1ste Bach HIR
Chemie
Fundamentele begrippen van de algemene Chemie : smvt boek
Q 211
uickprinter Koningstraat 13 2000 Antwerpen www.quickprinter.be
4.10 EUR
Hoofdstuk 1: Atoombouw en periodiek systeem 1) Discontinuïteit van de materie: evolutie van het deeltjesmodel 1.1, 1.2, 1.3 Natuurfilosofie, de vier elementen en de korrelstructuur Mensen stellen zich al heel lang vragen over de aard van stoffen. De oude Grieken waren hier reeds mee bezig: - Thales (vader van de filosofie) geloofde dat alles voortkwam uit water. - Anaximenes, (leerling van Thales), geloofde dat lucht het fundamentele element was. - Heraclitus geloofde dan weer dat alles voortkwam uit vuur. De universele basis van de materie was volgens hem geen tastbare stof. Wanneer we vuur in zijn gedachtegang opvatten als ‘energie’ komt dat dichtbij de moderne opvattingen van de kwantummechanica. - Empedocles bundelde deze visies uiteindelijk in een vier-elemententheorie. Volgens hem ging het om aarde, water, lucht en vuur. Aristoteles steunde deze theorie en voegde er als vijfde element ether aan toe. - Leupiccus, en later zijn leerling Democritus, geloofden, voor de vierelemententheorie bestond, dat alles opgebouwd was uit ‘ondeelbare, minuscule deeltjes (atomen). Aristoteles ontkende het want volgens hem was de materie continu en oneindig deelbaar. Hij had meer invloed en daardoor werd de vier-elemententheorie werd aanvaard. In de Griekse Oudheid werd al gefilosofeerd over de aard van alle stoffen. Het was een zoeken naar eenheid in de verscheidenheid Het geloof dat alles opgebouwd is uit vier elementen: aarde, water, lucht en vuur (en later ook ether), verhinderde vele eeuwen lang de evolutie van het denken over de materie. De mogelijkheid van een corpuslocaire structuur van de materie werd al in de Oudheid geformuleerd. Toen overheerste echter de theorie van de oneindige deelbaarheid.
1.4.
Heropleving van het corpusculaire model
Na de Grieken was er lange tijd weinig aandacht voor de opbouw van de materie. Pas in de periode van de 15de tot 17de eeuw ontstond opnieuw interesse van wetenschappers: - Pierre Gassendi beschreef een verzameling atomen voor het eerst als ‘molecule’. Hij toonde eveneens aan dat tussen de moleculen van een stof nog veel lege ruimte zit door stoffen op te lossen in een andere stof. - Door de constructie van een kwikbarometer door Evangelista Torricelli en de bijhorende methode om een vacuüm te creëren, werd de deeltjestheorie kracht bijgezet. Hetzelfde is van toepassing bij de luchtpomp van Otto von Guericke. - Boyle formuleerde zijn gaswet, die werd bijgestuurd door Edmé Mariotte. Boyle verklaarde ook het verschil in de aggregatietoestand van stoffen door een verschil in de bewegingsvrijheid van de aanwezige deeltjes. Pas in de 15de eeuw werden er experimenten uitgevoerd die het corpuslucaire model van de materie flink ondersteunden.
1.5.
Elementen
Boyle introduceerde in 1661 (in zijn boek The Sceptical Chymist) ook het verschil in enkelvoudige en samengestelde stoffen, en begreep ook dat dit een kwestie was van identieke of verschillende atomen in één stof. In deze periode was ook Antoine Laurent Lavoisier actief, die het gebruik van de balans introduceerde in chemisch onderzoek. Men kwam er zo toe om ‘relatieve gewichten’ (van verbindingen) en ‘atoomgewichten’ te bepalen. Bij constante temperatuur is het volume vaneen gas omgekeerd evenredig met de druk. In de tijd van Robert Boyle (17de eeuw) wordt het verschil duidelijk tussen enkelvoudige stoffen en samengestelde stoffen, nl stoffen bestaande uit één atoomsoort of ten minste twee atoomsoorten.
1.6.
Atoomtheorie van Dalton
Dalton, de vader van de chemische atoomtheorie, stelde zijn atoomtheorie op die berustte op een aantal grondbeginselen, die samen te vatten zijn in vier ideeën (1) Elementen (enkelvoudige stoffen) bestaan uit atomen, d.w.z. onzichtbaar kleine, ondeelbare en onvernietigbare, afzonderlijke deeltjes die niet veranderen bij chemische of fysische verschijnselen: een stof die niet meer ontbonden kan worden (2) Atomen worden gekenmerkt door hun massa (3) Er bestaan eenvoudige verhoudingen van gehele getallen tussen de aantallen atomen van verschillende elementen in een verbinding. (= in feite de brutoformule) (soms kan het echter zijn dat atomen van één element zich kunnen verbinden met verschillende aantallen atomen van een ander element, vb. NO en NO2):Wet van vaste verhoudingen waarin enkelvoudige stoffen reageren tot samengestelde stoffen. (4) Atomen kunnen niet gemaakt of vernietigd worden: De wet van behoud van massa Met John Dalton krijgt het bestaan van atomen concreet gestalte. Men merkt dat chemische reacties niet anders zijn dan recombinaties van atomen.
1.7.
Elektronen rond de kern
In de tijd van Benjamin Franklin experimenteerde men met elektrische ontladingen. Sir William Crookes wekte zelfs elektrische stralen op in zelfgemaakte glazen ballonnen. Men noemde deze kathodestralen. Jean Baptiste Perrin toonde aan dat deze stralen negatief geladen waren. De ontdekking van het elektron wordt echter toegeschreven aan Joseph John Thompson. Hij leidde de verhouding af tussen massa en de lading van de deeltjes die een kathodestraal vormen. Thomson’s hypothese hierbij was dat deze deeltjes negatief geladen deeltjes van atomen waren: elektronen. Aangezien een atoom neutraal is, moesten er echter ook positief geladen deeltjes bestaan. Hij kwam daarbij dan tot een atoommodel dat positief was waarin elektronen zijn ingebed (het plumpuddingmodel). Door experimenten die gebruikmaakten van radioactiviteit (ontdekt in 1896 door Henri Becquerel), bekwam men meer informatie over de plaats van de geladen deeltjes in een atoom. Becquerel onderscheidde alfa- en bètastralen.
Uit de afbuiging van alfastralen in elektrische en magnetische velden leidde Ernest Rutherford af dat alfadeeltjes positief geladen heliumionen zijn. M.b.v. deze alfastralen deed hij een experiment waaruit hij een nieuw atoommodel bekwam. Experiment van Rutherford: zie blz.19 Volgens Rutherford is het atoom hoofdzakelijk een ijle ruimte, maar met een harde, positieve kern waarrond negatief geladen elektronen bewegen. Deze kern werd het proton genoemd. Bijna de hele massa van het atoom zit vervat in deze kern, alhoewel deze toch zeer klein is ten opzichte van het atoom (afmeting kern: 10-15 m, afmeting atoom: 10-10 m, massa elektron: 2000 keer kleiner dan proton). Rond de kern zijn de elektronen voortdurend en snel in beweging, waardoor ze niet op de kern neerstorten. Elektronen worden herkend als kleine, elektrische negatief geladen materiedeeltjes. Met de ontdekking van de radioactiviteit ontstaat een heel nieuw onderzoeksdomein. Dat leidt tot het atoommodel van Rutherford: een ijle ruimte met een zware kern waarrond een aantal elektronen bewegen.
1.8.
