1, 2, 3 Fotomodel
In module 2 Zuivere stoffen en mengsels leerde je al over de opbouw van voorwerpen en materie.
Elk voorwerp nemen we op een specifieke manier waar en heeft bovendien een eigen vorm en functie. Jammer genoeg is het niet altijd mogelijk om voorwerpen te zien. Zo nemen mensen met een visuele beperking voorwerpen in hun omgeving waar met behulp van hun handen, oren, neus …
Laten we dit ook eens proberen.
Onderzoek geblinddoekt een voorwerp zo nauwkeurig mogelijk. Gebruik de onderstaande vragen als leidraad. Werk hiervoor samen met een klasgenoot.
Bepaal welke eigenschappen het te onderzoeken voorwerp bezit.
Kan het voorwerp rollen?
Wat kan je waarnemen over de massa?
Is het voorwerp eerder hard of zacht?
Heeft het een regelmatige- of onregelmatige vorm?
Wat kan je waarnemen over de grootte?
Maak aan de hand van je vaststellingen een schets van het voorwerp.
Vergelijk vervolgens jouw schets met die van je klasgenoten. Merk je verschillen op? Zo ja, welke?
Stemt je gedachtenvoorstelling overeen met het werkelijk voorwerp? Wat zijn de overeenkomsten en verschillen?
WIST-JE-DAT
In de lessen chemie en biologie zal je een aantal keer gebruik maken van een lichtmicroscoop. Hiermee kan je de samenstelling van stoffen bekijken op celniveau. Moleculen en atomen kan je hiermee niet waarnemen. Je kan atomen nooit rechtstreeks waarnemen met een lichtmicroscoop omdat atomen 100 000 keer te klein zijn. Zelfs voor een elektronenmicroscoop zijn atomen te klein om in beeld gebracht te worden.
watermolecule 0,28 nm
atoom
0,1 nm
X-ray kristallografie
Toch slaagden Binnig en Rohrer, twee Zwitserse wetenschappers, erin om het oppervlak van atomen zichtbaar te maken dankzij ‘the scanning tunneling microscope’.
aanstuurspanning
tunnelstroomversterker
aftastbesturing
tunnelspanning
verwerking van meetgegevens
© Michael schmid
1 Het atoommodel
1.1 Evolutie van het atoommodel
Een model is een gedachtenvoorstelling met een visuele ondersteuning van de op dat moment geldende kennis.
John Dalton Elk atoom is een massieve ondeelbare bol met een specifieke massa, een eigen grootte en specifieke eigenschappen.
1800 1808 1850
Joseph John Thomson Het zogenaamde ‘krentenbol-model’ of ‘plumpudding-model’. Het atoom bestaat uit elektrisch negatief geladen deeltjes (elektronen), omgeven door een elektrisch positief geladen massieve massa, als krenten in een bol deeg. In dit model konden negatieve deeltjes vrij door de positieve massa bewegen met willekeurige bewegingen.
Ernest Rutherford Elk atoom heeft een ijle structuur met centraal een positieve kern en daarrond een wolk van negatief geladen deeltjes: de elektronen.
Niels Bohr De elektronenwolk bestaat uit
7 energieniveaus, ook wel schillen genoemd. Hierop bewegen de elektronen rond de atoomkern in cirkelvormige banen.
Zonder een voorwerp te kunnen zien, kan je er toch een bepaalde voorstelling van maken.
Wetenschappers begrijpen doorheen de geschiedenis (in het verleden en nu) niet-zichtbare verschijnselen beter en beter door experimenten. Via de besluiten uit deze experimenten maken ze een gedachtenvoorstelling van het vooropgestelde probleem. Deze gedachtenvoorstelling noemen we een model.
James Chadwick
Naast protonen bestaan in de kern ook deeltjes zonder elektrische lading: neutronen.
Murray Gell-Mann Kwam met het idee voor het bestaan van quarks, die hij als bouwstenen van protonen en neutronen veronderstelde. proton neutron quark
In de wetenschap neemt kennis in functie van de tijd toe. Nieuwe experimenten, die leiden tot nieuwe vaststellingen, worden uitgevoerd en daardoor ontstaan nieuwe inzichten. Het heersende model wordt aangepast en een nieuw model ontstaat. Zo komen wetenschappers steeds opnieuw tot een beter inzicht in de wetenschap. Verschijnselen kunnen beter begrepen worden aan de hand van nieuwe modellen. Modellen die veranderen gebaseerd op nieuwe experimenten noemen we ‘dynamische modellen’.
De tijdlijn in deze module eindigt niet bij James Chadwick maar er zijn nog een aantal belangrijke wetenschappers naast Chadwick die het huidige wetenschappelijk model (2012) over het atoom verder ontwikkeld hebben. De verdieping van de atoombouw met quarks bestudeer je in de 3de graad.
1.2 Het atoommodel van Rutherford
Marie curie beschreef op het einde van de 19de eeuw dat sommige onstabiele atomen spontaan radioactieve stralen uitsturen. Ze noemde dit verschijnsel ‘radioactiviteit’. Rutherford, een leerling van Thomson, zetten in 1908 een experiment op waarbij hij gebruik maakte van deze radioactieve stralen: het goudfolie experiment. Zo kon hij het atoommodel van Thomson verder verfijnen.
Hypothese
Als, zoals Thomson beweert, atomen massieve deeltjes zijn, dan zullen de radioactieve deeltjes (α-deeltjes) worden teruggekaatst op de goudfolie en niet waarneembaar zijn op het detectiescherm dat zich achter de goudfolie bevindt.
