1. Inleiding. Chemie als wetenschap

1. Inleiding. Chemie als wetenschap 1.1.

Chemie? Wat heb ik daar nu mee te maken?

Veronderstel even dat je morgen zou ontwaken in een wereld waaruit alle ‘plastics’ verdwenen waren. Om te beginnen zou je je overslapen, want de wekker of wekkerradio zou uit elkaar gevallen zijn. Je zou verder nogal hard en bloot liggen, want zowel de dekens als de matras zouden geheel of gedeeltelijk verdwenen zijn! Hopelijk heb je dan toevallig een katoenen pyjama aan! In de badkamer: geen tandenborstel meer, in de kleerkast alleen nog de zuiver scheerwollen pull, het katoenen hemd. In de keuken is de catastrofe totaal: een lege bedoening zonder kasten, een koffiezetapparaat zonder omhulsel, geen stopcontacten meer, maar ook geen stekkers en geen isolatie om de leidingen. In de koelkast één grote rommel, alle vakken weg, alle verpakkingen weg. Van miserie ga je dan een muziekje opzetten, maar o wee, alle CD’s weg! Alle cassettes weg! Je raakt in paniek en je loopt naar de telefoon om hulp te roepen, maar niks ervan, de telefoon is foetsie! Dan maar in de auto springen om troost te gaan zoeken, maar, o grote ramp: een lege kooi zonder banden: alleen het metalen motorblok schiet nog over. Te voet dan maar! Maar wel op katoenen sokken want wie draagt er nu nog echt leren schoenen? Een lange wandeling zou je goed doen, terwijl je er ondertussen over zou mediteren hoe afhankelijk wij wel geworden zijn van kunststoffen.

1.2.

Chemie is een exacte wetenschap.

Een exacte wetenschap is het systematisch geordende geheel van het weten en van de regels waarmee verdere kennis verkregen kan worden. Deze definitie kent twee delen: a. het systematisch geordende geheel van het weten: Chemie is de wetenschap die zich bezighoudt met de eigenschappen van de verschillende stoffen en de veranderingen in deze eigenschappen bij reacties. b. de regels waarmee verdere kennis verkregen kan worden: dit duidt meer algemeen op de wetenschappelijke methode en is niet beperkt tot chemie (ook in biologie, fysica, sterrenkunde...). Deze methode kent een viertal stappen 1. Observeren van verschijnselen (bijvoorbeeld bij verhitten van kristalsuiker ontwijkt damp en blijft een zwarte stof achter) 2. Catalogeren van verschijnselen. (ook bij verhitten van druivensuiker, bloem, fruitsuiker... treedt hetzelfde verschijnsel op; bij het verhitten van andere stoffen echter is dit niet het geval) 3. In een wet gieten, een algemene conclusie trekken (suikers zijn koolhydraten, zij bestaan uit water (hydra) en koolstof) 4. Wet toepassen, uitproberen, controleren (is dit ook geldig voor melksuiker?) De eerlijkheid waarmee dit gebeurt, is van groot belang. Wanneer bij controles (of experimenten) de wet niet meer opgaat, moet je de wet schrappen en niet je experiment!

Als exacte wetenschap is chemie niet strikt af te bakenen. Zo zijn er overlappingen met andere takken uit de wetenschap zoals fysica, aardrijkskunde en bio (zoek zelf voorbeelden van overlappingen). Chemie als deelgebied van wetenschap houdt zich bezig met het verwerven van kennis omtrent stoffen (eigenschappen van stoffen, hoe moet je ze maken, hoe kan je ze afbreken...).

2. Van tastbaar tot atoom (en verder) 2.1.

De realiteit rondom ons: mengsels

De meeste voorwerpen/dingen uit het dagdagelijkse leven zijn mengsels. Dieren, planten, huizen, grond, gebruiksvoorwerpen, lucht... het zijn bijna allemaal mengsels. Mengsels zijn door hun complexiteit moeilijk te bestuderen. Er zijn slechts weinig voorbeelden van zuivere stoffen in ons dagelijkse leven: kristalsuiker, zout, gedestilleerd water... Zuivere stoffen kenmerken zich door constante stofeigenschappen. Zie ook fysica (dit is een overlapping met fysica!) Materie kan in 3 (aggregatie)toestanden voorkomen: vast, vloeibaar en gas. Elke stof heeft zijn eigen zeer kenmerkende overgangspunten tussen deze aggregatietoestanden. Vb water: Ts = ........en Tk = ....... Elke stof heeft ook zijn eigen karakteristieke dichtheid bij elke temperatuur. Vb water: ρwater .... Andere voorbeelden (niet van buiten leren): ethanol (de drinkbare alcohol), methanol (brandalcohol), ijzer, kwik, aluminium

Ethanol Methanol IJzer Aluminium Kwik Zuurstofgas

Ts -114,1 -97,8 1535 660 -38,87 -218,4

Tk 78,5 64,7 2750 2467 356,58 -182,96

ρ 0,789 0,796 7,86 2,70 13,55 0,0014

Opgelet: zuiver in chemie betekent iets anders dan in de les bio of in de les Nederlands.