Neutronen
Om de massa en lading van atomen of moleculen te bepalen gebruikt men kanaalstralen in een ‘massaspectrometer’. Eerst worden de atomen of moleculen positief geladen door er elektronen aan te onttrekken. Dan worden ze in de vorm van een straal in een ijle ruimte gestuurd waarin elektrische en magnetische stralen ze doen afwijken van hun baan. Uit die afbuiging kan men de deeltjesmassa bepalen. Op deze manier stelde men vast dat vb. zuiver chloor toch 2 atoomsoorten bevat waarvan de massa verschilt. Dit zijn isotopen. In 1932 ontdekten Irène en Frederic Joliot-Curie een nieuwe soort stralen, die werden afgegeven door een berylliumkern die werd gebombardeerd met snelle alfadeeltjes. James Chadwick (een leerling van Rutherford) bestudeerde deze stralen en concludeerde dat ze bestonden uit elektrisch neutrale, of ongeladen deeltjes met nagenoeg dezelfde massa als protonen: de neutronen. Deze neutronen verklaarden eveneens het bestaan van isotopen. Afbeeldingen: zie blz. 19-20 Atomen met dezelfde aantallen protonen en elektronen kunnen in de kern verschillend aantal neutronen hebben: het zijn isotopen.
2) Structuur van het atoom 2.1.
Elementaire deeltjes
Atomen bestaan uit 3 elementaire deeltjes: - Positieve protonen (p), met eenheidslading +1, en elektrisch neutrale neutronen (n), die mee de massa van het atoom bepalen, in de atoomkern (= nucleonen) - Negatieve elektronen (e) in de ‘elektronenmantel’ rond de kern met eenheidslading -1 De negatieve lading van een elektron is de kleinst mogelijke hoeveelheid van elektrische lading: de elementaire lading. Deze elementaire lading is vele malen kleiner dan de eenheid van lading (de Coulomb). Een proton draagt een positieve lading die precies even groot is als de negatieve elektronlading.
Proton (kern) Neutron (kern) Elektron (elektronenmantel)
Lading 1.6*10-19 oftewel +1 0 -1.6*10-19 oftewel -1
Massa 1.6725.10-27 kg 1.678*10-27 kg 0.91091*10-30 kg
Binnen een atoom is het aantal protonen kenmerkend voor de atoomsoort of het element. Omdat de plaats van een atoomsoort in het periodiek systeem wordt bepaald door het aantal protonen in de kern, noemt men dat het atoomnummer (Z), dat ook het aantal protonen weergeeft. Elk atoom heeft ook Z elektronen. De massa van het atoom wordt ook mede bepaald door het aantal neutronen in de kern. Het aantal massadeeltjes in de atoomkern noemt men het massagetal (A). Massagetal A = Protonenaantal Z + aantal neutronen. Met het massagetal en het protonenaantal beschikt men ook over een methode om verschillende isotopen aan te duiden. Men geeft elke nuclide (= een atoom met een gegeven aantal protonen en een bepaald aantal neutronen) als volgt aan: ZA X isotopen zijn nucliden met eenzelfde aantal protonen (dus Z), maar een verschillend aantal neutronen (dus A).
2.2.
Atoommassa
De relatieve nuclidemassa wordt uitgedrukt in een aparte eenheid: de geünifieerde atoommassa-eenheid (de unit of a.m.e.). Deze unit is 1/12 van een koolstof C-12 isotoop, omdat deze isotoop het meeste voorkomt. De relatieve nuclidemassa is de verhouding tussen de werkelijke massa van een bepaalde nuclide en de a.m.e. In de natuur worden vaak mengsels van isotopen aangetroffen. Daarom is de atoommassa van het element het gemiddelde van de nuclidemassa’s van de isotopen in een natuurlijk mengesel, rekening houdend met de verhouding waarin die nucliden voorkomen. Men kan ook opmerken dat de op de eenheid afgeronde nuclidemassa altijd overeenstemt met het massagetal van de betrokken nuclide. VB. m( 11 5 B) Een massa uitgedrukt in massa-eenheden (vb. kg, unit, g) wordt voorgesteld door kleine letter m, gevolgd door het symbool v/h betrokken deeltje. VB. m(Na+) Een relatieve massa wordt voorgesteld door een hoofdletter (A voor atoommassa of nuclidemassa, M voor molecuulmassa, ionmassa, formulemassa) gevolgd door kleine letter r: [Ar(X) of Mr(X)] VB. Ar(Na)
Een atoom met een welbepaald aantal protonen en neutronen noemt men vaak een nuclide. De massa ervan, gemeten in atoommassa-eenheden, noemt men de nuclidemassa. Als atoommassa-eenheid (u) werd gekozen: het twaalfde deel van de nuclidemassa van C-12. In de natuur komen altijd verschillende nucliden van dezelfde atoomsoort samen voor, en wel in vaste verhoudingen. Het gewogen gemiddelde (dwz rekening houdend met het procentueel vorkomen) van de nuclidemassa’s van een atoomsoort, noemt men de atoommassa van dat element.
2.3.
Massadefect
De massa van elementaire deeltjes kan worden uitgedrukt in atoommassa-eenheden (units). Als men daaruit de theoretische massa van het atoom berekend, blijkt dat deze telkens groter is dan de experimenteel bepaalde atoommassa’s. Wat ook opvalt is dat het verschil tussen deze 2 waarden groter wordt naarmate er meer elementaire deeltjes in het atoom aanwezig zijn. Om dit te verklaren moet men aannemen dat een elementair deeltje een kleinere massa krijgt naarmate er meer in het atoom van vervat zitten. De oorzaak hiervan vind men terug in de krachten die de nucleonen samenhouden (protonen stoten elkaar af en moeten worden bijeengehouden). De energie die daarvoor nodig is, wordt geput uit een deel van de massa van de protonen en neutronen (want namelijk E = m.c², massa wordt omgezet in energie). Dit massaverlies van nucleonen is het massadefect. (! Bij een H atoom is er geen massadefect omdat er maar 1 proton in de kern zit) Hoe meer protonen en neutronen een atoomkern heeft, hoe meer massa omgezet moet worden in energie om de nucleonen samen te houden, en hoe kleiner de waargenomen nuclidemassa is in vergelijking met de theoretische nuclidemassa. Er bestaat een vast verband bestaat tussen de nuclidemassa en het massagetal: de op de eenheid afgeronde nuclidemassa is altijd het massagetal. Er blijkt daarnaast ook uit experimentele gegevens dat de nuclidemassa van atomen met - minder dan 12 nucleonen groter is dan het massagetal - 12 nucleonen gelijk is aan het massagetal - Meer dan 12 nucleonen kleiner is dan het massagetal Dit komt omdat de C-12 isotoop zelf een bepaald massadefect heeft, dat daardoor ook invloed heeft op de atoommassa-eenheid. Atomen met minder dan 12 nucleonen hebben een kleiner massadefect dan C-12, en daarom zal de nuclidemassa groter zijn dan het theoretisch massagetal. Bij atomen met meer dan 12 nucleonen doet zich het omgekeerde voor. VB: zie blz.29-30
Om de protonen en de neutronen in de kern samen te houden is energie nodig. Dat gaat ten koste van een deel van de massa (Einstein stelde vast dat massa omgezet kan worden in energie) het verschil tussen de som van de massa’s van de kerndeeltjes en de kernmassa, noemen we het massadefect.
2.4.