α-deeltjes α-stralen atomen van de goudfolie
Waarneming
Tijdens het uitvoeren van het experiment merkt Rutherford al snel iets opmerkelijk: zo goed als 99% van de α-deeltjes (radioactieve straling) die uitgezonden worden op de goudfolie, gaan er rechtlijnig doorheen en komen terecht op het detectiescherm dat zich achter de goudfolie bevindt. Dit is in strijd met Thomsons’ veronderstelling dat atomen volle materie zijn.
Besluit
Een atoom kan geen massieve, volle structuur hebben. Aangezien de meeste α-stralen recht door de atomen gingen, wijst dit op een ‘ijle’ atoomstructuur.
Een klein deel van de α-stralen wordt teruggekaatst. Zij botsen op een centraal gedeelte in het atoom: de atoomkern
In 1919 verfijnde Rutherford het experiment door de ontdekking van positief geladen materiedeeltjes in de atoomkern. Deze deeltjes noemen we protonen. De protonen en de elektronen dragen een tegengestelde elektrische lading met dezelfde grootte. Dit is de elementaire lading omdat het de kleinste hoeveelheid lading is die in een atoom kan voorkomen.
Atoommodel van Rutherford
Atomen hebben een ijle structuur met centraal een positieve kern en daarrond een wolk van negatief geladen deeltjes: elektronen.
De elektronen zweven vrij rond in de ijle ruimte rond de atoomkern.
De grootte van de elektrische lading (elementaire lading) van een proton is gelijk aan die van een elektron. Alleen is een proton positief geladen en een elektron negatief geladen.
1.3 Het huidige atoommodel
Ondanks dit nieuwe model, blijft de vraag hoe het komt dat de deeltjes in de kern samenblijven en de atoomkern vormen nog onbeantwoord.
Thomson leerde ons dat gelijke ladingen elkaar afstoten en tegengestelde ladingen elkaar aantrekken. Aangezien de kleine atoomkern, ontdekt door Rutherford, bestaat uit allemaal positieve ladingen, hoe zou je dan kunnen verklaren dat deze kern niet uiteenspat door de onderlinge afstotingskrachten?
In 1932 kwam James Chadwick met een voorlopige mogelijke verklaring.
Chadwick
Chadwick ontdekte dat er naast protonen ook andere deeltjes in de atoomkern zitten. In tegenstelling tot de protonen en elektronen zijn dit deeltjes zonder elektrische lading.
Deze neutrale deeltjes noemen we neutronen en hebben als functie het samenhouden van de positief geladen protonen. Chadwick ontving voor dit onderzoek de Nobelprijs voor de natuurkunde in 1935.
De massa van een proton en neutron zijn gelijk, terwijl de massa van een elektron 0,005 keer de massa van een proton is.
Protonen, neutronen en elektronen noemen we de elementaire deeltjes van het atoom.
Protonen (p+) zijn positief geladen. Elektronen (e-) zijn negatief geladen. Neutronen (n0) hebben geen elektrische lading.
elektron
neutron
proton
James
In deze tabel zijn de massa en (elektrische) lading van de elementaire deeltjes relatief. ‘Relatief’ betekent dat de ladingen worden vergeleken met de gebruikte eenheid en dat de waarden onbenoemd zijn, geen vermelding van eenheden. De eenheid van lading is de elementaire lading. De eenheid voor massa is de ‘amu’ of u.
De totale elektrische lading van het atoom is gelijk aan 0, dus een atoom bevat evenveel positieve als negatieve ladingen.
Plaats de nummers op de figuur bij het juiste begrip.
WIST-JE-DAT
De opbouw van een stof stopt niet bij protonen en neutronen. Alles om ons heen heeft massa dankzij de aanwezigheid van protonen en neutronen in de kern van de atomen. Deze protonen en neutronen, elementaire deeltjes, bestaan nog uit andere deeltjes die men quarks noemt. Ze behoren tot de fundamentele deeltjes. De verdere verdieping van de atoombouw bestudeer je in de 3de graad.
1.4 Atoomnummer en massagetal
Bestudeer het atoommodel van helium. Hoeveel protonen, elektronen en neutronen zijn er afgebeeld?
protonen:
elektronen:
neutronen:
Neem het periodiek systeem der elementen erbij. Ga op zoek naar het element helium. Wat valt je op?
Vergelijk met de hoeveelheid elementaire deeltjes waaruit het element is opgebouwd.
Het aantal protonen in de kern van een atoom wordt weergegeven door het atoomnummer Z. Aangezien een atoom elektrisch neutraal is, kom dit overeen met het aantal elektronen rond de kern.
Het totaal aantal protonen en neutronen in de kern (nucleus) wordt weergegeven door het massagetal A. p+ + n0 = A
Protonen en neutronen worden de nucleonen (deeltjes van de kern) genoemd.
Het aantal neutronen is gelijk aan …
in woorden:
in symbolen:
Het atoomnummer Z kan je opzoeken in het periodiek systeem. Het is het nummer waarmee een element een plaats krijgt in het periodiek systeem. Het massagetal A kan je niet opzoeken in het periodiek systeem. Er staat een kommagetal (de gemiddelde relatieve atoommassa). Je moet dit kommagetal afronden om het massagetal van de meest voorkomende variant van het atoom te vinden. In dit voorbeeld is de relatieve atoommassa 6,941. Als je dit getal afrondt, dan heb je 7. De meest voorkomende variant van Lithium heeft massagetal 7 en atoomnummer 3.
atoomnummer Z relatieve atoommassa A
algemeen voorbeeld elementaire deeltjes
aantal e- = 3
aantal p+ = 3
aantal n0 = A – Z = 7 – 3 = 4
In atoom E heb je Z protonen, Z elektronen en A-Z neutronen.