2.2.

Scheiden maar

Om de zaak er toch iets op te vereenvoudigen, willen we mengsels scheiden in zuivere stoffen.

2.2.1. De scheiding van een raar mengseltje Als voorbeeld hebben we een mengsel gescheiden van zand, suiker en water. Het troebele plakkerige goedje valt in zijn geheel niet te bestuderen. Scheiding in 2 stappen: Filtreren: vaste deeltjes (zand) blijven achter op de filter

Uitdampen: suiker blijft achter in de kolf. De damp moeten we opnieuw afkoelen (condenseren) om het water te bekomen.

2.2.2. Andere scheidingsmethoden • Zeven/ziften Scheiding van vaste stoffen op basis van deeltjesgrootte • Filtreren Scheiding van suspensies. Vaste stoffen worden tegengehouden door de filter. • Decanteren of ‘afgieten’ Ongeveer hetzelfde als filtreren, behalve dat je geen filter nodig hebt. Lukt ook bij geschifte emulsies. Om gebroken emulsies heel nauwkeurig te gaan scheiden kan je een scheitrechter gebruiken. • Centrifugeren Ook wel eens “zwieren” genoemd. Door te centrifugeren zorg je ervoor dat er een grotere kracht inwerkt op de vaste stoffen of de vloeistoffen. Verschillen in dichtheden worden daardoor versterkt en emulsies schiften dus veel sneller en suspensies bezinken veel sneller. • Kristalliseren Scheiding van (homogene) oplossingen van vaste stoffen in vloeistoffen. Door geleidelijk aan uit te dampen kan je eerst de minst oplosbare stof doen kristalliseren. Wanneer die volledig is uitgekristalliseerd en verwijderd, kan je verder gaan uitdampen om de volgende stof te bekomen. Dergelijke kristallisatie noemt men een gefractioneerde kristallisatie (kristallisatie in fracties). • Absorberen Sommige vaste stoffen hebben een dergelijk grote oppervlakte dat veel stoffen aan dit oppervlak blijven “kleven”. Hierdoor kan je sommige stoffen uit een gas of een vloeistof verwijderen. Een speciaal geval hiervan is de chromatografie. Stoffen kunnen verschillen in hun “plakkerigheid” en daardoor gescheiden geraken van elkaar wanneer ze verder meegesleurd worden door een vloeistof. Papier houdt bijvoorbeeld sommige inktsoorten vast, maar oplosmiddel voor de inkt sleurt de inktsoorten mee waardoor de vlek uitdeint. Als niet alle inktsoorten even snel meegesleurd worden, krijg je een scheiding. • Extraheren Letterlijk “uittrekken”. Je gaat een oplosmiddel toevoegen aan een vast of vloeibaar mengsel waarin heel specifiek de gewenste stoffen oplossen en de ongewenste stoffen niet. • Destilleren Scheiding op basis van een verschil in kookpunt. De meest vluchtige stoffen (laagste kookpunt) verdampen eerst. Door de damp af te koelen, zet je hem weer om tot vloeistof en isoleer je de gewenste stof(fen)

Scheidingsmethoden horen tot de wetenschapstak “chemie”: schei-kunde heeft er zelfs zijn naam aan ontleend (voor de neerlandofielen: pars pro toto). Toch berusten de technieken volledig op fysica: alle processen zijn volledig omkeerbaar: wat je ontmengd hebt kan je opnieuw mengen en vice versa.

2.3.

En nu? : Atomen

Wanneer we de scheiding volledig uitgevoerd hebben, komen we aan een eindpunt. Wanneer we ons houden aan omkeerbare processen (scheidingsmethoden dus), kunnen we niet meer verder. Een zuivere stof bestaat slechts uit 1 enkel soort materie. En toch...