Radioactieve isotopen
Protonen en neutronen vormen niet in alle willekeurige combinaties stabiele atoomkernen. Een overmaat aan protonen of neutronen maakt het atoomkern instabiel, het desintegreert. Het is dan radioactief. Het atoom zendt heliumkernen (alfadeeltjes) of elektronen (bètadeeltjes) uit, en zendt de eventuele energieoverschot uit in de vorm van gammastralen. 212 208 Po Æ 82 Pb + 42 He VB: 84 14 6
C Æ
37 17
Cl + n Æ
14 7
1 0
N +
0 1
38 17
e
Cl Æ
38 17
Cl + gamma (= energie)
Alfa- en bètastralen hebben een groot ioniserend vermogen, d.w.z. op hun weg door andere stoffen doen ze ionen ontstaan. In levende wezens kan dit normale functies verstoren. Gammastralen zijn weinig ioniserend maar hebben dan weer een groot doordringend vermogen.
Atomen kunnen ook worden aangezet tot het uitzenden van neutronen. Neutronenstralen veroorzaken enkel onrechtstreeks een ionisatie in levende cellen, maar kunnen atoomkernen transformeren en zo ook radioactiviteit kunnen doen ontstaan. Blootstelling aan radioactieve stralen kan onmiddellijke gevolgen hebben, afhankelijk van aard van de stralen en de getroffen organen. Op lange termijn veroorzaakt het kanker, tast het voortplantingsorganen aan… De dosis energie (D) geabsorbeerd door radioactiviteit drukt men uit in gray. (1 Gy = 1J/kg) Verschillende stralen hebben verschillende uitwerkingen op het organisme. In veiligheidsvoorschriften houdt men rekening met een “kwaliteitsfactor” Q. Een dosisequivalent H is dan het product van de geabsorbeerde dosis (D) en kwaliteitsfactor Q. ( H = D Q ) H wordt hierbij uitgedrukt in sievert (Sv). Q is onbenoemd, en daarom ook 1 Sv = 1J/kg Het aantal atomen dat per eenheid van tijd desintegreert, is evenredig met het nog aanwezige aantal. De tijd die nodig is om terug te vallen tot de helft van de oorspronkelijke hoeveelheid radioactiviteit is de halveringstijd.
Niet-radioactieve nucliden kunnen door kunstmatige bestraling of kosmische stralen ook radioactief worden gemaakt. De kernen worden dan beschoten met fotonen, alfadeeltjes, protonen of neutronen. VB: Per ingezet traag neutron komen er drie snelle neutronen vrij, waardoor de reactie zichzelf in stand houdt. Het is een kettingreactie. Radioactieve atomen worden voorts op verschillende domeinen gebruikt: - In wetenschappelijk onderzoek gebruikt men vaak radioactieve atomen als ‘tracers’. Omdat de chemische eigenschappen van isotopen niet verschillen, kan men chemische omzettingen of het transport van moleculen volgen door specifieke atomen te vervangen door radioactieve isotopen. - In de geneeskunde gebruikt men vaak radioactieve isotopen als therapie (bestrijding van kanker) of om een diagnose te stellen (vb. radioactief jood-131) - In de techniek heeft men een heel aantal toepassingen, vb. het meten en corrigeren van de dichtheid van een product gedurende een chemisch proces. Natuurlijke en kunstmatige radionucliden worden in uiteenlopende toepassingen aangewend.
2.5.
Theorieën voor alles
Naast elektronen, protonen en neutronen bestaan er nog een heel aantal andere elementaire deeltjes, bijvoorbeeld: - Neutrino’s: neutrale deeltjes kleiner dan neutronen, die energierijke stralen vormen. - Positronen: Een positron is een antideeltje: het heeft eenzelfde massa als een elektron, maar de lading is tegengesteld (m.a.w. positief). Als positronen en elektronen botsen, vernietigen ze elkaar: ze gaan daarbij volledig over in energie. Uit experimenten met deeltjesversnellers bleek dat er nog een groot aantal andere subatomaire deeltjes bestond. Geleidelijk aan kwam men tot de hypothese dat protonen en neutronen opgebouwd zijn uit kleinere eenheden die quarks genoemd worden. Er zijn verschillende soorten quarks, die positief of negatief zijn, maar hun lading is slechts een fractie van de elektronlading. Daarmee verloor het elektron het statuut van kleinste lading.
De studie van quarks en hun eigenschappen is een onderdeel van de poging een theorie voor alles (Theory of everything) op te stellen, waarin de grondslagen van alle natuurkrachten worden opgenomen. (een voorbeeld van zo’n theorie is de string theory (snarentheorie) )
Onze kennis van de samenstelling van het atoom en van de krachten die in een atoom werkzaam zijn, is verre van volmaakt. We blijven werken met ‘modellen’, waarmee verbanden tussen waargenomen verschijnselen gelegd kunnen worden.
3) Elektronenmantel (bekijk ook de afbeeldingen bij dit deel) 3.1.
Onvolmaaktheid van het atoommodel van Rutherford
In een atoom bestaat een zekere gravitatiekracht. Binnen het atoom is deze kracht echter veel kleiner dan de aantrekkingskracht tussen de positieve kern en negatieve elektronen binnen het atoom. Dat de elektronen rond de kern moeten draaien om niet op de kern neer te storten, klopt in deze hypothese. Maar volgens de wetten v/d elektriciteit zal een elektromagnetisch veld ontstaan door de bewegende elektrische lading. Dat vergt energie, maar de elektronen blijken geen energie te verliezen, want dan zouden ze vertragen en op de kern neerstorten. Voorts kwamen nog een aantal andere verschijnselen aan het licht die niet passen in de voorstelling van Rutherford, en die te maken hebben met elektromagnetische stralen. Het planetenmodel van Rutherford voldoet niet aan de wetten van het elektromagnetisme.
3.2.
Elektromagnetische straling
De ruimte waarin elektrische en magnetische stralen samen werkzaam zijn, heet een elektromagnetisch veld. Vanuit de bron verspreidt het elektromagnetisch veld zich niet homogeen. Het verband tussen de kracht van het veld en de plaats die men beschouwt, is een sinusfunctie. Daarom spreekt men van een sinusoïdale golf die, zodra ze is opgewekt, zich weg verspreidt v/d bron. De kortste afstand tussen 2 plaatsen in eenzelfde elektromagnetische toestand wordt de golflengte ( O ) genoemd. Golflengte meet men in meter of onderdelen van deze lengtemaat. Het aantal golflengten dat een elektromagnetische toestand aflegt in één seconde is de frequentie (f). De frequentie wordt gemeten in hertz (Hz), of het aantal golflengten per seconde. De periode T, uitgedrukt in seconden is de tijd nodig om één golflengte af te leggen. Alle elektromagnetische stralen planten zich in het luchtledige met dezelfde snelheid voort: de lichtsnelheid (c). De voortplantingssnelheid van elektromagnetische golven hangt af van de aard van de middenstof waarin ze beweegt, maar is het grootste in een ijle ruimte. Uit de definities van O en f volgt: O f c Dit wil zeggen: hoe kleiner de golflengte, hoe groter de frequentie. Bij het ontstaan van elektromagnetische golven spreekt men ook van lichtemissie omdat er bij het ontstaan van deze golven ook licht wordt opgewekt. Als dit wit licht is, kan men dit opbreken in een kleurenspectrum ( = een opvolging van alle zichtbare kleuren) door de doorgang door een glazen prisma. De meeste stoffen leveren bij het gloeien slechts een beperkt aantal kleureffecten: ze zenden elektromagnetische stralen uit met welbepaalde golflengten, die men dan kan meten met een emissiespectrometer.
Andere stoffen kunnen elektromagnetische golven opvangen. Deze stoffen slorpen bij het doorsturen van wit licht bepaalde golflengten op. Daardoor krijgt men bij doorgang door een glazen prisma een onvolledig spectrum. De zwarte strepen die ontstaan wijzen op de aard van de opgeslorpte stralen. Dit lijnenspectrum is een absorptiespectrum.
