeeldingen hierboven is dit op 3 manieren weergegeven. In figuur 1 zijn de atoombindingen zoals gebruikelijk als streepjes weergegeven en de vrije elektronenparen met 2 stippen. In figuur 2 zijn de elektronen van zuurstof getekend als stippen, terwijl de elektronen afkomstig van waterstof als kruisjes zijn ingetekend. In totaal heeft zuurstof 8 elektronen in zijn buitenste schil, en waterstof 2. Figuur 3 wordt de elektronenformule van water genoemd.

Het watermolecuul heeft dus 2 vrije elektronenparen. Deze zijn belangrijk voor de eigenschappen van het molecuul en dus de stof water. Ze bepalen vooral hoe polair een watermolecuul is. In figuur 4 is het H3O+ ion weergegeven in de elektronenformule.




Hoe teken je de elektronenformule van H2SO4?

Met bovenstaande tabel ga je als volgt om:

- je berekent het aantal gemeenschappelijke elektronenparen: 22 – 15 = 6

- deze 6 gemeenschappelijke elektronenparen teken je eerst tussen S en O en vervolgens

tussen de O en H nog twee.

- hierna teken je de vrije elektronenparen zodat je in totaal 16 streepjes hebt getekend; steeds 4 rond


elk S-atoom en O-atoom. (De octetregel uitzondering hierop is H.)

- ten slotte plaats je de juiste lading bij elk element: vergelijk je het aantal valentie-

elektronen van het element met het aantal toebedeelde elektronen. Voor S: 6 valentie-

elektronen en er zijn er slechts 4 getekend, dus het S-atoom is hier 2+.



Opgave 15

Raadpleeg BINAS tabel 99 en teken vervolgens de elektronenstructuur van:

a. CO2 b. HCOOH c. NH3 d. HCl e. OH-

Bij het uiteenvallen van de kern van een atoom Am-241 (de regels 6 tot en met 9) ontstaat behalve een α-deeltje ook de kern van een atoom van het element X.




Opgave 16 Laser zet radioactief afval om
1 Onderzoekers van het Rutherford Appleton Laboratory (Engeland) zijn erin

2 geslaagd om met een grote laser ongeveer een miljoen atomen van Jood-129 om te

3 zetten in jood-128. Jood-129 is een van de radioactieve atoomsoorten die ontstaan

4 bij het verbranden van uranium in een kernreactor.

5 Het voordeel van de omzetting van jood-129 in jood-128 is de veel kortere

6 halveringstijd van jood-128: al na 25 minuten heeft de helft van de jood-128 atomen

7 z'n radioactiviteit verloren, terwijl dit bij jood-129 maar liefst 15,7 miljoen jaar duurt.

naar: Technisch Weekblad

2p 1  Hoeveel protonen en hoeveel elektronen bevat een atoom jood-129? Noteer je antwoord als volgt: aantal protonen: ... aantal elektronen: ...

De onderzoekers zijn erin geslaagd om met een laser één soort deeltjes uit jood-129 atomen te verwijderen.

2p 2  Leg uit welk soort deeltjes werd verwijderd.


Volgens de regels 3 en 4 ontstaat jood-129 bij het „verbranden van uranium".

p 3 Leg uit dat jood-129 geen verbrandingsproduct van uranium kan zijn.


Opgave 17 Rookmelder
1 Een bepaald type rookmelder bestaat uit

2 twee geladen platen en een kleine

3 hoeveelheid (0,20 mg) van de


Am-241 zendt α-deeltjes uit


4

atoomsoort Am-241 (Am = americium).

5 Het Am-241 is aanwezig in de vorm van

6 AmO2. Am-241 is radioactief: de

7 atoomkernen vallen uit elkaar. Daarbij

8 ontstaan α-deeltjes (een α -deeltje bestaat

9 uit twee protonen en twee neutronen). Deze

10 α -deeltjes gaan door een gat in de onderste

11 plaat (zie tekening) naar een ruimte. In deze

12 ruimte botsen ze met voldoende kracht tegen stikstofmoleculen en

13 zuurstof moleculen in de aanwezige lucht om elektronen uit deze moleculen te

14 stoten. Deze elektronen bewegen naar de ene plaat, de gevormde ionen bewegen 15 naar de andere plaat. Daardoor ontstaat een kleine elektrische stroom tussen de

16 twee platen. Wanneer rookdeeltjes - die altijd sterk geladen zijn - in de ruimte

17 komen, binden ze met de aanwezige ionen waardoor deze neutraal worden. De

18 elektrische stroom tussen de platen stopt daardoor: het alarm gaat af.

naar: Education in Chemistry

2p 1  Hoeveel protonen en hoeveel neutronen komen voor in de kern van een atoom van dit element X en wat is de naam van dit element X? Noteer je antwoord als volgt; aantal protonen: ... aantal neutronen: ... naam van element X: ...

2p 2  Leg uit of de gevormde ionen (regel 14) positief of negatief geladen zijn.




Opgave 18 Element 115
Levensteken van superzware kernen

Russische en Amerikaanse onderzoekers denken het bestaan aangetoond te hebben van twee nog onbekende superzware kunstmatige elementen met de atoomnummers 113 en 115. Met een cyclotron in het Russische kernfysicacentrum JINR schoten Joeri Oganessian en zijn collega's kernen van calcium met massagetal 48 op americium (Am) met massagetal 243. Tijdens een maand intensief kernenschieten deden ze welgeteld drie keer een waarneming die wees op het ontstaan van kernen van het (nieuwe) element 115 met 173 neutronen in de kern. De gevormde kernen vielen al na enkele tientallen microseconden uit elkaar onder uitzending van een alfadeeltje (heliumkern). Daarbij ontstond steeds een kern van een ander nieuw element: element 113. Element 113 bleef maar liefst 1,2 seconde stabiel alvorens verder te vervallen.



naar: de Volkskrant

Uit het tekstfragment kan worden afgeleid dat bij de beschreven vorming van kernen van het element 115 geen protonen maar wel neutronen vrijkomen.

2p 1  Leid af dat een kern van het gebruikte calcium en een kern van het gebruikte americium samen 115 protonen bevatten.
2p 2 Leid af hoeveel neutronen vrijkomen bij de beschreven vorming van één atoomkern van element 115.

1p 3  Geef de lading van een alfadeeltje (heliumkern).




StudioScheikunde| Module Atoommodellen | Werkbladen Activiteit 4





De database wordt beschermd door het auteursrecht ©opleid.info 2017
stuur bericht

    Hoofdpagina