2.3.1. Thermolyse van suiker Wanneer we onze zuivere suiker gaan verwarmen zien we dat hij smelt (net zoals water). Niets aan de hand dus. Maar nee, wacht... Ontwijkt daar geen bekende geur en krijgt de suiker niet een mooi kleurtje: karamelvorming. Wanneer we dit proces verder zetten, ontstaat er een vettige, gele, stinkende damp. Nog verder verhitten levert ons witte damp en een pikzwarte stof op. We hebben suiker ontbonden tot water en koolstof. We noemen dit thermo-lyse: analyse door warmte (thermo). We kunnen dit ook met minder stank door de suiker rechtstreeks in de vlam te houden (pyrro-lyse). We hebben dus 2 nieuwe, verschillende stoffen gemaakt uit 1 stof en het proces in niet omkeerbaar: wanneer we koolstof en water mengen bekomen we voorwaar geen suiker.

2.3.2. Elektrolyse van water Iets gelijkaardigs kan je nu ook uithalen met water, maar op de school hebben we geen oven die de temperatuur hoog genoeg kan opdrijven om water uit elkaar te laten vallen. Dan maar een ander apparaat uit de kast gehaald: Hoffman apparaat. Dit apparaat werkt op gelijkspanning en splitst water in 2 verschillende gassen. Het ene gas doet een smeulende lucifer opnieuw ontvlammen: het is zuurstofgas, hetzelfde gas als datgene dat wij en een benzinemotor nodig hebben om normaal te functioneren. Het andere gas is lichter dan lucht en ontploft wanneer het in contact komt met zuurstofgas en een vonk. We noemen dit waterstofgas of in het Engels hydrogen (let op de stam hydro en gen(ereren)). Hierbij ontstaat opnieuw water. Een ouderwetse benaming is knalgas. Waterstofgas wordt gebruikt als rakettenbrandstof en zal misschien in de toekomst gebruikt worden als schone brandstof voor auto’s (uitlaat alleen water).

2.3.3. Het (voorlopige) eindpunt Je denkt nu misschien: “waar zijn we nu eigenlijk mee bezig? We maken een stof zoals suiker kapot, en we krijgen er drie nieuwe voor in de plaats: waterstof, zuurstof en koolstof. Is dat nu een vereenvoudiging?”

Eigenlijk wel. Koolstof, waterstof en zuurstof kunnen niet meer verder ontleed worden in verschillende stoffen: we noemen deze enkelvoudige stoffen. En zo bestaan er maar een dikke 100. Enkelvoudige stoffen bestaan maar uit één enkele soort bouwsteen en zo een bouwsteen noemen we een atoom. Het atoom waaruit zuurstofgas bestaat noemen we een zuurstofatoom, het atoom waaruit waterstofgas bestaat een waterstofatoom,...

2.3.4. Andere atomen te kennen Er bestaan in/op de aarde 92verschillende soorten atomen. De mens heeft er intussen reeds een 20-tal bijgemaakt, maar die vallen spontaan weer uit elkaar (dat is ook de reden dat ze vandaag de dag niet meer voorkomen op aarde: ze zijn al uit elkaar gevallen). Hiervan moeten jullie er een 40-tal kennen. Een atoomsoort noemen we een element en elk element heeft zijn eigen “afkorting” of symbool. Een symbool bestaat uit een blokletter, eventueel gevolgd door een kleine letter. Symbool H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ge As

Element Waterstof Helium Lithium Beryllium Boor Koolstof Stikstof Zuurstof Fluor Neon Natrium Magnesium Aluminium Silicium Fosfor Zwavel, Solfer Chloor Argon Kalium Calcium Titanium Vanadium Chroom Mangaan IJzer Kobalt Nikkel Koper Zink Germanium Arseen

Oorsprong Hydrogen

bekend van Lichter dan lucht ballonnetjes Zit in moderne oplaadbare batterijen (Li-ion) Lichte legeringen Lichte legeringen

Carbon Nitrogen Oxygen tandpasta lampen (opgelet: Eng Sodium) Fakkels; werking van de spieren Elektronica (silicon valley) Zit niet langer in de meeste waspoeders bleekwater (opgelet: Eng = Potassium) beenderen Sterke lichte legeringen Uiterst harde legeringen Roestvrije legeringen Fr: Fer Roestvrije legeringen Fr: Cuivre Elektronica

Br Kr Ag Cd Sn I Xe Ba La Pt Au Hg Pb Rn Ac U Pu

Broom Krypton Zilver Cadmium Tin Iood/Jood Xenon Barium Lanthaan Platina Goud Kwik Lood Radon Actinium Uranium Plutonium

2.4.

superman Argent(um) Ouderwetse oplaadbare batterijen Stannum Sterke koplampen

Aurum Hydrargyrum (opgelet Eng: mercury) Plumbum (plomb) Kerncentrales / de bom de bom

De bouw van een atoom

Hoe zijn atomen opgebouwd? De naam a-toom verwijst naar (Grieks) on – deelbaar. Men dacht vroeger dat deze bouwstenen de finale bouwsteen waren, maar dat was buiten kernsplitsing en kernfusie gerekend.