Wit licht levert een continu spectrum. Licht, opgewekt door een bepaalde stof, bestaat maar uit een beperkt aantal kleuren. Na doorgang door een prisma ontstaat er een lijnenspectrum Elektromagnetische golven, zoals licht, bezitten energie en kunnen zich in de ruimte voortplanten ( in het luchtledige met een snelheid c). Ze zijn gekenmerkt door hun golflengte (of door hun frequentie f = c / O ) In bepaalde omstandigheden kunnen atomen elektromagnetische golven stralen (emissie), in andere omstandigheden opslorpen (absorptie).
3.3.
Energiekwanta
Max Planck postuleerde dat materie niet continue energie kan leveren of opnemen, maar slechts met kleine porties tegelijk. Zo’n minimale portie energie noemde hij een kwantum. Ze is gelijk aan de frequentie van de lichtstraal, vermenigvuldigd met de constante van Planck (h). E = h f D.w.z. hoe groter de frequentie (= hoe kleiner de golflengte), hoe groter de energie! De materie kan enkel gehele veelvouden van kwanta uitwisselen: 'E n h f (n = geheel getal) Lees pagina 38: foto-elektrisch effect van Einstein. (om het volgende te begrijpen) Het bestaan van lijnenspectra wordt dan als volgt verklaard: Normaal bevinden elektronen in een atoom zich in de energiearmste toestand: de grondtoestand. Door het opnemen van energiekwanta komen elektronen in een energierijkere toestand, een ‘aangeslagen’ toestand. Bij het terugvallen van atomen op een lager energieniveau wordt de energie die door de inwendige energievermindering vrijkomt, uitgestraald als elektromagnetische golven. De golflengte hiervan stemt overeen met de vrijgekomen energie. Na analyse door een prisma verkrijgt men dan een emissiespectrum. Als een atoom in gasvormige stof geraakt wordt door wit licht, kan het bepaalde stralen opslorpen die de eigen elektronen in een hogere energietoestand brengt. De elektromagnetische golven (het licht) met die frequentie (kleur) zijn dan weg uit het spectrum, en bij projectie ziet men zwarte strepen tussen de regenboogkleuren. De zwarte strepen zijn kenmerkend voor een atoom en vormen het absorptiespectrum ervan!
Elektromagnetische deeltjes kunnen niet continu energie uitwisselen, maar wel in pakketjes die men kwanta noemt. Een kwantum is het kleinst mogelijke energiepakketje waarvan de grootte afhangt van de frequentie van de golf: E = h.f met h de constante van Planck als evenredigheidsfactor.
3.4.
Atoommodel van Bohr
Uit de Balmer-reeks (= emissiespectrum van waterstof) blijkt dat het verschil tussen energieniveaus kleiner wordt naarmate ze verder van de grondtoestand zijn verwijderd. Om de gegevens over energieniveaus en energiekwanta te verklaren, kwam Niels Bohr met een nieuw, kwantummechanisch, atoommodel met volgende stellingen:
(1) Elektronen hebben in een atoom een bepaalde energie-inhoud die niet verandert zonder invloed van buiten het atoom (2) Niet alle energie-inhouden kunnen in een atoom opgeslagen worden, maar slechts welbepaalde waarden. (3) Een elektron kan van een bepaald energieniveau overgaan naar een hoger energieniveau door het opslorpen van de overeenkomstige energiehoeveelheid (4) Bij terugval op een lager energieniveau straalt het elektron het energieverschil uit. Voor de visuele voorstelling van het atoom betekent dit dat elektronen slechts op een aantal welbepaalde bannen of schillen rond de kern kunnen draaien. De schillen worden genummerd vanaf de schil het kortst bij de kern. De nummers hiervan stemmen overeen met de waarden van het hoofdkwantumgetal n. Elk van deze banen kan maximaal een aantal elektronen bevatten gelijk aan 2n². In het model van Bohr bewegen de elektronen zich in welbepaalde energieniveaus. Het uitzenden of opslorpen van elektromagnetische stralen is een kwestie van energieverlaging of energieverhoging van elektronen in het atoom.
3.5.
Nog meer kwantumgetallen
Het bleek dat er veel meer energieniveaus bestonden dan voorgesteld door Bohr. Hierdoor kwam men tot de conclusie dat er meerdere schillen waren. Sommerfeld suggereerde dat een energieniveau gekenmerkt door een hoofdkwantumgetal nog onderverdeeld kan worden in subniveaus, gekenmerkt door een nevenkwantumgetal l (= 0, 1, 2…) In aanwezigheid van een magnetisch veld kon men in eenzelfde subniveau nog meerdere verschillende energiewaarden terugvinden. Om hiermee rekening te houden voerde men het magnetisch kwantumgetal ml in. Tenslotte bleek dat een vierde kwantumgetal nodig was: het spinkwantumgetal. De term ‘spin’ verwijst naar de twee manieren waarop een elektron rond zijn as draait: links of rechts.
In het atoommodel van Sommerfeld wordt een verklaring gegeven voor de fijne structuur van de energieniveaus.
3.6.
Golfmechanisch atoommodel
Als elke massa in principe gelijk is aan een bepaalde hoeveelheid energie en omgekeerd, is het denkbaar dat materiële deeltjes zich soms gedragen als een elektromagnetische golf. Hierbij keek men vooral naar de dualiteit van het elektron (Louis de Broglie). Soms gedraagt het elektron zich als deeltje, en op een ander moment als elektromagnetische golf. Als een elektron een golf is, heeft het geen zin om te spreken van elektronenbanen of –schillen. Daarnaast kwam Werner Heisenberg met zijn onzekerheidsprincipe. Hij berekende dat er een grens van is aan de nauwkeurigheid waarmee men plaats en snelheid van een deeltje kan bepalen. Het onzekerheidsprincipe van Heisenberg kan men wiskundig uitdrukken: ' x ' (mv) = h / 4 S . Daaruit blijkt dat hoe nauwkeuriger men de plaats van een elektron op een gegeven moment wil kennen, hoe minder informatie men over de snelheid ervan heeft. De baan van een elektron kan daardoor niet exact worden bepaald. Schrödinger schreef door deze bevindingen het elektron als wiskundige golffunctie. Hierin zijn de ruimtecoördinaten van een elektron en gegevens over energie-inhoud verwerkt. Zo’n
golffunctie werd door hem een orbitaal genoemd. Het kwadraat van zo’n golffunctie is een maat voor de waarschijnlijkheid waarmee men het elektron nabij een bepaalde plaats aantreft. Dit leidt tot een grafische voorstelling waarbij de plaatsen waar het elektron het vaakst vertoeft, aangegeven zijn door donkerder tinten of dichter bij elkaar liggende punten. Dit is echter een moeilijk bruikbare voorstelling, en daarom herleidt men de orbitaalvoorstelling tot een ruimte waarbinnen het elektron 90% van de tijd doorbrengt. Orbitalen hebben verschillende vormen en grootten, afhankelijk van het energieniveau waartoe ze behoren.
Door het onzekerheidsprincipe van Heisenberg wordt er een einde gesteld aan atoommodellen met elektronenbanen of –schillen. In het golfmechanisch atoommodel dat volgt uit de berekeningen van Schrödinger wordt de beschrijving van een atoomstructuur herleidt tot wiskundige functies en oplossingen ervan. Daarvan zijn visuele voorstellingen afgeleid die informatie geven over de waarschijnlijkheid om één of meer elektronen in en bepaalde ruimte aan te treffen: orbitalen.
3.7.