Bereken het aantal elementaire deeltjes in een O-atoom: 168O
atoomnummer:
massagetal:
aantal protonen:
aantal elektronen:
aantal neutronen:
WIST-JE-DAT
In het periodiek systeem vinden we per element de gemiddelde relatieve atoommassa terug.
Die is niet gelijk aan de atoommassa van een bepaald element.
De gemiddelde relatieve atoommassa is het gemiddelde van alle atoommassa’s van alle voorkomende varianten van een bepaald element. Deze varianten noemen we isotopen. Isotopen zijn atomen van hetzelfde element. Ze bevatten in de kern evenveel protonen maar een verschillend aantal neutronen. Doordat er een verschillend aantal neutronen in de kern aanwezig zijn, hebben de isotopen een verschillend massagetal. Ze beïnvloeden dus de gemiddelde relatieve atoommassa van het element.
De gemiddelde relatieve atoommassa is een onbenoemd getal dat de gewogen gemiddelde atoommassa van een element weergeeft. Deze gemiddelde atoommassa is een gewogen gemiddelde omdat bij de berekening ervan ook rekening wordt gehouden met het procentuele voorkomen van elke variant in de natuur.
Koolstof komt in de natuur voor in 3 belangrijke varianten:
• 99% van alle koolstof op aarde is 12C (stabiel),
• 1% van alle koolstof is 13C (stabiel),
• 0,0005% van alle koolstof op aarde is 14C (onstabiel).
Op het periodiek systeem is de atoommassa van koolstof 12,01 omdat de variant 12C het meeste voorkomt en dus de relatieve atoommassa het sterkst beïnvloedt.
6 protonen
6 neutronen
6 elektronen
6 protonen
7 neutronen
6 elektronen
6 protonen
8 neutronen
6 elektronen
2 Elektronenconfiguratie
2.1 Atoommodel van Bohr
Niels Bohr sloot zich in 1912 aan bij het onderzoeksteam van Rutherford. Door zijn studie over elektronen in metalen wilde hij zich verdiepen in de bouw van een atoom.
Rutherford stelde dat de elektronen zich vrij rond de kern konden bewegen in de elektronenmantel. Dankzij ‘vlamproeven’ ontdekte Bohr dat elektronen niet zomaar willekeurig in de elektronenwolk kunnen bewegen maar dat de elektronen zich op een vaste afstand tot de atoomkern bevinden en daar ronddraaien in schillen. Dit atoommodel noemt men ook het bolschilmodel.
Bohr paste het atoommodel van Rutherford aan.
Volgens het Bohr-model bestaat de elektronenwolk uit 7 energieniveaus, ook wel schillen genoemd. Hierop bewegen de elektronen rond de atoomkern in cirkelvormige banen.
De schillen worden genummerd van 1 tot 7, beginnend vanaf de schil het dichtst bij de kern. Ze krijgen daarnaast ook een naam: K tot en met Q.
Op elke schil is er plaats voor maximaal 2n2 elektronen met n = schilnummer.
Er kunnen maximaal 32 elektronen op één schil aanwezig zijn.
Bepaal de maximale bezetting voor iedere schil.
2.2 Elektronenconfiguratie en valentie-elektronen
De elektronen bevinden zich zo dicht mogelijk bij de kern omdat ze dan de laagste energieinhoud hebben. De schillen het dichtst bij de kern worden bijgevolg eerst opgevuld.
Elektronen op dezelfde schil bezitten eenzelfde hoeveelheid energie. Deze energiewaarde wordt hoger naargelang ze zich in een hogere schil bevinden.
De elektronenconfiguratie is de verdeling van de elektronen over de verschillende schillen in de elektronenmantel.
Valentie-elektronen zijn de elektronen op de buitenste schil van een atoom.
Natrium (Z = 11) staat op plaats 11 in het PSE.
Het natriumatoom heeft 11 elektronen.
Elektronenconfiguratie:
• K-schil: 2 e-
• L-schil: 8 e-
• M-schil: 1 e-
2 e- + 8 e- + 1 e- = 11 e-
Verkorte notatie: K2 L8 M1
Aantal valentie-elektronen = 1 Er bevindt zich 1 elektron op de buitenste bezette schil, de M-schil in dit geval.
Teken de elektronenconfiguratie van het element Chloor.
De elektronen mogen niet willekeurig verdeeld worden over de schillen. Er zijn bepaalde regels die de verdeling bepalen. Verder meer hierover in hoofdstuk 4 gegevens afleiden uit het periodiek systeem.
3 Het periodiek systeem der elementen
3.1 Korte geschiedenis
Met de ontdekking van de elementen ontstond de noodzaak een classificatie van de reeds gekende atomen door te voeren. In 1869 rangschikte de rus ‘Dimitri Mendelejev’ ze voor het eerst. Hierdoor ontstond een tabel, bestaande uit de toen 61 gekende elementen. Dit werd later bekend als ‘de tabel van Mendelejev’. Wil je hierover meer weten? Scan de QR-code en spring een aantal jaren terug in de tijd.
In zijn tabel plaatste hij de elementen onder elkaar volgens stijgende atoommassa en naast elkaar als ze gelijkaardige chemische eigenschappen bezitten.
De tabel bevat niet alleen alle basiseigenschappen van de elementen, ook de verbanden tussen de elementen onderling zijn aanwezig.
En voilà, een eerste versie van het periodiek systeem was geboren!