2.4.1. Experimenten om tot bouw te komen Denk aan de wetenschappelijke methode van observaties – theorie – testen van theorie ... De ontrafeling van het mysterie achter de structuur van het atoom is hier een mooie illustratie van. Naarmate er meer meetgegevens/wetenschappelijke observaties ter beschikking kwamen, moest de theorie telkens bijgesteld worden.

2.4.1.1. Atomen als solide bollen: model van Dalton Gedurende de 17de en 18de eeuw groeide geleidelijk het besef dat tijdens chemische reacties geen massa verdween. Een kaars die zogezegd in rook opgaat, verdwijnt niet echt. Het gevormde koolzuurgas heeft wel degelijk massa. Men ging de “onverwoestbare” bouwblokken, de atomen, dan ook beschouwen als solide bollen. Dalton heeft dit ook zo beschreven in zijn theorie: daarom heet dit het “model van Dalton”. Dit model kende heel wat succes. Al gauw leerde men nieuwe atomen kennen zoals zuurstofatomen, stikstofatomen, waterstofatomen... Ook andere wetenschapstakken zoals fysica maakten gretig gebruik van dit model. Een vloeistof is bijvoorbeeld niet samendrukbaar omdat de solide bollen elkaar raken en er geen ruimte is tussen de bollen. Bij een vaste stof zijn de bollen bovendien vastgemaakt aan elkaar. Een gas daarentegen gedraagt zich eerder als “springballen” die door een lege ruimte koersen. De druk op de wanden van de kamer waarin de ballen zitten, is afkomstig van de botsingen van de ballen tegen de wanden. Wanneer je een gas zodanig comprimeert dat de bollen elkaar raken, krijg je een vloeistof (je condenseert het gas). Je kan hetzelfde effect bereiken door de “springballen”te vertragen (in fysicatermen: afkoelen) zodat ze uiteindelijk stilvallen.

2.4.1.2. Statische elektriciteit? Model van Thomson Aangezien alle materie (alleen maar) uit atomen bestaat, zou er dus anders niets mogen in zitten. Jammer. Wanneer je met een wollen doek stevig over een plastic lat wrijft, kan je nadien met de lat kleine papiersnippers of droog haar oprapen en een waterstraal doen afbuigen. Verder onderzoek wijst uit dat er iets is uitgewisseld tussen de lat en de wollen doek. Wanneer we dan echter de lat in de waterstraal houden, keert de situatie weer terug naar normaal. De geladen deeltjes die uitgewisseld worden tussen wol en plastic noemen we elektronen. We geven ze per definitie een negatieve lading. Het model met de solide bollen is dus niet correct. Wanneer we de ladingsuitwisseling moeten verklaren en toch zoveel mogelijk het succesvolle “bollenmodel” behouden, kunnen we de aanwezigheid van elektronen in de solide bollen uitleggen als “rozijnen” in een “brood”. Het totale “rozijnenbrood” is neutraal omdat het brood zelf (zonder de rozijnen) in deze theorie positief is. De officiële benaming van deze theorie is het model van Thomson.

2.4.1.3. Model van Rutherford Je denkt nu misschien dat je er van af bent. Leuk model toch, die theorie van Thomson. Pech gehad. Ene zekere Rutherford kon het zich niet laten om ook eens wat proefjes te doen. Hij richtte een stralingsbron op een zeer dunne gouden folie (nauwelijks enkele lagen atomen dik) en ging dan kijken hoe de stralingsdeeltjes weerkaatsten op de folie. Je kan dit vergelijken met het gooien van kleine pistolets tegen een muur van rozijnenbroden. Wat bleek nu echter: de meeste pistolets gingen los door de muur. Dit kan niet volgens het model van Thomson. Rutherford stelde dan ook “zijn” model voor: de meeste massa (en al de positieve deeltjes) zit in een uiterst kleine kern verzameld en de elektronen draaien daar rond als planeten rond de zon.