Verband tussen Orbitalen en kwantumgetallen
De vorm van een orbitaal, zijn plaats t.o.v. de kern en de energie van het overeenstemmende elektron kan men beschrijven met behulp van drie kwantumgetallen: (dus deze kwantumgetallen hebben betrekking op het atoom) (1) Het hoofdkwantumgetal n bepaalt de energie-inhoud van een elektron en meet de gemiddelde afstand tot de kern. n kan enkel waarden groter dan nul aannemen (1, 2, 3, …). De kleinste waarde van n stemt overeen met het laagste energieniveau (= de dichts bij de kern gelegen schil, de K-schil) (2) Het nevenkwantumgetal l geeft binnen een energieniveau een of meer subniveaus aan. Dit getal hangt af van hoofdkwantumgetal n. Voor l geldt: 0 l n – 1 Het nevenkwantumgetal bepaalt mee de vorm van de orbitaal. a. VB. Een orbitaal voor l = 0 is sferisch en symmetrisch verdeeld rond de centraal gelegen kern. Getekend kan men dit eenvoudig voorstellen door een cirkel met de kern in het centrum. Dit is een s-orbitaal. b. VB. Een orbitaal voor l = 1 is een haltervormig orbitaal. Zo’n orbitaal is een p-orbitaal. c. Met l = 2 en l = 3 stemmen d-orbitalen en f-orbitalen overeen. Op hetzelfde niveau is er tussen verschillende soorten orbitalen een licht energieverschil: Es < Ep < Ed < Et De vorm van een orbitaal is onafhankelijk van het niveau waartoe hij behoort, alleen zijn volume neemt toe naarmate het gaat om een hoger niveau. Omdat l een functie is van n, is het aantal soorten orbitalen verschillend van niveau tot niveau! Dit leidt tot het volgende:
s-orbitalen vind men terug op elk hoofdniveau, p-orbitalen vanaf het tweede, d-oribitalen vanaf het derde, en f-orbitalen vanaf het vierde. Meer dan deze vier subniveaus zijn er niet, dus vanaf het vijfde hoofdniveau nemen de verschillende soorten orbitalen terug af. Om gelijksoortige orbitalen van verschillende niveaus van elkaar te onderscheiden, plaatst men de waarde van het hoofdkwantumgetal voor het symbool van de orbitaal (VB. 1s is een s-orbitaal van het eerste niveau, 5d is een d-orbitaal van het vijfde niveau etc.)
(3) Het magnetisch kwantumgetal ml bepaalt de oriëntering van de orbitaal t.o.v. een willekeurige richting. Het magnetisch kwantumgetal is verbonden aan het nevenkwantumgetal, en kan alle waarden aannemen tussen +l en –l. (vb. Voor l = 0, is er één waarde voor ml: 0, als l = 1, dan kan ml: -1, 0, +1, enzovoort) Overzicht blz. 46
De mogelijke waarden van hoofdkwantumgetal, nevenkwantumgetal en magnetisch kwantumgetal zijn beperkt en onderling afhankelijk. Er komen telkens specifieke orbitalen mee overeen.
3.8.
Spinkwantumgetal
Het spinkwantumgetal is het vierde kwantumgetal dat onafhankelijk is van de anderen en heeft betrekking op het elektron. Dit getal kan slechts twee waarden aannemen: +1/2 of -1/2. Het spinkwantumgetal houdt verbandt met de omwenteling van het elektron rond de eigen ingebeelde as. Deze tollende beweging (= de spin) kan slechts in 2 richtingen, vandaar de 2 waarden voor ms. Twee elektronen met eenzelfde spinkwantumgetal hebben dezelfde spin ĹĹ. Twee elektronen met tegengestelde spin duidt men aan met ĹĻ Omdat een elektron zowel een spin als een lading bezit, geeft dit aanleiding tot de vorm van een magnetisch veld. Als elektronen dezelfde spin hebben, stoten de magnetische velden elkaar af. Als ze een tegengestelde spin hebben trekken ze elkaar aan. De afstoting tengevolge van gelijknamige ladingen belet echter dat ze botsen.
Het spinkwantumgetal van een elektron wordt in verband gebracht met de omwenteling om de eigen as. De twee mogelijkheden worden weergegeven met +1/2 en -1/2
3.9.
Uitsluitingsprincipe van Pauli
De toestand van een elektron in een atoom wordt nu volledig bepaald door de 4 kwantumgetallen. Pauli formuleerde een uitsluitingsprincipe : In eenzelfde atoom kunnen nooit twee elektronen voorkomen met dezelfde waarden voor de 4 kwantumgetallen. Deze verbodsregel leidde ook tot een ander belangrijk besluit aangaande orbitalen: Eenzelfde orbitaal kan maximaal 2 elektronen bevatten; die elektronen hebben bovendien een tegengestelde spin. Twee elektronen in eenzelfde orbitaal wordt een doublet of elektronenpaar genoemd. Als één elektron een orbitaal in beslag neemt, spreken we van een ongepaard of eenzaam elektron. Het uitsluitingsprincipe van Pauli legt ook een beperking op het aantal elektronen dat op elk niveau kan worden aangetroffen. Daarbij geldt dat het maximaal aantal elektronen per energieniveau gelijk is aan 2n².
Het uitsluitingsprincipe van Pauli geeft een nieuwe betekenis aan de begripen ‘gepaard’ en ‘ongepaard’ elektron.
4) Elektronenconfiguratie van de atomen (in de grondtoestand) De elektronenconfiguratie van atomen is de wijze waarop alle elektronen in een atoom verdeeld zijn over de verschillende niveaus en orbitalen. Deze is volledig bepaald door de vier kwantumgetallen. Als atomen zich in grondtoestand bevinden, is dat me totaal energie zo laag mogelijk. De orbitalen zullen volgens stijgende energie met elektronen opgevuld worden.
4.1. Opvulling van de orbitalen volgens stijgende energie De energie van een elektron is sterk afhankelijk van n en lichtjes van l. Men zou verwachten dat eerst de orbitalen van de laagste niveaus worden opgevuld, en daarna pas diegenen van een hoger niveau. Dit is niet volledig juist. Een subniveau van een lager niveau kan een hogere energie-inhoud hebben dan een subniveau van een hoger niveau. Met behulp van het diagonaalschema kan men dit oplossen Als men zich de vraag stelt hoe gelijksoortige orbitalen van eenzelfde niveau worden opgevuld, kan hierop het antwoord worden bepaald m.b.v. de regel van Hund: De elektronen die zich in gelijksoortige orbitalen van eenzelfde energieniveau bevinden, hebben zoveel mogelijk dezelfde spin. Omdat elektronen met eenzelfde spin niet in 1 orbitaal kunnen voorkomen, zal in het zo zijn dat in eenzelfde reeks van orbitalen van een bepaald niveau de elektronen zoveel mogelijk ongepaard en met dezelfde spin zijn.
De regels voor de opvulling van de orbitalen geven het periodiek systeem een supplementaire waarde.
4.2. Voorstelling van elektronenconfiguraties De structuur van de elektronenmantel van een atoom kan weergegeven worden door een opsomming van de aard en de opvulling van de orbitalen.
4.3. Inversies Als een elektron van een volledig gevuld s-orbitaal overspringt naar een p-orbitaal om dat half gevuld te krijgen, heet dat een inversie. Zo’n toestand veroorzaakt extra stabiliteit.
Bij enkele atomen blijkt dat de normale opvulregels niet gerespecteerd worden. Dan spreekt men van inversie.
5) Periodiek systeem van de elementen 5.1. Verband tussen rangschikking van de elementen en elektronenconfiguratie De opbouw van het periodiek systeem is een weerspiegeling van de elektronenconfiguratie van de atomen. De elementen worden gerangschikt volgens stijgend atoomnummer (volgens stijgend aantal protonen in de kern) en dus ook volgens stijgend aantal elektronen in de elektronenmantel. Van isotopen is er in het PSE geen sprake: het aantal neutronen heeft immers geen invloed op het aantal elektronen.