Wat speciaal was aan zijn tabel? Hij hield rekening met elementen die nog ontdekt moesten worden. Er zaten in zijn tabel gaten. Later werden die door nieuwe ontdekkingen opgevuld. De tabel laat ons toe om voorspellingen te maken over eventuele elementen die nog op een kunstmatige manier gemaakt kunnen worden.
150 jaar later is Mendelejev’s tabel het periodiek systeem der elementen geworden. Of deze tabel nu volledig is, weten we niet. Dat zal de toekomst uitwijzen.
Sinds 2016 zijn er nog 4 nieuwe gesynthetiseerde elementen toegevoegd aan het periodiek systeem. Dat zijn geen natuurlijke maar kunstmatige elementen. Het gaat om nihonium (113), moscovium (115), tennessine (117) en oganesson (118).
Door de aanvulling van de bovenstaande elementen bevat de 7de schil 32 elektronen.
Deze schil is dus vol. Wanneer er na verloop van tijd nog een nieuw element 119 wordt gesynthetiseerd, moet een nieuwe elektronenschil toegevoegd worden: de 8ste of R-schil.
WIST-JE-DAT
3.2 Opbouw van het periodiek systeem
Het Periodiek Systeem der Elementen is een gouden informatiebron voor de chemicus. Je kan er niet enkel alle soorten atomen in terugvinden, maar er zijn ook diverse eigenschappen van deze atomen uit af te leiden.
Zoals eerder gezien in de korte geschiedenis van het periodiek systeem, plaatste Dimitri Mendelejev de toen gekende atomen niet willekeurig in zijn tabel. Er zat een logische rangschikking aan verbonden, rekening houdend met de eigenschappen van de atomen.
Als je het huidige periodiek systeem bekijkt, zal je al snel opmerken dat elementen, atomen, een verschillende samenstelling en een verschillende massa hebben. Daarom reageren atomen verschillend.
Het periodiek systeem (PSE) is een tabel met rijen en kolommen waarin de chemische elementen geplaatst worden.
De rijen staan horizontaal en worden de perioden genoemd.
De kolommen staan verticaal en worden de groepen genoemd.
In het periodiek systeem dat we nu gebruiken, zijn de elementen gerangschikt volgens twee criteria: 1 het atoomnummer (protonengetal) (Z), 2 eigenschappen van het element.
Beginnend bij het eerste element ‘waterstof (Z=1)’ worden de elementen horizontaal naast elkaar geplaatst volgens toenemend atoomnummer
In iedere rij nemen de atoomnummers horizontaal toe, van links naar rechts. In eenzelfde kolom nemen de atoomnummers verticaal toe, van boven naar onder Elementen met analoge eigenschappen staan onder elkaar in eenzelfde groep.
Het woord ‘periodiek’ in dit systeem betekent dat chemische eigenschappen van atomen zich periodiek herhalen.
Algemeen kun je dus zeggen: je leest het periodiek systeem zoals je een tekst zou lezen. Je start links bovenaan, dan lees je van links naar rechts en daarna de volgende lijn (periode) weer van link naar rechts, enzovoort ...
Lichte elementen, met een laag atoomnummer, vind je links en bovenaan in het PSE.
Zware elementen, met een hoog atoomnummer, vind je rechts en onderaan in het PSE.
Gegevens afleiden
uit het PSE
4.1 Perioden en groepen
Uit experimenten blijkt dat de elementen die in het periodiek systeem in dezelfde kolom staan, chemisch analoge eigenschappen vertonen.
Het periodiek systeem is opgebouwd uit 7 rijen (horizontaal) en 18 kolommen (verticaal). Hierin zijn alle elementen geordend die we tot op heden kennen. Ieder element heeft een rangnummer, wat overeenkomt met het atoomnummer Z. Dat vind je terug linksboven elk element.
De horizontale rijen in het periodiek systeem noemt men perioden. De 7 perioden komen overeen met de 7 schillen in de elektronenwolk
Voorbeeld
Kalium (K) staat in periode 4, wat betekent dat de elektronen van dit element verdeeld zijn over 4 schillen. De K-, L-, M- en N-schil.
De verticale kolommen in het periodiek systeem noemt men groepen. Ze worden doorlopend genummerd van 1 tot en met 18. Er wordt een onderverdeling gemaakt in hoofd (a)- en nevengroepen (b).
Je moet enkel de 8 hoofdgroepen kennen, zoals hieronder opgesomd.
groep Ia/1: alkalimetalen
groep IIa/2: aardalkalimetalen
groep IIIa/13: aardmetalen
groep IVa/14: koolstofgroep
groep Va/15: stikstofgroep
groep VIa/16: zuurstofgroep
groep VIIa/17: halogenen
groep VIIIa/18: edelgassen
De neven-(b)-groepen worden overgangselementen genoemd.
Het groepsnummer, zie Romeins cijfer, komt overeen met het aantal valentie-elektronen van het desbetreffende element.
Voorbeeld
Boor (B) staat in groep IIIa. Dit is de derde hoofgroep, oftewel de aardmetalen. Hieruit kan je afleiden dat boor 3 valentie-elektronen heeft. Met andere woorden: er staan 3 elektronen op de buitenste schil.
De elementen in groep VIIIa – of 18, noemen we de edelgassen. Je vindt ze uiterst rechtst terug in het periodiek systeem. Aangezien ze in de achtste hoofdgroep zitten, betekent dit dat ze 8 valentie-elektronen hebben. Deze atomen bezitten de ‘edelgasconfiguratie’.