2.4.1.4. Wat een toestel! En nog is het niet gedaan. Waaruit bestaat die kern eigenlijk? Om de kern te bestuderen hebben we echter apparatuur nodig. Veel apparatuur. Het grootste “toestel” ter wereld staat ergens in de omgeving van Geneve (www.cern.ch) en dient om de structuur van de materie nog verder te doorgronden. In tunnels onder de grond worden deeltjes steeds verder versneld tot ze met enorme snelheden tegen elkaar gekwakt worden. Uit de brokstukken die hierbij ontstaan kan dan de onderliggende structuur van de materie afgeleid worden. Hoe dit allemaal precies verloopt zou ons te ver leiden. De zoektocht is nog steeds niet afgelopen en de deeltjesversneller van de CERN wordt momenteel verbouwd om protonen nog hogere energie mee te geven voor ze botsen. Leuk detail: het is aan de CERN dat het internet voor het eerst zijn vorm als WorldWide Web gekregen heeft. Omdat het een internationaal onderzoekscentrum betreft en de wetenschappers met elkaar intens contacten moesten onderhouden, hebben ze rond het ongebruiksvriendelijke internet zijn huidige handige vorm met browsers en dergelijke meer ontwikkeld.

2.4.2. Protonen, neutronen en elektronen In de materie die we in de gewone wereld tegenkomen, zijn er slechts 3 deeltjes van belang. In tabelvorm: Lading

Plaats

Afmeting

Gewicht

Elektron = e-

Negatief (-1)

Rond de kern

Niet meetbaar (punt?)

± 1/2000 · p+

Proton = p+

Positief (+1)

In de kern

Klein maar meetbaar

± 2000 · e-

Neutron = n0

Neutraal (0)

In de kern

Ongeveer gelijk aan p+

± 2000 · e-

Deeltje

Deze eigenschappen moeten zeer goed gekend zijn. Je zal ze nog 4 jaar nodig hebben in het ASO. Uitbreiding: de precieze getallen zijn niet van belang in deze cursus maar voor de nieuwsgierige medemens: Massa van p+ = 1,67248 · 10-27 kg Massa van n0 = 1,67479 ·10-27 kg Massa van e-= 9,10956 · 10-31 kg Een proton weegt dus 1,67248 miljardste van een miljardste van een miljardste kilogram. Afmeting van een p+ = ± 10-15m. De afmeting van een kern ligt tussen de 1 · 10-15 m (kleinste kern) en 7 · 10-15 m (grootste kern). Een atoom is tussen de 1 · 10-10 m (kleinste atoom) en 3 · 10-10 m (grootste atoom). De kern is dus 100 000 keer kleiner dan een atoom: bijna al de massa zit gelokaliseerd in een zeer klein gebied. Op een lat van een meter zou je dus 10 miljard waterstofatomen naast elkaar kunnen zetten. Op dezelfde lat zou je dan 100 000 miljard kernen naast elkaar kunnen zetten. De dichtheid van de kern is immens groot. De berekening voor een waterstofatoom is als volgt: De kern is een bol met een diameter van 10-15 m. ⇒ Deze bol heeft een volume van 5,2 · 10-46 m3. (ken je de formule voor het volume van een bol?) De massa van de kern (een proton) is 1,67248 · 10-27 kg. ⇒ De dichtheid is dus (massa/volume): 3,2 · 1018 kg per m3 of 3 194 205 457 659 660 kg per liter (of ongeveer 3,2 · 1015 kg/l). Vergelijk dit met de dichtheid van water.

Of probeer je in te denken dat de aarde samengedrukt wordt tot de dichtheid van kernmateriaal. De aarde weegt 5,983 · 1024 kg. Wanneer de aarde zou samengedrukt worden tot “neutronium” of zuiver kernmateriaal, zou het volume dan ook niet meer bedragen dan een bol met een volume van 1,87 miljoen m3 of een bol met een diameter van 76,5 m. Wie zei daar ook alweer dat vaste stof niet samendrukbaar was? In de praktijk komt deze “samengedrukte” materie alleen voor in dergelijke toestand in neutronensterren. Dit zijn een soort uitgedoofde, ineengestuikte sterren.