De horizontale rijen zijn de perioden. De eerste schil “voorperiode” kan maar 2 elektronen bevatten, dus bestaat deze rij uit 2 elementen. Er wordt telkens een nieuwe periode gevormd
bij een nieuw energieniveau. De tweede periode heeft 8 elementen, de derde ook. De verticale kolommen in de tabel noemt men groepen. Een element behoort tot de a-groepen als hun laatste elektron s- of p-orbitalen bezetten. De a-groepen noemt men ook de hoofdgroepen. Alle elementen van de drie eerste periode maken daarom deel uit van de a-groepen. De vierde periode begint met 2 a-elementen, maar daarna volgen er 10 b-elementen, of overgangselementen, die de d-orbitalen opvullen met elektronen. Daarna komen er in deze periode nog 8 a-elementen. De vierde periode bestaat dus uit 18 elementen. Zo ook voor de vijfde periode. De zesde periode is de langste: zij bevat 2 a-elementen, dan volgt er een b-element en dan volgen er 14 elementen die f-orbitalen opvullen. Deze elementen behoren tot de c-groepen. De zesde periode worden de elementen lanthaniden genoemd (ze volgen allemaal op lanthaan). Daarna volgen er nog 9 b-elementen en 6 a-elementen. In totaal zijn er dus in deze periode 32 elementen. De zevende periode bestaat slechts uit 26 elementen, maar is nog onvolledig. Volgens de aard van de orbitaal waarin het ‘laatste’ elektron terechtkomt, kan men het periodiek systeem ook opdelen in blokken. - Het s-blok zijn de groepen Ia en IIa, omdat bij deze atomen het laatste elektron op een s-orbitaal terechtkomt. - Het p-blok zijn de groepen IIIa, IVa, Va en VIa, VIIa en 0, omdat bij deze atomen het laatste elektron op een s-orbitaal terechtkomt - Het d-blok zijn de b-groepen. Dit zijn de overgangselementen. (d-orbitaal) - Het f-blok zijn de c-groepen (laatste elektronen op f-orbitaal). Dit zijn de lanthaniden in de zesde periode en de actiniden in de zevende periode. Opmerking: Helium behoort tot het s-blok, maar staat in groep 0 (edelgassen) omdat het ook een edelgas is. PSE: zie blz. 58
De oorspronkelijke tabel van Mendeljev is sterk uitgebreid door de ontdekking van nieuwe elementen. Ook kunstmatige elementen vinden er hun plaats. De invoering van het orbitaalmodel maakt de ordening van atomen in het periodiek systeem nog duidelijker.
5.2. Verband tussen de plaats van een element in het PSE en eigenschappen (niet goed bekeken) Overeenkomsten tussen elementen Alle elementen van eenzelfde groep a bevatten hetzelfde aantal elektronen op de buitenste schil of valentie-elektronen. Dit is van belang voor chemische bindingen omdat alleen deze elektronen worden uitgewisseld. Dat aantal elektronen wordt weergegeven door het nummer van de groep. Groep Ia zijn de alkalimetalen. (1 valentie-elektron). Groep IIa zijn de aardalkalimetalen. IIIa is de boor-aluminiumgroep, IVa de koolstofgroep, Va de stikstofgroep, VIa de zuurstofgroep (= chalkogenen), VIIa de halogenen, 0 de edelgassen. Edelgassen hebben geen valentie-elektronen, ze hebben immers hun meest stabiele toestand al bereikt.
Bij de b-groepen doen zich inversies voor. Daarom is analogie in eigenschappen er niet zo vanzelfsprekend. Maar toch beschikken elementen uit dezelfde b-groep over hetzelfde maximale aantal valentie-elektronen. (behalve voor Cu en Au). Het kan hier echter verschillende orbitalen betreffen. Omdat bijna alle overgangselementen eenzelfde aantal s-elektronen op de laatste schil hebben, is er ook een horizontale analogie. Deze bestaat uit het feit dat atomen op één rij allen hetzelfde aantal hoofdniveaus hebben, en daarom een vergelijkbaar energieniveau. Bij sommige atomen is deze overeenkomst zelfs zeer sterk. De horizontale overeenkomsten in eigenschappen zijn bij de c-groepen nog duidelijker. Ze verschillen namelijk enkel in hun aantal f-elektronen, die niet in aanmerking komen als valentie-elektronen. Daarom zijn de overeenkomsten tussen de verschillende elementen op één horizontale rij bijzonder groot. Metalen en niet-metalen De a-groepen bevatten zowel metalen als niet-metalen. De elementen uit de groepen Ia en IIa hebben een sterk metallisch karakter. De halogenen zijn niet-metalen. De tussenliggende groepen zijn minder homogeen. C, N, P, O, en S worden als niet-metalen beschouwt, en meestal B en Si ook. Daaronder liggende elementen vertonen wel een metallisch karakter. De meeste metalen uit a-groepen vormen slechts één soort ionen (zie hoofdstuk 2). De meeste overgangselementen (bgroepen) zijn metalen. Ze vertonen soms echter kenmerken van niet-metalen. Het vormen van complexe ionen is typisch voor deze elementen. Alle c-elementen zijn metalen. Grootte van de atomen In het algemeen stelt men vast dat in eenzelfde groep van het PSE de atoomstraal toe neemt van boven naar onderen. Dit komt door het toenemend aantal schillen, en het toenemend aantal mantelelektronen die toelaten dat elektronen zich verder van de kern handhaven. De aantrekking van de kern wordt ook wel groter, maar dit weegt niet tegen de andere factoren op In eenzelfde periode neemt de straal van atomen uit de a-groepen toe van links naar rechts. Dit komt door het feit dat de kernlading toeneemt van links naar rechts. Binnen eenzelfde periode heeft dat wel degelijk een effect. Bij b-elementen zijn de verschillen in atoomstraal kleiner dan bij a-elementen. Dit komt door het afschermende effect van de mantelelektronen. De overgangselementen van eenzelfde periode hebben immers nagenoeg hetzelfde aantal elektronen op het laagste energieniveau, maar hebben telkens een extra elektron in de d-orbitalen van het vorige niveau. Deze factor afscherming door elektronen wordt zelfs belangrijker dan de toenemende kernlading. Zie blz.60-61.
Meer dan ooit toont het periodiek systeem aan dat er verbanden bestaan tussen de structuur van de elektronenmantel en de eigenschappen van de atomen.
Hoofdstuk 2: De chemische binding Enkel edelgassen komen als afzonderlijke atomen voor. Andere atomen zijn aangewezen op partners om hun stabiele toestand te bereiken. Zuivere niet-metalen komen in de vorm van moleculen voor. Metalen moeten beschouwd worden als een samenklontering van metaalionen. Opdat de enkelvoudige en samengestelde stoffen bij elkaar gehouden worden, zijn er krachten nodig die ondergebracht kunnen worden onder covalente- of ionbindingen.
1)
Waarom en hoe groeperen atomen zich?
Met elk atoom dat zich in grondtoestand, de toestand van minimale energie, bevindt komt een welbepaalde elektronenconfiguratie overeen. Dan leiden alle aanwezige krachten tot het meest stabiele atoom. In normale omstandigheden komen alleen edelgasatomen in vrije, niet gebonden toestand voor. Andere atomen zullen de neiging hebben om zich te binden om zo hun energie-inhoud te verlagen en stabieler te worden. Hiervoor is een hergroepering van elektronen noodzakelijk. Een binding tussen atomen komt pas tot stand komen wanneer ze in het gebonden systeem een hogere stabiliteit en dus een kleinere energie inhoud bezitten dan in ongebonden toestand. Afhankelijk van de omstandigheden en van de aard van de atomen, kunnen er 3 verschillende manieren gerealiseerd worden: de ionbinding, de covalente binding en de metaalbinding.