Het edelgas helium (He) vormt hierop een uitzondering. Het staat in de 8ste hoofdgroep, groep VIIIa/18, maar heeft slechts 2 valentie-elektronen.
De perioden bestaan uit 7 horizontale rijen. Het periodenummer geeft het aantal elektronenschillen weer die gevuld zijn met elektronen.
De groepen bestaan uit 18 verticale kolommen. Het groepsnummer bij de hoofdgroepen, dat aangetoond wordt met een romeins cijfer, komt overeen met het aantal valentie-elektronen
Leid voor de volgende elementen het aantal gevulde elektronenschillen en valentie-elektronen af uit het periodiek systeem.
1 Magnesium
aantal schillen:
valentie-elektronen:
2 Broom
aantal schillen:
valentie-elektronen:
4.2 Elektronenconfiguratie tekenen volgens het bolschilmodel van Bohr
Je kan uit het periodiek systeem afleiden hoeveel elektronen een atoom van een element bezit. Dit wordt weergegeven door het atoomnummer Z
De elektronenconfiguratie is de verdeling van de elektronen over de verschillende schillen in de elektronenmantel.
Stap 1 Bepaal het aantal protonen en elektronen van het atoom. Noteer de lading van de protonen in de kern.
Stap 2 Noteer de verkorte elektronenconfiguratie.
Stap 3 Vul eerst de K-schil op. Hier is een maximale bezetting van 2 e-
Opgelet: je plaatst deze elektronen naast elkaar. Zo vorm je een doublet of elektronenpaar.
Stap 4 Vul daarna de volgende schil op. Je maakt steeds een kruisvorm: boven (1), onder (2), links (3) en rechts (4). Herhaal deze volgorde als er meer dan 4 e- op de schil moeten.
Vanaf het 5de elektron vorm je elektronenparen totdat er uiteindelijk 4 paren zijn. De schil bevat dan maximaal 8 elektronen.
Heb je 8 e- op één schil geplaatst? Dan is deze volledig vol en plaats je de overige elektronen op de volgende schil.
Je kan de elektronenconfiguratie van een element zowel met symbolen (en cijfers) als met het bolschilmodel van Bohr visueel maken. Aan de hand van het onderstaande voorbeeld lichten we het plaatsen van de elektronen op de schillen toe.
Voorbeeld
Fosfor 15 31P
STAP 1: aantal p+ = e - = 15
STAP 2: elektronenconfiguratie K2 L8 M5
doublet = een elektronenpaar
Op papier wordt het bolschilmodel als een vlakke voorstelling weergeven. In werkelijkheid is dit echter een driedimensionale structuur.
4.3 Valentie-elektronen met het elektronstipmodel (Lewisnotatie)
Je leerde al dat de elektronen op de buitenste bezette schil ‘valentie-elektronen’ worden genoemd. Het aantal valentie-elektronen bepaalt de chemische eigenschappen van een element.
De chemicus Gilbert Newton Lewis voerde een onderzoek uit naar de buitenste elektronenschil van een atoom. Hij bedacht een notatie waarbij enkel de valentie-elektronen weergegeven zijn: de Lewisnotatie.
Vandaag de dag is het ook wel beter gekend als het ‘elektronstipmodel’: de elektronen worden genoteerd als ‘bolletjes’ die we links, rechts, boven of onder het symbool van het atoom tekenen.
Gilbert Newton Lewis
In het periodiek systeem kan je voor ieder element het aantal valentie-elektronen afleiden uit het groepsnummer (bij de hoofgroepen). Zonder gebruik te maken van het periodiek systeem kan je het aantal valentie-elektronen ook bepalen aan de hand van de elektronenconfiguratie. Hieronder sommen we de regels op aan de hand van enkele voorbeelden.
Voorbeelden
Boor ( 5 11B) → periode 2, groep 3 (IIIa)
STAP 1: aantal p+ = e= 5
STAP 2: elektronenconfiguratie K2 L3
STAP 3: aantal valentie-elektronen = 3
Elk valentie-elektron wordt voorgesteld door een bolletje of punt.
Silicium ( 14 28Si) → periode 3, groep 4 (IVa)
STAP 1: aantal p+ = e= 14
STAP 2: elektronenconfiguratie K2 L8 M4
STAP 3: aantal valentie-elektronen = 4
Je kan maximaal 4 ongepaarde elektronen plaatsen.
Zwavel ( 16 32Si) → periode 3, groep 6 (VIa)
STAP 1: aantal p+ = e= 16
STAP 2: elektronenconfiguratie K2 L8 M6
STAP 3: aantal valentie-elektronen = 6
elektronstipmodel B
elektronstipmodel Si
elektronstipmodel
elektronenpaar = doublet
S S
Zijn er meer dan vier valentie-elektronen in de schil aanwezig, dan worden er elektronenparen of doubletten gevormd. Dit zijn twee elektronen aan elkaar ‘gekoppeld’ in een elektronenpaar. Een doublet noteren we als een streep.
Het elektronstipmodel waarbij X een element uit het periodiek systeem is.
Groep 8, de edelgassen, bezitten de stabiele octetstructuur met uitzondering van helium.
De elektronenconfiguratie van ieder element kan op drie manieren weergeven worden.
We tonen de mogelijke voorstellingen met fluor (F) als voorbeeld:
VERKORTE
weergave van het aantal elektronen per schil
weergave van het aantal valentie-elektronen vlakke weergave van de schillen met elektronenparen en ongepaarde elektronen
4.4 Absolute en relatieve massa
Eerder maakten we al kennis met atomen en hun elementaire deeltjes: protonen, elektronen en neutronen. In dit onderdeel focussen we ons op de massa van deze elementaire deeltjes. Vooraleer we dit kunnen gaan definiëren, moeten we ons eerst afvragen: “Massa, wat is dat?”