2.4.3. Atomen Je snapt nu direct vanwaar de tabel van Mendeljev afkomstig is. Het is gewoon een rangschikking volgens het aantal protonen. Zo heeft waterstof 1 proton, He heeft er 2, Li 3 enzo verder... Alle atomen zijn elektrisch neutraal: ze hebben evenveel elektronen als protonen. Maar hoe zit dat nu met die protonen in die kern? Voor waterstof stelt er zich geen probleem omdat de kern alleen maar een proton bevat, maar vanaf He zitten we 2 protonen samen op zeer korte afstand. Eigenlijk zou de kern dus moeten uit elkaar spatten omdat die protonen elkaar afstoten. De oplossing voor dit raadsel heb je misschien al door. Neutronen vormen een soort lijm tussen de protonen. Volgende analogie is misschien nuttig. Stel je ronde magneetjes voor die zodanig op tafel liggen dat ze elkaar afstoten en die omgeven zijn met een pluizige stof (zoals de buitenkant van een tennisbal). Je kan ze niet bij elkaar leggen want ze stoten elkaar immers af. Dit zijn de protonen. Voeg nu een aantal plastic plaatjes toe (die helemaal niet magnetisch zijn) die omgeven zijn met een bandje velcro: dit zijn de neutronen. Op korte afstand, wanneer ze elkaar raken, kunnen de (pluizige) protonen dan nu wel bij elkaar gehouden worden als er voldoende “velcro” tussen zit. De velcro werkt echter alleen op zeer korte afstand terwijl magnetisme toch een zekere afstand kan overbruggen (voor de fijnproevers: ook de magnetische kracht neemt af met een kwadraat van de afstand)

2.4.4.

Atoommassa, mol & molmassa.

De SI eenheid voor massa, de gram of de kilogram, is ongeschikt om te spreken over de massa’s van atomen. Met een weegschaal die je gewoon in de winkel kan kopen (als je tenminste veel geld op zak hebt), kan je reeds een massa bepalen van 0,1 µg (dat is 1/10 000 000 van een gram). Toch is dit nog altijd een waanzinnig veel als je gaat vergelijken met de massa van een atoom. In een klein korreltje zout dat 1 mg weegt zitten al 20 miljard miljard atomen (wetenschappelijke schrijfwijze: 2 . 1019 atomen.) Er dringt zich een praktische eenheid op: we kiezen een waarde die (ongeveer) overeenkomt met de massa van een kerndeeltje en we noemen deze eenheid de amu (atomic mass unit) Een amu weegt ongeveer 1,67.10-24 g Je hebt 6,0221415 x 1023 amu nodig om 1 gram te bekomen. Dit laatste getal noemen we een mol. Het geeft het aantal kerndeeltjes weer dat in 1 gram past. De atoommassa is de massa van 1 atoom in amu uitgedrukt. Zo weegt een O atoom 15,999 amu en een Fe atoom 55,85 amu. De molmassa is de massa die je bekomt als je een mol atomen neemt: wanneer je een mol O atomen neemt, geeft dit 6,0221415 x 1023 * 15,999 amu = 6,0221415 x 1023 * 15,999 * 1,67.10-24 g = 15,999 g De molmassa is dus de massa van een mol atomen, de atoommassa de massa van 1 atoom. Beide hebben het zelfde voorgetal omdat de een mol amu precies 1 gram weegt (per definitie). Bij uitbreiding zullen we later spreken van de molmassa van een molecule. Dit is dan gewoon de massa van een mol moleculen (m.a.w. de optelsom van een mol maal de som van de massa’s van alle atomen die in het molecule zitten: vb Water= H2O d.w.z. een molecule H2O bevat 1 atoom O en 2 atomen H. Wanneer je nu een mol H2O neemt, weegt deze evenveel als 1 mol O en 2 mol H of 15,999 g + 2 * 1,01 g ≈ 18 g.

2.4.5.

Isotopen

Als een proton en een neutron elk ongeveer 1 amu wegen en de massa van een elektron te verwaarlozen is, dan zou de massa van atomen altijd een rond getal moeten zijn. Dit klopt ook dikwijls. Wanneer je kijkt naar atomen als H, He, Be, C, O... dan zijn dit bijna ronde getallen. Toch duiken met de regelmaat van de klok aanzienlijke afwijkingen op. Enkele voorbeelden: B heeft een massa van 9,81 amu; Mg weegt 24,3 amu; Cl weegt 35,453 amu. Hoe kan dit nu, bestaat er toch een atoom dat 35,5 kerndeeltjes bevat, namelijk 17 p+ en 18,5 n0?