Een chemische binding is een kwestie van de laagst mogelijke energie-inhoud. In zouten, metalen en moleculen wordt dat probleem op verschillende manieren opgelost.
2)
Ionbinding
Een ionbinding is een binding tussen positieve en negatieve ionen, ontstaan door elektronenoverdracht van atomen op ander atomen. De sterke elektrostatische aantrekkingskrachten zijn verantwoordelijk voor de stabiliteit van de binding. Ze worden teruggevonden in ionverbindingen of zouten.
2.1 Mechanisme van de vorming van een ionbinding De vorming van een ionkristal kan beschouwd worden als een opeenvolging van 3 stappen: de vorming van positieve ionen, vormen van negatieve ionen en een kristallisatie. VB: zie blz. 72
2.2 Vorming van positieve monoatomische ionen 1 Ionisatie-energie Om een atoom om te zetten in een positief geladen ion is een hoeveelheid energie nodig om de aantrekkingskracht die de kern op dat elektron uitoefent te overwinnen. De energie die nodig is om uit een gasvormig atoom 1 elektron volledig los te maken, is de eerste ionisatie energie (Ei1). Om een tweemaal positief geladen ion te verkrijgen moet een tweede elektron onttrokken worden. De noodzakelijke energie hiervoor noemt men de tweede ionisatie energie (Ei2). De waarde van de ionisatie energie is afhankelijk van de aantrekkingskracht die de kern uitoefent op het elektron. Hoe kleiner die kracht, hoe gemakkelijker het elektron het atoomkan verlaten en hoe kleiner de ionisatie energie. Deze aantrekkingskracht wordt kleiner
naarmate: de kernlading kleiner is, het hoofdkwantumgetal groter of de afscherming door andere elektronen groter is. 2 Ionisatie energieën van eenzelfde atoom De ionisatie energie neemt toe naarmate het atoom al elektronen heeft afgestaan. Deze toename wordt groter naarmate het over meer elektronen gaat die afgegeven worden. De factor kernlading zal hier dus ook geen invloed hebben. Het energierijkste elektron in het ion heeft hetzelfde hoofdkwantumgetal als het neutrale atoom, maar wordt minder sterk afgeschermd van de kern door de overige elektronen. Bijgevolg wordt het ongepaarde elektron meer aangetrokken en is de tweede ionisatie energie groter dan de eerste. Ionen met een lager hoofdkwantumgetal bezitten minder elektronen die zich op lagere energieniveaus bevinden en dus sterker aangetrokken worden. Door de kortere afstand tot de kern (dus het ion wordt kleiner) zal een derde of een vierde ionisatie energie plots ook veel groter zijn. In eenzelfde atoom neemt de ionisatie energie dus toe naarmate de lading van ion groter wordt, van zodra de edelgasconfiguratie bereikt is, neemt ze plots sterk toe.
3 Ionisatie energie van atomen in eenzelfde periode De ionisatie energie neemt toe met stijgend atoomnummer. Bij atomen in eenzelfde periode liggen de valentie elektronen op eenzelfde energieniveau, ze hebben hetzelfde hoofdkwantumgetal. Enkel de kernlading zal toenemen van links naar rechts in het PSE. Bijgevolg neemt in eenzelfde periode van het periodiek systeem van de elementen de ionistaie-energie toe van links naar rechts. 4 Ionisatie energie van atomen in eenzelfde groep De ionisatie energie daalt van boven naar onderen in eenzelfde groep. Want in deze richting neemt zowel het hoofdkwantumgetal als het aantal mantelelektronen als de kernlading toe. De eerste twee zorgen voor een zwakkere aantrekking tot de kern, het laatste kenmerk zorgt voor een toenemend aantal protonen en verstrekt de kernkracht. De resultante hiervan zorgt voor een lichte verlaging van de ionisatie energie. Deze vermindering wordt wel kleiner omdat de invloed van de kernlading zal toenemen. In eenzelfde groep van het periodiek systeem van de elementen neemt de ionistaie-energie toe van onderen naar boven. De vorming van monoatomische positieve ionen uit atomen vergt energie (= ionisatieenergie). De grootte daarvan is afhankelijk van de aard van het atoom. Grote positieve ionen met kleine lading komen het gemakkelijkst tot stand. .Een elektron wordt gemakkelijker afgegeven (de ionisatie-energie is kleiner) naarmate: De kernlading kleiner is, het hoofdkwantumgetal groter en het aantal mantelelektronen groter is. .Voor eenzelfde atoom geldt: Ei1 < Ei2 < Ei3
2.3 Vorming van negatieve monoatomische ionen – elektronenaffiniteit Om een negatief ion te vormen moet een atoom een vreemd elektron in zijn structuur opnemen. Als een vreemd elektron zich in de invloedsfeer van een atoomkern bevindt, zit het op een energieniveau met een oneindig groot hoofdkwantumgetal. Komt het dichter in de invloedssfeer van de kern komt het terecht op een lager energie niveau waardoor er een (overtollige) hoeveelheid energie vrij moet komen.
De elektronenaffiniteit (Ea) is de hoeveelheid energie die vrijkomt wanneer een elektron aan een gasvormig atoom toegevoegd wordt. Hoe groter de Ea, hoe makkelijker het atoom een elektron opneemt. Dezelfde factoren die de Ei beïnvloeden (kernlading groter, hoofdkwantumgetal kleiner en aantal mantelelektronen kleiner) zullen ook de elektronenaffiniteit bepalen. Zo zal de Ea in het PSE toenemen van links naar rechts en van onderen naar boven. Wanneer men echter een tweede elektron gaat opnemen, verzwakt de aantrekkingskracht van de kern en neemt de afscherming van de elektronen toe. Zo verruimt het atoom. Eenmaal een negatief geladen ion in edelgasconfiguratie heeft, is de opgeslorpte energie zo groot dat de elektronenaffiniteit negatief wordt. De Ea is dus eerst positief en wordt daarna negatief.
De vorming van eenmaal negatief geladen monoatomische ionen uit atomen maakt energie vrij (positieve elektronenaffiniteit). Om een ion met een grotere negatieve lading te vormen, is er energie nodig (negatieve elektronenaffiniteit). De waarde van de elektronenaffiniteit is afhankelijk van de samenstelling van het atoom. Kleine negatieve ionen met een kleine lading komen het gemakkelijkst tot stand. .Een elektron wordt gemakkelijker opgenomen (de elektronenaffiniteit is groter- naarmate: de kernlading groter is, het hoofdkwantumgetal kleiner en het aantal mantelelektronen kleiner is. .EA1 > 0; EA2 < 0; EA1 > EA2 > EA3
2.4 Kristallisatie van een ionbinding – Roosterenergie Bij de vorming van een ionenpaar komt energie vrij in de vorm van elektrostatische aantrekkingskrachten. Deze energie volstaat om het ionenpaar stabiel te maken. Wanneer slechts 2 ionenparen samenkomen ontstaan aantrekkingskrachten tussen de positieve en negatieve ionen, maar ook afstotingskrachten tussen de positieve ionen en de negatieve ionen onderling. De aantrekking is echter belangrijker dan de afstoting omdat de ionenstraal tussen de tegengesteld geladen ionen kleiner is, nl d Ù d (wortel)2. Voegt men een ionenpaar toe, wordt er energie vrijgemaakt, daalt te energie-inhoud en wordt het geheel stabieler. De roosterenergie (Er) is de energie die vrijkomt bij de vorming van 1 mol kristallijne ionverbindingen uit de samenstellende positieve en negatieve ionen in de gasfase. Hoe meer elektronen elkaar aantrekken, hoe meer energie er vrijkomt bij roostervorming. Deze aantrekkingskrachten worden groter wanneer de ionlading groter en de ionstralen kleiner zijn.