De massa van een lichaam is de hoeveelheid materie die het lichaam omvat. Volgens de indeling van het SI-stelsel is massa één van de 7 basisgrootheden met als eenheid 1 kg.
In de wetenschap kiezen we alvast voor het SI-stelsel. Het is bedoeld om gemakkelijk gegevens te kunnen uitwisselen. In de lessen fysica heb je alle basiseenheden leren kennen.
Ook atomen hebben een massa. We maken een onderscheid tussen de absolute- en relatieve atoommassa.
4.4.1 Absolute atoommassa
De absolute massa van een atoom is de hoeveelheid materie van dat atoom.
Deze grootheid geeft aan hoeveel een atoom weegt
Er bestaan verschillende atoomsoorten en ieder atoom heeft een andere absolute atoommassa.
atoommassa ma kilogram kg
Voorbeeld
Deze gegevens vind je niet terug in het periodiek systeem. Hier bestaat een afzonderlijke overzichtstabel voor.
Absolute atoommassa’s hebben een zeer kleine getalwaarde als je de eenheid kilogram hanteert. In de chemielessen hanteren we een andere massaeenheid:
De ‘internationale atoommassa-eenheid’ amu (u). amu is de afkorting van het Engelse woord ‘atomic mass unit’.
1 u = 1,66 ∙ 10-27 kg of 1,66 ∙ 10-24 g
De ‘u’ is de referentiemassa, een massa waarmee men de massa van het atoom vergelijkt. Als we de ‘u’ als eenheid van massa gebruiken, dan wordt de tabel:
ATOOMSOORT H U O
De atoommassa-eenheid (amu) komt ongeveer overeen met de massa van …
1 H-atoom, 1 proton, 1 neutron.
4.4.2 Relatieve atoommassa
Alle massa’s van atomen en elementaire deeltjes worden uitgedrukt in ‘u’. Door de verhouding te maken van de absolute atoommassa en de referentiemassa bekomen we een onbenoemd getal dat aangeeft hoeveel keer dat deeltje zwaarder is dan de referentiemassa. Zo komen we tot het begrip relatieve atoommassa.
De relatieve atoommassa is de verhouding tussen de absolute massa van één atoom en de referentiemassa (u).
GROOTHEID SYMBOOL SI-EENHEID VERHOUDING
relatieve atoommassa Ar / Ar = absolute atoommassa atoommassa-eenheid = ma u
Voorbeeld
Ar (H) = ma (H) u = 1,67 ∙ 10-27 kg 1,66 ∙ 10-27 kg = 1,006 ≈ 1,0
Ar (U) = ma (U) u = 395 ∙ 10-27 kg 1,66 ∙ 10-27 kg =237,9 ≈ 238,0
Ar (O) = ma (O) u = 26,6 ∙ 10-27 kg 1,66 ∙ 10-27 kg = 15,999 ≈ 16,0
“U” (hoofdletter) is het symbool voor het element uranium, terwijl “u” (kleine letter) het symbool is voor de internationale atoommassa-eenheid.
Door de formule voor het berekenen van de relatieve atoommassa (Ar) om te vormen, kan je de absolute atoommassa (ma) ook berekenen: ma = Ar ∙ u
Je kan de gemiddelde relatieve atoommassa wel terugvinden in het periodiek systeem. Dit getal staat vermeld onder ieder element.
4.5 Massa van de elementaire deeltjes
Zoals het atoommodel van Bohr-Rutherford weergeeft, bestaat een atoom uit een kern van protonen en neutronen met daarrond een wolk opgebouwd uit ‘schillen’ met elektronen.
Zowel de protonen en neutronen hebben een massa met benadering van 1 u = 1,66 ∙ 10-27 kg. De negatief geladen deeltjes (elektronen) op de verschillende energieniveaus zijn in vergelijking met de positieve- en neutraal geladen deeltjes veel kleiner.
De massa van een elektron komt ongeveer overeen met = 1 2000 mproton
Met andere woorden: zo goed als 2000 keer kleiner dan de massa van een proton of neutron. Dit is zo ontzettend klein dat we mogen aannemen dat deze massa ‘verwaarloosbaar’ is in vergelijking met de massa van een atoom. Bij benadering kan je aannemen dat de massa van een elektron gelijk is aan 0.
Hieronder vind je een overzicht terug van de absolute massa’s van de elementaire deeltjes.
atoom: 10-10 m nucleus: 10-14 m
proton: 10-15 m neutron: 10-15 m
elektron: 10-18 m
De diameter van de verschillende onderdelen van een atoom zijn ontzettend klein.
4.6 Toepassingen: eigenschappen van atomen
Uit het periodiek systeem kan je al veel eigenschappen van atomen afleiden. Experimenteel stelt men vast dat de reactiviteit van de metalen uit de groep Ia en IIa groter is dan de reactiviteit van metalen uit de groep IIIa. Hierover zal je meer te weten komen in het volgend thema.
Daarnaast kennen de elementen uit het periodiek systeem in het dagdagelijkse leven heel wat toepassingen. Hieronder sommen we enkele typische toepassingen op.
Waarom zijn elektrische geleidingskabels gemaakt van koperdraad (Cu)?
De beste geleider voor elektrische stroom is zilver (Ag) maar dat is veel te duur. Dan volgt koper, dat is nog betaalbaar en heeft ook een goed elektrisch geleidingsvermogen. Koper is ook beter bestand tegen roesten in vergelijking met aluminium.