Het antwoord op deze vraag is negatief. Er bestaan immers geen halve neutronen. In de praktijk zijn er twee soorten Cl atomen: 75,77% van alle Cl atomen bevat 18 n0 en de rest (100% – 75,77% = 24,23%) bevat 20 n0. Het gemiddelde aantal n0 is dus: 75,77 ⋅18 + 24,23 ⋅ 20 = 18,48 100

Gecombineerd met 17 p+, geeft dit dus gemiddeld 35,48 kerndeeltjes en dit stemt vrij goed overeen met de atoommassa die je op de tabel vindt: 35,453 amu. De twee soorten Cl atomen noemen we isotopen. Op bijhorende tabel (isotopenkaart. Xls) vind je de isotopen van de eerste 18 elementen. Niet alle elementen hebben meer dan 1 isotoop en sommige elementen hebben er zelfs geen enkele. Zo komt het element Technetium (43 p+) niet in de natuur voor en zijn alle atomen met meer dan 83 p+ of meer dan 209 kerndeeltjes onstabiel. Uitbreiding: er bestaan ook isotopen die spontaan uit elkaar vallen en hierbij straling uitsturen. We spreken dan van radioactieve isotopen. Niet alle isotopen vallen even snel uit elkaar. Sommige leven gemiddeld gemiddeld milliseconden, andere zingen het miljarden jaren uit (zoals U met 238 kerndeeltjes dat gemiddeld 4,5 miljard jaar leeft voordat het uit elkaar valt). De tijd waarbinnen de helft van de deeltjes uit elkaar valt noemen we de halveringstijd. In het Engels is dit half life en het symbool voor deze uitdrukking is de Griekse letter lambda λ. Voila, de gamers onder ons weten weeral iets meer.

3.

Verbindingen 3.1.

De elektronenstructuur

De elektronen zitten in schillen rond de positieve kern. Binnenste schil is de kleinste. Hoe verder van kern hoe groter. K 2 L 8 M 18 N 32 O P...

Op de buitenste schil niet meer dan 8 Te kennen opvulregels: • zo dicht mogelijk tegen de kern • nooit max aantal overschrijden • streven naar 8 op de buitenste schil (2 voor H) Kunnen opvulling van de atomen uitleggen tot de 4de rij (begint met K)

3.2.

Edelgasconfiguratie

Edelgassen reageren niet met andere atomen. Zitten aan een minimale energie (steeds een streefdoel in de natuur) doordat ze een maximaal gevulde buitenste schil hebben. Je vindt ze daarom niet in verbindingen. Andere atomen streven er naar om ook max gevulde buitenste schil te hebben. Kunnen: edelgassen aanduiden op de tabel.

3.3.

Elektronegativiteit

Dit streven vertaalt zich in aantrekking van extra elektron. Getal van 0 tot 4. Edelgassen willen geen extra elektron meer en hebben dus geen EN. Hoogste waarde: F; kleinste waarde Fr. Stijging van links naar rechts op tabel en van onder naar boven. Van links naar rechts: atomen komen dichter bij de “bonus”van een max gevulde buitenste schil. De voorlaatste kolom verkrijgt zelfs helemaal de edelgasconfig door een extra elektron. Van onder naar boven: het extra elektron komt terecht op een schil die dichter bij de pos kern zit.

3.4.

Ionbindingen

2 atomen die beide streven naar edelgasconfig kunnen misschien een “deal”afsluiten. Atoom met hoge EN neemt een e- over van een atoom met een lage EN. Vb. Na heeft 7 e- nodig eer het aan edelgasconfig komt. In de praktijk is dit niet haalbaar. Bij reactie met F zal F 1 elektron overnemen van Na. zodat beide aan de edelgasconfig raken. Ontstaan van ion. Dit is een “geladen atoom” (bij uitbreiding later een geladen molecule). Doordat een atoom dat extra e- krijgt “te negatief” wordt, zal een dergelijk atoom een -

negatieve lading krijgen: In bovenstaand vb F . Omgekeerd krijgt Na een pos lading en er +

2-

ontstaat Na . Wanneer er meer dan 1 lading op een ion zit, schrijven we bijvoorbeeld O . De lading wordt weergegeven als 2- en niet als –2 wat je zou verwachten omdat het geen getal is maar een lading betreft (7- en 8+ geeft weliswaar een netto lading van 1+, maar de afzonderlijke ladingen blijven bestaan.) Criterium om te weten of het ene atoom “sterk”genoeg is om elektron af te pakken van het andere: ∆EN: trek de kleinste EN af van het de grootste en waneer ∆EN > 1,6 ⇒ ionbinding. Ionbinding blijft bij elkaar omdat de pos ionen de negatieve aantrekken (en niet omdat ze elektronen uitgewisseld hebben)

3.5.