Kristalvorming uit positieve en negatieve ionen maakt energie vrij. De roosterenergie is het grootst voor kleine ionen met een grote lading. .Kristallisatie verloop vlotter naarmate Er groter is en dus naarmate de ionlading groter is en de ionstraal kleiner.
2.5 Ionlading en stabiliteit van ionverbindingen De ionbinding is stabieler naarmate er meer energie vrijkomt bij de vorming ervan of de roosterenergie en de elektronenaffiniteit moeten zo groot mogelijk zijn en de ionisatie energie zo klein mogelijk (Er + EA –Ei)
1 Beperking van de ladingsmogelijkheden Atomen en ionen kunnen niet willekeurig elektronen opnemen of afgeven. Ze zullen dichtstbijzijnde edelgasconfiguratie willen bereiken en streven naar een volledig bezette
buitenste schil. Ionen die edelgasconfiguratie overschrijden komen niet voor want de nodige energie bij vorming van deze ionen is niet meer te compenseren door de roosterenergie. Negatieve ionen worden enkel gevormd vanuit groepen Va, VIa of VIIa door middel van een edelgasconfiguratie. Positieve ionen kunnen gevormd worden op verschillende manieren. Door een edelgasconfiguratie in Ia, IIa, IIIa of IIIb. Onderaan in groepen IIIa, IVa en in Ib en IIb door middel van een halfedelgasconfiguratie. Dit is een elektronen configuratie met volledig gevulde orbitalen maar die toch niet overeenstemt met de structuur van een edelgas. Voor elementen uit de a groep is de drijvende kracht bij de vorming van ionen de drang om de dichtstbijzijnde edelgasconfiguratie te bereiken. Andere positieve ionen ontstaan vanuit atomen uit b-groepen die halfgevulde d-orbitalen hebben op het laagste energieniveau. Nog andere positieve ionen uit b-groepen vertonen geen specifieke structuur in de elektronenconfiguratie.
Slechts een gering aantal atomen (niet metaalatomen inde rechterbovenhoek van het periodiek systeem- vormt één-, twee-, uitzonderlijk driemaal negatief geladen monoatomische ionen met edelgasconfiguratie. Veel atomen (metaalatomen) vormen positief geladen monoatomische ionen. Metaalatomen van Ia, IIa, IIIb vormen respectievelijk één-, twee- en driemaal positief geladen ionen met edelgasconfiguratie. De meeste andere overgangselementen en de zwaarste elementen uit IIa en IVa geven aanleiding tot ionen met een maximale lading van 3+. Die ionen bevatten meestal gevulde (of een reeks halfgevulde) laatsteschilorbitalen. Atomen waarvan geen stabiele ionen kunnen totstandkomen, geven aanleiding tot covalente bindingen. .Waarom soms -1 en +1 ipv -2 +2? Omdat – 2 veel complexer is dan -1 en omdat +2 kleiner is, met een grotere lading en een grotere aantrekkingskracht Ù de grote hoeveelheid energie die nodig is om 2+ te vormen. .Waarom soms wel -2 +2 ipv-1 en +1? Omdat grotere roosterkrachten verantwoordelijk zijn voor een lagere energie-inhoud en dus het stabielste zout. 2 Stabiliteit van ionverbindingen Een ionbinding is stabieler wanneer bij de vorming ervan een grote hoeveelheid energie vrijkomt (Ea + Er – Ei = groot). Een ionbinding kan ook polyatomishe ionen bevatten. Deze ionen bevatten meerdere atomen en worden samengehouden door covalente bindingen. Dit heeft een invloed op de stabiliteit ervan. De stabiliteit van een ionverbinding of een zout hangt af van de waarde van de elektronenaffiniteit, de roosterenergie en de ionisatie-energie. Hoe groter EA + Er – Ei, hoe stabieler het zout.
2.6 Afmetingen van ionen Het is onmogelijk om de precieze afstand tussen de kern en de uiterste elektronendistributie te bepalen. De omvang van atomen en ionen wordt ook beïnvloed door de aanwezigheid van andere atomen. Voor eenzelfde ion in verschillende bindingen zijn de straalverschillen echter beperkt. De afstand tussen 2 centra van ionen is dan de som van beide ionenstralen.
Positieve ionen zijn kleiner dan neutrale atomen door de grotere aantrekkingskrachten en het lager energieniveau. Negatieve ionen zijn groter door afstoting tussen de elektronen het hoger energieniveau. In een horizontale reeks neemt de ionstraal af bij toenemende kernlading. In een verticale groep neemt de ionstraal toe bij toenemend aantal elektronenschillen.
2.7 Kristalstructuur van ionverbindingen 1 Samenstelling van ionverbindingen De samenstelling van een ion wordt bepaald door de betrokken ionen. Om een neutraal geheel te krijgen, moeten er evenveel positieve als negatieve ladingen voorkomen. 2 Ionroosters De uitwendige vorm van een ionbinding wordt bepaald door de geometrie van de eenheidscel. Dit is de kleinste structuur van ionen die zich in de ruimte herhaalt om het kristalrooster te vormen. De aard van de eenheidscel wordt bepaald door de verhouding van het aantal positieve en negatieve ionen en hun grootte. Elk ion in het rooster heeft een aantal naaste buurionen, wat tegelijk het coördinatiegetal van het ion is. Voor zouten met evenveel positieve als negatieve ionen is het coördinatiegetal constant. Wanneer er een verhouding is tussen het aantal positieve en negatieve ionen verhouden de coördinatiegetallen zich volgens dezelfde waarde. Er bestaan verschillende vormen roosters: kubisch, tetragonaal, hexagonaal,… De manier waarop de positieve en negatieve ionen gestapeld worden in een kristalrooster hangt af van de verhouding waarin ze in het zout voorkomen en van hun relatieve grootte. Dat leidt tot verschillende geometrische vromen van de eenheidscellen en verschillende coördinaatgetallen.
2.8 Eigenschappen van ionverbindingen Ionverbindingen hebben een hoog smeltpunt door de sterke elektrostatische krachten die de het kristal samenhouden. De grote roosterenergie moet gedeeltelijk overwonnen worden. De roosterstructuur zorgt ook voor een grote hardheid, en een geringe vluchtigheid. Ionroosters zijn niet vervormbaar maar broos. Door er kracht op uit te oefenen kunnen ionlagen verschoven worden, waardoor gelijkaardige ionen tegenover elkaar komen te liggen en elkaar afstoten. Het rooster/kristal breekt. Ionverbindingen zijn elektrolyten. In vaste toestand zijn het slechte geleiders, maar in een oplossing of in gesmolten toestand breekt het rooster (dissociatie) en geleiden ze wel. Ionverbindingen zijn goed oplosbaar in polaire oplosmiddelen zoals water door de wisselwerking tussen de ionladingen en de dipolen van het oplosmiddel.
Ionverbindingen (zouten) zijn kristallijne vaste stoffen (ionkristallen). Eigenschappen: moeilijk smeltbaar, hard, bros, oplosbaar in water, elektrolyten.
3) Covalente Binding De vorming van een ionbinding is niet altijd energetisch gunstig. De vereiste energie om de edelgasconfiguratie te vormen is zo groot dat ze niet gecompenseerd kan worden door andere deelreacties die bijdragen tot het ontstaan van een ionverbinding.