Wat zijn de voordelen van de inertheid van edelmetalen (bv. Au, Pt)?
Goud (Au) reageert door zijn inertheid niet of nauwelijks met andere stoffen. Het is bestand tegen corrosie en oxidatie. Alle edelmetalen hebben meestal een hoog smeltpunt, met uitzondering van kwik dat een vloeistof en een edelmetaal is. Om deze redenen zijn edelmetalen erg geliefd voor het maken van sieraden.
Waarom worden potten en pannen uit metalen zoals koper en aluminium gemaakt?
Metalen zijn bij kamertemperatuur vaste stoffen. Het zijn (zeer) goede warmtegeleiders.
Waarom worden er ijzeren bruggen gebouwd?
Ijzer is sterk, heeft een grote draagkracht, is slijtvast en vervormbaar.
Deze eigenschappen maken van ijzer het ideale bouwmateriaal voor bruggen en contructie-elementen.
5 Verder oefenen
Het atoommodel
Verbind de atoommodellen met de juiste wetenschapper.
Verbind de begrippen met de juiste definitie.
John Dalton
Niels Bohr
Ernest Rutherford
James Chadwick
J.J. Thomson
massagetal
Een positief elektrisch geladen elementair deeltje met massa 1 u.
Een negatief elektrisch geladen elementair deeltje met een verwaarloosbare massa.
De som van het aantal protonen en elektronen in de kern van een atoom
Een elektrisch neutraal elementair deeltje met massa 1 u.
Het aantal positieve elektrische ladingen in de kern van een atoom. 1 2
Bepaal van de volgende elementen het atoomnummer. Noteer ook het bijhorende symbool.
Welk onderdeel van het atoom wordt aangeduid? Noteer het juiste begrip en omschrijf.
Vul de krantenkop aan met de naam van de juiste wetenschapper.
‘ Atomen zijn ondeelbare massieve bollen.’
Welk chemisch element wordt afgebeeld in oefening 4? Verklaar.
Vul de tabel verder aan voor elke element.
Plaats een kruisje bij de correcte omschrijving(en).
Dit waterstofatoom (11H) bezit …
meer neutronen dan protonen. meer elektronen dan protonen. evenveel protonen als neutronen.
meer protonen dan neutronen.
Dit zinkatoom 65Zn) bezit …
65 neutronen en 30 protonen.
30 elektronen en 30 protonen.
65 protonen en 34 neutronen.
30 protonen en 35 neutronen.
Dit siliciumatoom 28Si bezit …
5 neutronen meer dan kaliumatoom 39K.
5 elektronen minder dan kaliumatoom 39K.
6 neutronen minder dan kaliumatoom 39K.
6 neutronen meer dan kaliumatoom 39K.
Vul in met <, = of >.
Het aantal protonen in 12C het aantal protonen in 19F.
Het aantal elektronen in 32S het aantal elektronen in 14N.
Het aantal neutronen in 84Kr het aantal neutronen in 108Ag.
Het aantal neutronen in 31P het aantal elektronen in 32S.
Het aantal neutronen in 19F het aantal elektronen in 2 4He.
Welke kenmerken zijn van toepassing bij de atoommodellen van Dalton, Thomson Rutherford en Bohr? Plaats een kruisje in de juiste kolom(men).
Zoek de isotopen op van koolstof, waterstof en zuurstof. Noteer het aantal protonen, neutronen en elektronen.
Elektronenconfiguratie
Noteer de verkorte elektronenconfiguratie van volgende elementen.
lithium:
chloor:
zwavel:
Welk element hoort bij volgende verkorte elektronenconfiguratie?
K2 L5:
K2 L8 M2:
K2 L7:
Welke atomen van H tot een met Ar bezitten een maximaal aantal valentie-elektronen?
Geef steeds de naam van het atoom en noteer het bijhorende atoomnummer.
Al – Ar – Cu – F – Fe – Li – S 16 a b 17 a b 18
Teken aan de hand van de onderstaande elektronenconfiguraties de correcte verdeling op het bolschilmodel.
Plaats de protonenlading in de kern.
P: K2 L8 M5
Ar: K2 L8 M8
O: K2 L6
Teken aan de hand van de lading in de kern de elektronenconfiguratie en noteer erboven de bijhorende verkorte elektronenconfiguratie.
Noteer de naam van het atoom onder het bolschilmodel.
Het periodiek systeem der elementen
Rangschik de elementen volgens stijgend aantal protonen.
Duid de metalen aan met blauw.
Duid de niet-metalen aan met groen.
Duid de edelgassen aan met geel.
Overtrek de trap die de metalen en niet-metalen van elkaar onderscheiden.
Omcirkel de aardmetalen met roze.
Omcirkel de groep VIa met oranje.
Arceer periode 5.
Teken het elektronenstipmodel van de volgende atomen.
Vul het element in dat hoort bij de elektronenconfiguratie.
Vul ook het aantal protonen aan. p+ = n0 = 4
= n0 = 6
In welke groep én periode bevindt zich het element Na (Z=11)?
Bepaal dit zonder gebruik te maken van het PSE.
= n0 = 14
Een element heeft volgende elektronenconfiguratie: K2 L5. Los de onderstaande vragen op zonder PSE.
Wat is de plaats van dit element in het PSE?
Wat is het atoomnummer van dit element?
Symbolische weergave van het element:
Naam van het element:
Noteer de naam van het element.
Vul voor het element het aantal protonen en neutronen aan in de kern.
Teken de elektronenverdeling op de schillen.