Covalente of atoombindingen

Wanneer twee atomen niet genoeg verschillen in EN, kunnen ze ook elektronen per paar gaan delen. Zo behouden ze hun elektron maar ze kunnen doen alsof ze edelgasconfig bezitten. Vb

H. .H

⇒

Lewis: H H

Beide waterstoffen hebben nog steeds hun ene elektron, maar door de binding is het alsof ze beide 2 elektronen hebben. Covalente bindingen zijn de sterkste bindingen. (ongeveer dubbel zo sterk als ionbindingen) Stoffen die met elkaar verbonden zijn door covalente bindingen kunnen soms vrij complex in elkaar steken. Daarom is er de Lewis structuur. Deze stelt alleen de elektron van de buitenste schil voor. Bovendien worden de elektronen per paar voorgesteld. Er bestaan dus op de buitenste schil van de atomen die deelnemen aan een covalente binding 2 soorten elektronen paren: bindingselektronenparen en vrije elektronenparen. Bindingselektronenparen worden voorgesteld door een streepje tussen 2 atomen, terwijl een vrij elektronenpaar voorgesteld wordt door een streepje dat hoort bij slechts 1 atoom. Wanneer je oef maakt: stappen: 1. Zoek de EN van de atomen op in de tabel. Bereken de verschillen. ∆EN > 1,6 ⇒ ion a. Schrijf de elektronen rond de atomen, b. teken de uitwisseling, waarbij je aanduidt welke elektronen er uitgewisseld worden. c. Zorg er voor dat na alle uitwisselingen alle atomen edelgasconfig hebben (of de opgegeven lading. 2. ∆EN < 1,6 ⇒ covalente binding a. schrijf de elektronen rond de atomen. Deel ze in in 4 groepen van 1 of 2 elektronen (lukt niet bij B en Al). De enkele elektron kunnen gebruikt worden om te delen met een ander atoom. b. Teken een verzorgde structuur. Een atoom kan (voor de derdes toch) max vier bindingen hebben. Een binding is altijd slechts tussen 2 atomen Controles voor een correcte lewis structuur: 1. tel het aantal elektronen van alle atomen op op hun buitenste schil, tel nadien het aantal streepjes in de Lewis structuur. Beide moeten overeenkomen. 2. elk atoom moet 8 elektronen rond zich hebben (4 streepjes), of H moet er 2 hebben (1 streepje). Op de deze regel zijn uitzonderingen: B(6), Al(6).

3.6.

partiele ladingen

Twee atomen met gelijke EN (in de praktijk altijd 2 identieke atomen) die een binding hebben, trekken precies even hard aan het bindingselektronenpaar. Hierdoor blijft dat paar netjes verdeeld tussen de beide atomen en ontstaat er geen ladingsverschuiving. Wanneer 0 < ∆EN < 1,6 zal er echter een ladingsverschuiving optreden naar de meest elektronegatieve van de twee. Hierdoor krijgt dit atoom een gedeelte van een lading of een partiële lading, -δ. Het andere atoom krijgt dan natuurlijk een pos gedeeltelijke lading of +δ. Het molecule krijgt

dus 2 elektrische polen, we noemen dit een dipool. Hoe sterk deze dipool is, hang af van ∆EN. Hoe meer ∆EN naar 1,6 hoe meer De moleculen onderling zullen zich nu gaan oriënteren zodat de +δ naar de -δ van het andere molecule gekeerd is, en er ontstaat dus een binding tussen de moleculen. H2O is vloeistof, H2S is een gas.

3.7.

Metaalbinding

Metalen raken nooit aan edelgasconfig door delen, en al evenmin door ION. Enige oplossing is om alle “overtollige” elektronen te gaan delen tussen alle metaalionen. Elektronen worden over een rooster doorgegeven. Verklaring voor 3 metaaleigenschappen: 1. blinken van metalen 2. geleiden van elektriciteit en warmte 3. plooibaarheid

3.8.

Enkelvoudige en zuivere stoffen in de natuur

Te kennen: voorkomen van zuivere enkelvoudige stoffen, Voorkomen van moleculen per 2 Voorkomen van atomen in heelal en in de aarde. Voorkomen van stoffen als erts

4. Reacties 4.1.

Behoud van massa

4.2.

Schrijven van reacties

4.3.

Exotherme reacties

4.4.

Endotherme reacties