Teken het elektronenstipmodel van de volgende atomen:
Een atoom uit groep 17 VIIa.
Een atoom uit groep 18.
Het atoom met 14 elektronen.
Het atoom uit de stikstofgroep met 3 schillen die bezet zijn met elektronen.
Vul de ontbrekende informatie aan voor ieder atoom.
N (Z = )
Naam van het element:
SYMBOLISCHE NOTATIE
P (Z = )
Naam van het element:
SYMBOLISCHE NOTATIE
He (Z = )
Naam van het element:
SYMBOLISCHE NOTATIE
ELEKTRONENCONFIGURATIE
LEWISNOTATIE (ELEKTRONSTIPMODEL)
SCHILLENMODEL VOLGENS BOHR
ELEKTRONENCONFIGURATIE
LEWISNOTATIE (ELEKTRONSTIPMODEL)
SCHILLENMODEL VOLGENS BOHR
ELEKTRONENCONFIGURATIE
LEWISNOTATIE (ELEKTRONSTIPMODEL)
SCHILLENMODEL VOLGENS BOHR
Verklaar voor de atomen uit oefening 27 het aantal bezette schillen met de plaats in het PSE. Wat valt je op?
Maak deze opdracht zonder hulp van het periodiek systeem.
Noteer de naam van het element.
Vul voor het element het aantal protonen en neutronen aan in de kern.
Teken de elektronenverdeling op de schillen.
Noteer de verkorte elektronenconfiguratie:
Tot welke hoofdgroep behoort dit element? Verklaar
Gegevens afleiden uit het periodiek systeem
Juist of fout. Verbeter indien nodig.
De massa van een proton is even groot als de massa van een elektron.
De relatieve atoommassa is de verhouding tussen de absolute massa van één atoom en de referentiemassa (u).
Als ik de relatieve atoommassa wil berekenen dan vermenigvuldig ik de absolute atoommassa met 1,66 ∙ 10-27 kg.
Bereken de relatieve- en absolute atoommassa van de onderstaande elementen. Rond het resultaat af op 1 decimaal.
ATOOMSOORT
∙ 10-27 kg
Statische haren
Oriëntatie
ONDERZOEKSVRAAG
Hoe komt het dat onze haren recht komen te staan bij het wrijven met een ballon?
HYPOTHESE
Voorbereiding
BENODIGDHEDEN
Uitvoering
Scan de QR-code.
Wat gebeurt er wanneer je de ballon in contact laat komen met de trui?
Verplaats de ballon naar rechts. Wat gebeurt er met de ballon?
Reflectie
BESLUIT
Geef een antwoord op de onderzoeksvraag.
STUDIEWIJZER
ik kan het!
Je kan de evolutie van het atoom herkennen aan de hand van atoommodellen. 6
paginanummer
Je kan de atoommodellen koppelen aan de bijhorende geleerde. 6-9
Je kan de begrippen ‘elementair deeltje, proton, neutron, elektron, elektronenwolk en atoomkern’ herkennen op een atoommodel en omschrijven. 9-10
Je kan het aantal protonen, neutronen en elektronen van een element bepalen aan de hand van het atoomnummer en massagetal met behulp van het PSE. 11-12
Je kan de elektronenconfiguratie van een element bepalen. 13-14
Je kan de plaats (periode én groep) van een element in het PSE bepalen aan de hand van het aantal valentie-elektronen, atoomnummer of elektronenconfiguratie. 14-19
Je kan verklaren waarom de elementen uit groep VIIIa/18 een stabiele edelgasconfiguratie bezitten en helium hierop een uitzondering is. 14-19
Je kan het PSE verdelen in perioden en de acht hoofdgroepen, die je ook bij naam kent. 14-19
Je kan het PSE verdelen in drie grote groepen: metalen, niet-metalen en edelgassen. 14-19
Je kan het aantal elektronen dat een element bezit correct verdelen op het bolschilmodel. 20
Je kan het elektronstipmodel van een element bepalen. 21
Je kan de relatieve atoommassa opzoeken in het periodiek systeem. 24
Je kan de absolute atoommassa bereken door gebruik te maken van de formule met relatieve atoommassa en atoommassa-eenheid. 25
Je kent enkele toepassingen uit het dagelijks leven van metalen. 26
Colofon
Auteurs Ann Gilis – Noortje Duysters
Eerste druk 2024
SO 2024/382
Bestelnummer 65 900 0909 (module 4 van 6)
KB D/2024/0147/245
NUR 126
Thema YPMP3
Verantwoordelijke uitgever die Keure, Kleine Pathoekeweg 3, 8000 Brugge
ISBN 978 90 4865 004 0 Die Keure wil het milieu beschermen. Daarom kiezen wij bewust voor papier dat het keurmerk van de Forest Stewardship Council® (FSC®) draagt. Dit product is gemaakt van materiaal afkomstig uit goed beheerde, FSC®-gecertificeerde bossen en andere gecontroleerde bronnen.
RPR 0405 108 325 - © die Keure, Brugge
Niets uit deze uitgave mag verveelvoudigd en/of openbaar gemaakt worden door middel van druk, fotokopie, microfilm of op welke wijze ook zonder voorafgaande schriftelijke toestemming van de uitgever. No parts of this book may be reproduced in any form by print, photoprint, microfilm or any other means without written permission from the publisher. De uitgever heeft naar best vermogen getracht de publicatierechten volgens de wettelijke bepalingen te regelen. Zij die niettemin menen nog aanspraken te kunnen doen gelden, kunnen dat aan de uitgever kenbaar maken.